Основные понятия химии. Основные понятия и законы химии

Основные понятия и законы химии

Окружающий нас мир материален. Материя существует в виде вещества и поля. Поле – вид материи, не имеющий массы покоя.

Вещество – вид материи, обладающий при данных условиях определёнными физическими свойствами. Например, вода при стандартных условиях

(25 °С, 1 атм или 101 кПа) бесцветная жидкость со следующими константами: мольная масса 18 г/моль, плотность 1 г/мл (при 4 °С), температуры фазовых переходов: замерзания и кипения соответственно 0 °С и 100 °С, теплоемкость жидкой воды 4,18 Дж/(г·К) и др. константы.

Вещества состоят из атомов или молекул. Основы атомно-молекулярного учения впервые были изложены М.В. Ломоносовым в 1741 году и развиты в работах других ученых.

Атом – электронейтральная частица, состоящая из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов.

Главной характеристикой атома является заряд ядра, равный числу протонов в атоме. В состав ядра любого атома, за исключением изотопа

водорода ¹Н, входят также нейтральные частицы нейтроны.

Элемент – разновидность атомов, имеющих одинаковый заряд ядра.

Изотоп – вид атомов, имеющих одинаковый заряд ядра, но разную массу. Наличие изотопов связано с различным содержанием нейтронов в атоме одного элемента. Изотопы по физическим константам и химическим свойствам отличаются незначительно. Исключение составляют изотопы водорода: протий (Н) – ¹Н, дейтерий (D) – ²Н и тритий (Т) – ³Н. При переходе от протия к дейтерию и тритию атомная масса возрастает соответственно в два и три раза, что приводит к значительному различию в физических и химических свойствах данных изотопов.

Мо­лекула – это наименьшая частица вещества, обладаю­щая его химическими свойствами.

Моль – это количество вещества, содержащее столько молекул, ато­мов, ионов, электронов или других структурных единиц, сколько содержится атомов в 12 г изотопа углерода ¹²С.

Один моль атомов углерода ¹²С содержат 6,02·10²³ (число Авогадро) атомов углерода.

Например, один моль Н₂SО₄ содержит 6,02·10²³ молекул Н₂SО₄.

Мольная масса – это масса одного моля вещества.

Например, М(Н₂SО₄) = 98 г/моль.

Количество молей вещества обозначается n(x) и вычисляется по формуле

(1.1)

где m(x) – масса вещества,

М(х) – мольная масса вещества

Например: если m(Н₂SО₄) = 9,8 г, то n(Н₂SО₄) = 9,8 ∕ 98 = 0,1 моль.

Мольная масса эквивалента вещества – это произведение массы вещества на его фактор эквивалентности М[fэкв. (х)х] = М(х) · fэкв. (х), где М(х) – мольная масса вещества х, fэкв.(х) – фактор эквивалентности вещества х.

мольной     (1.2)

Например: М(½Н₂SО₄) = 98 · ½ = 49 г/моль.

Фактор эквивалентности вещества – это число показывающее, какая доля атома или молекулы вещества эквивалентна в кислотно-основной реакции одному иону Н⁺ или в окислительно-восстановительной реакции одному электрону. Например: f_экв.(Н₂SО₄) = ½, f_экв.(А1) = ¹∕₃.

Количество моль эквивалентов вещества обозначается n[f_экв.(х)х]. Например: n(½Н₂SО₄) = 0,6 моль эквивалента Н₂SО₄, что соответствуют n(Н₂SО₄) = 0,3 моль.

1.2 Основные законы химии

Закон сохранения массы – масса веществ, вступивших в реакцию, равна массе веществ, образующихся в результате реакции.

Закон сохранения энергии – при любых взаимодействиях, имеющих место в изолированной системе, энергия этой системы остается постоянной, и возможны лишь переходы одного вида энергии в другой в эквивалентных соотношениях.

Законы сохранения массы и энергии были открыты и экспериментально подтверждены М.В. Ломоносовым.

Закон постоянства состава – любые химически индивидуальные соединения имеют один и тот же количественный состав независимо от способа его получения.

Закон Авогадро – в равных объемах любых газов при одинаковых условиях содержится одно и то же число молекул. В газах расстояния между отдельными молекулами настолько велики, что собственный размер молекул практически не влияет на общий объем газа. На практике широко применяется следствие из закона Авогадро – один моль любого газа при нормальных условиях (0 ^оС,

1 атм) занимает объем 22,4 л (мольный объем).

Закон эквивалентов – числа моль эквивалентов всех веществ, участвующих и образующихся в реакции, одинаковы.

Для уравнения реакции, записанного в общем виде аА + вВ = сС, выполняется следующее соотношение:

n[fэкв.(А)А] = n[fэкв.(В)В] = n[fэкв.(С)С].

(1.3)

На практике широко применяются следствия из закона эквивалентов:

1) Массы реагирующих веществ прямо пропорциональны моляр­ным массам эквивалентов этих веществ:

(1.4)

2) Объемы реагирующих веществ обратно пропорциональны их нормальным концентрациям:

(1.5)

Приведенные выше законы объединяют под общим названием стехиометрические законы. Они позволяют проводить расчеты по формулам веществ и по уравнениям реакций.

2 Основные классы неорганических соединений

К неорганическим соединениям относятся соединения, образованные атомами различных элементов, за исключением углерода. Соединения углерода, вследствие специфичности свойств и многообразия, относятся к органическим соединениям.

2.1 Простые вещества

Простые вещества состоят из атомов одного элемента. Например: Н₂, О₂, Fe и т.д. Один элемент может существовать в виде нескольких простых веществ – аллотропических модификаций. Например: О₂ – молекулярный

кислород, О₃ – озон.

Простые вещества делятся на металлы и неметаллы. Металлы, в отличие от неметаллов, обладают высокой электро- и теплопроводностью, пластичностью, ковкостью. По химическим свойствам металлы являются только восстановителями, а неметаллы – как окислителями, так и восстановителями. В соответствии с общими закономерностями изменения свойств элементов в периодической таблице наиболее активным металлом является франций, а неметаллом – фтор. При диагональном движении в периодической таблице от франция к фтору металлические свойства ослабевают, а неметаллические усиливаются.

2.2 Сложные вещества

Сложные вещества состоят из атомов различных элементов.

При соединении двух элементов образуются бинарные соединения. Данные соединения образуется при взаимодействии металла с неметаллом или неметалла с неметаллом. Например: КС1, Н₂О, НС1 и т.д. Из бинарных соединений наиболее распространенными являются оксиды.

К основным классам неорганических соединений относятся также кис­лоты, основания и соли. Например: Н₂СО₃, КОН, К₂СО₃ и т.д.

Оксиды – соединения элементов с кислородом в степени окисления – 2. Оксиды делятся на две группы: солеобразующие и несолеобразующие.

Несолеобразующие оксиды – не образуют кислоты, основания и соли. Например: N₂O, NO, CO и др.

Солеобразующие оксиды – при определённых химических реакциях образуют соли. Солеобра­зующие оксиды подразделяются на кислотные, основные и амфотерные.

Кислотные оксиды – при взаимодействием с водой образуют кислоты.

Например, СО₂+ Н₂О = Н₂СО₃.

Кислот­ные оксиды образуют все неметаллы, а также некоторые металлы в степени окисления +3 и выше. Например: СО₂, Р₂О₃, Р₂О₅, SО₃, СrО₃ и др.

Основные оксиды – при взаимодействием с водой непосредственно или косвенно образуют основания. Например:

Na₂О + Н₂О = 2NaOH;

NiО + 2НСl = NiСl₂+2Н₂О,

NiСl₂ + 2NаОН = Ni(ОН)₂ + 2NаСl.

К основным оксидам отно­сятся все оксиды, образованные щелочными, щелочноземельными и другими металлами в степенях окисления не выше +3. Например: Na₂О, СаО, BaO, MgO, NiO и др.

Амфотерные оксиды – это оксиды проявляющие как кислотные, так и основные свойства. Например:

Сr₂О₃ + 6НС1 = 2СrС1₃ + 3Н₂О,

Сr₂О₃ + 2NaOH= 2NaCrО₂ + Н₂О.

Примеры амфотерных оксидов: BeO, ZnO, А1₂О₃, PbO, РbО₂, Fe₂О₃ и др.

В настоящее время за основу номенклатуры неорганических соединений принята номенклатура, разработанная Международным Союзом по теоретиче­ской и прикладной химии (IUPAC).

Названия оксидов образуются от слова «оксид» и названия элемента в ро­дительном падеже. Если элемент образует несколько оксидов, то в название

оксида включают валентность элемента. Например:

FeO – оксид железа(II), Fe₂ О₃ – оксид железа(III).

Следует отметить, что бинарные соединения большинства других элементов называют подобным образом, только вместо кислорода называют более электроотрицательный элемент, входящий в состав данного соединения. Например: Li₃N – нитрид лития, ZnS – сульфид цинка и др.

Формулы соединений можно выражать посредством брутто-формул, которые показывают, какие элементы и в каком соотношении входят в состав соединения, а также графических формул, которые показывают не только состав, но и последовательность соединения атомов в соединении. Например, для оксида алюминия:

брутто-формула – А1₂О₃, графическая формула – О=А1–О–А1=О.

Существуют также смешанные оксиды. Например, Fe₃О₄ стехиометрически состоит из двух оксидов FeО и Fe₂О₃. В данном соединении FeО проявляет основные свойства, а Fe₂О₃ – кислотные, поэтому этот оксид можно отнести к классу солей Fe(FeО₂)₂ – феррит железа(II). Структурную формулу можно представить следующим образом: О= Fe–О–Fe–О–Fe=О.

Некоторые кислотные оксиды являются смешанными оксидами двух кислот. Например, NО₂ является смешанным оксидом азотной и азотистой кислот:

2NО₂ + Н₂О = HNО₃ + HNО₂.

Кислоты – соединения диссоциирующие в водном растворе на катионы водорода и анионы кислотного остатка. Сильные кислоты диссоциируют полностью и необратимо, а слабые – обратимо и ступенчато. Например:

H₂SО₄ →2Н⁺ + SО₄^2–;

Н₂СО₃ ↔ Н⁺ + НСО₃^– (I–ступень),

НСО₃^– ↔ Н⁺ + СО₃^2– (II–ступень).

Названия бескислородных кислот состоят из двух частей: названия элемента или группы атомов, образовавших кислоту, соединительной гласной «о» и слова «водородная». Напри­мер: НС1 – хлороводородная, H₂S – сероводородная, НСN – цианистоводородная и др.

Названия кислородсодержащих кислот состоят из корня русского названия кислотообразующего элемента с суффиксом, соответствующим его степени окисления:

в высшей степени окисления – -ная, -овая, -евая;

в промежуточной – -нистая, -истая, -новатая, -оватая;

в низшей – -новатистая.

Например:

H₂SO₄ – серная кислота, H₂SO₃ – сернистая кислота.

Если оксид образует несколько кислородсодержащих кислот с разным содержанием молекул воды, то к названию кислот добавляется приставки:

с наименьшим содержанием – мета, средним – мезо, наибольшим – орто.

Например: H₂SiО₃ – метакремневая и H₄SiО₄ – ортокремневая кислоты.

Основания – соединения диссоциирующие в водном растворе на гидроксид-ионы и катионы металла или катион аммония.

Основания, как и кислоты, делятся на сильные и слабые. Например:

Са(OH)₂ → Сa²⁺ + 2ОН^–;

Fe(OH)₂ ↔ FeОН⁺ + ОН^– (I–ступень),

FeОН⁺ ↔ Fe²⁺ + ОН^– (II–ступень).

Названия оснований состоит из слова «гидроксид» и названия катиона в роди­тельном падеже. Например:

NaOH – гидроксид натрия, Fe(OH)₃ – гидроксид железа (III).

Соли – соединения диссоциирующие на катион металла или катион аммония и анион кислотного остатка. Все соли – сильные электролиты. Например: Аl₂(SО₄)₃ → 2Аl³⁺ + 3SО₄^2–.

Соли образуются в результате реакции нейтрализации. Это реакция взаимодействия кислоты с основанием или их оксидов, приводящая к образованию нейтрального соединения (соли). Например:

Н₂SО₄ + 2NаОН = Nа₂SО₄ + 2Н₂О,

Н₂SО₄ + Nа₂О = Nа₂SО₄ + Н₂О,

SО₃ + 2NаОН = Nа₂SО₄ + Н₂О,

SО₃ + Nа₂О = Nа₂SО₄.

Если для реакции взяты стехиометрические количества кислоты и основания, то образуются средние соли. Например:

Н₂СО₃ + 2NаОН = Nа₂СО₃ + 2Н₂О,

Mg(ОН)₂ + 2HCl = MgCl₂ + 2Н₂О.

В случае стехиометрического избытка слабой кислоты или слабого основания возможно образование кислых или основных солей. Например:

Н₂СО₃ + NаОН = NаНСО₃ + Н₂О,

кислая соль – NаНСО₃, гидрокарбонат натрия;

Mg(ОН)₂ + HCl = MgОНCl + Н₂О,

основная соль – MgОНCl, хлорид гидроксомагния.

К кислым солям можно также отнести NаНSО₄, так как по второй ступени диссоциации Н₂SО₄ относительно слабая кислота.

Название соли включает латинское название кислотного остатка с прибавлением русского названия металла. Для бескислородных кислот к названию кислотного остатка присоединяется суффикс – -ид. Например, СuС1₂ – хлорид меди(II). В случае солей кислородсодержащих кислот, с кислородсодержащим элементом в высшей степени окисления, к названию кислотного остатка присоединяется суффикс – ат. Если кислородсодержащий элемент имеет вторую (более низкую) степень окисления, то к названию кислотного остатка присоединяется суффикс – ит. Например:

Nа₂SО₄ – сульфат натрия, Nа₂SО₃ – сульфит натрия.

Для солей кислородсодержащих кислот с кислотообразующим элементом, проявляющим более двух степеней окисления, прибавляются следующие приставки и суффиксы, которые приведены ниже на примере кислородсодержащих солей хлора:

NaСlO, NaСlO₂, NaСlO₃, NaСlO₄.

гипохлорит натрия, хлорит натрия, хлорат натрия, перхлорат натрия.

Оксиды, гидроксиды и соли элементов III-периода.

На примере элементов III-периода составим формулы возможных оксидов и образуемых из них кислот, оснований и солей:

оксиды:

Nа₂О, МgО, Аl₂О₃, SiО, SiО₂, Р₂О₃, Р₂О₅, SО₂,SО₃, Сl₂О, Сl₂О₃, Сl₂О₅, Сl₂О₇;

гидроксиды (кислоты и основания):

NаОН, Мg(ОН)₂, Аl(ОН)₃, Н₃АlО₃, Н₂SiО₃, Н₃РО₃, Н₃РО₄, Н₂SО₃, Н₂SО₄, НСlО, НСlО₂, НСlО₃, НСlО₄; соли:

NаСl, МgCl₂, АlCl₃, К₃АlО₃, К₂SiО₃, К₂НРО₃, К₃РО₄, К₂SО₃, К₂SО₄, КСlО, КСlО₂, КСlO₃, КСlО₄.

Из приведенных формул видно, что в периодах основные свойства ослабевают, а кислотные усиливаются, проходя через амфотерные.

3 Растворы

3.1 Общие свойства растворов

3.1.1 Классификация систем, состоящих из двух и более веществ Системы, состоящие из двух и более веществ, в зависимости от размеров частиц можно разделить на дисперсные системы(10^–3 ÷ 10^–5 см), коллоидные растворы(10^–5 ÷ 10^–7 см) и истинные растворы(менее 10^–7 см).

Дисперсная система – это система из двух или более веществ, в

которой одно или несколько веществ измельчено и равномерно распределено в другом. Дисперсная система состоит из совокупности мелких частиц –дисперсная фаза и окружающего их вещества – дисперсионная среда. Классификация дисперсных систем по агрегатному состоянию приведена в
таблице 3.1.

Таблица 3.1 – Классификация дисперсных систем

Дисперсионная среда	Дисперсная фаза
Г	Ж	Т
Г	–	аэрозоли туман, облака	аэрозоли дым, пыль
Ж	пены мыльная пена, пивная пена	эмульсии молоко, масло сливочное	взвеси (суспензии) краски, лаки
Т	твердые пены пенопласт, пемза и т.д.	твердые эмульсии желеорабразные студни	твердые суспензии, сплавы

Обозначения: Г – газ, Ж – жидкость, Т – твердое вещество.

Важной характеристикой дисперсных систем является степень дисперсности (D) или степень раздробленности. С увеличением степени раздробленности резко возрастает площадь поверхности дисперсной фазы, что приводит к увеличению поверхностных явлений на границе раздела фаз.

Дисперсные системы термодинамически неустойчивы и с течением времени разделяются. Различают кинетическую (за счет действия силы тяжести) и агрегативную (за счет укрупнения размеров частиц) устойчивости.

Коллоидный раствор – это система, характеризующаяся такой степенью раздробленности компонентов, при которой броуновское движение препятствует осаждению частиц.

Коллоиды по внешнему виду напоминают истинные растворы. Однако при прохождении светового луча через прозрачный коллоидный раствор луч становится видимым сбоку на темном фоне. Этот оптический эффект называется конусом Тиндаля.

Коллоиды находятся в метастабильном состоянии и достаточно небольшого внешнего воздействия, чтобы началось разделение компонентов коллоидного раствора.

Истинный раствор – это система, в которой растворённое вещество и растворитель измельчены до атомного или молекулярного уровня и равномерно распределены по всему объему раствора. Истинные растворы – термодинамически устойчивые системы. В последующем вместо названия истинный раствор будет применяться термин «раствор».

Раствор – это гомогенная однородная система, состоящая из двух или более компонентов.

Растворы имеют большое практическое значение, в них протекают многие химические реакции. В большинстве пищевых технологий применяются растворы. Последующий материал посвящен изучению свойств водных растворов.

3.1.2 Способы выражения состава растворов

Приведем наиболее часто применяемые на практике концентрации растворов.

Массовая доля (ω) – отношение массы растворенного вещества к массе раствора:

ω(x) =.

(3.1)

Массовая доля выражается в долях от единицы или в процентах (в долях от ста). Процентная концентрация показывает, сколько граммов растворённого вещества содержится в 100 г раствора. Например: ω(Н₂SО₄) = 0,3 или 30 % Н₂SО₄, т.е. в 100 г раствора содержится 30 г Н₂SО₄.

Мольная доля (N) – отношение количества молей растворенного вещества к общему числу молей раствора. В случае двухкомпонентного раствора формула имеет вид:

N(х).

(3.2)

Мольная доля показывает, сколько молей растворенного вещества приходится на один моль раствора. Например,

N(Н₂SО₄) = 0,2, т.е. на один моль раствора приходится 0,2 моль Н₂SО₄.

Массовая и мольная доли являются безразмерными величинами.

Молярная концентрация (С) – отношение количества молей растворенного вещества к объему раствора:

С(х).

(3.3)

Сокращенное обозначение молярной концентрации – М. На практике молярную концентрацию выражают обычно в моль/л. Например:

С(Н₂SО₃) = 0,2 моль/л или 0,2 М Н₂SО₃, т.е. в одном литре раствора содержится 0,2 моль Н₂SО₃. В случае равновесной молярной концентрации будет применяться следующая запись: [Н₂SО₃].

С(fэкв.(х)х).

(3.4)

Молярная концентрация эквивалента С(fэкв.(х)х) или нормальная концентрация (н) – отношение количества моль эквивалентов растворенного вещества к объему раствора:

Например, С(1/2 Н₂SО₄) = 0,4 моль экв./л или 0,4 н Н₂SО₄, т.е. в одном литре раствора содержится 0,4 моль эквивалента Н₂SО₄.

Моляльная концентрация (Сm) – отношение количества молей растворенного вещества к 1 кг растворителя:

Cm(х).

(3.5)

Например, С_m(Н₂SО₄) = 0,3 моль/кг, т.е. на 1 кг растворителя приходится 0,3 моль Н₂SО₄.

Массовые концентрации (массовая доля, моляльная) не зависят от температуры. В случае применения в формуле объема концентрация раствора будет зависеть от температуры, поэтому её относят к определенной температуре.

3.1.3 Физико-химические процессы образования растворов

В основе современных представлений образования растворов лежит гидратная теория Д. И. Менделеева. Он считал, что растворение – не только физический, но и химический процесс взаимодействия растворенного вещества с растворителем. Об этом свидетельствует выделение или поглощение тепла, изменение объема, окраски и другие явления, протекающие в процессе растворения. Взаимодействие растворенного вещества с растворителем называется сольватация, а в случае водных растворов – гидратация.

Процесс растворения включает три основные стадии.

1 Разрушение растворенного вещества до уровня молекул или ионов. Этот процесс требует затраты энергии.

2 Взаимодействие молекул растворителя с частицами растворенного вещества. Сольватация (гидратация) сопровождаются выделением энергии.

3 Равномерное распределение сольватов (гидратов) в растворителе.

Является следствием диффузии и требует затраты энергии.

Суммарный тепловой эффект процесса растворения определяется суммой

всех тепловых эффектов процессов протекающих при растворении.

Растворимость – это способность вещества растворяться в растворителе. Количественно растворимость характеризуется концентрацией насыщенного раствора. Насыщенным является раствор, в котором растворенное вещество находится в равновесии с раствором. Часто растворимость обозначают S и выражают в граммах растворенного вещества на 100 г растворителя. Раствор с меньшей концентрацией, чем в насыщенном, называются ненасыщенным, а с большей – пересыщенным.

Растворимость веществ зависит от природы растворенного вещества и растворителя, а также от внешних условий (давления, температуры и т. д.).

Растворимость газов в жидкостях. Закон Генри

Влияние давления на растворимость газов в жидкостях выражается законом Генри:

С = k·p.

(3.6)

где C – концентрация газа в насыщенном растворе,

k – коэффициент пропорциональности (константа Генри),

p – парциальное давление газа (давление, которое производит в смеси газов или над раствором летучей жидкости только данный газ).

Из закона Генри следует, что масса газа, растворенного при постоянной температуре в данном объема жидкости, прямо пропорциональна парциальному давлению газа.

В большинстве случаев при увеличении температуры растворимость газов в жидкостях уменьшается. Если процесс растворения сопровождается поглощением теплоты, то с ростом температуры растворимость газа увеличивается.

Растворимость газов в жидкостях сильно возрастает, если процесс растворения сопровождается химическим взаимодействием растворенного вещества и растворителя. Например, NН₃ + Н₂О = NН₄ОН. В одном объеме жидкой воды может раствориться до 700 объемов газообразного аммиака.

Растворимость твердых веществ в воде

Основные классы неорганических соединений (кислоты, основания и соли) в большинстве случаев хорошо растворимы в воде. Растворимость их на качественном уровне можно оценить из таблицы растворимости.

Для количественной характеристики малорастворимых веществ применяется произведение растворимости (ПР) – постоянная величина, зависящая только от температуры.

Вывод ПР для бинарного электролита приведем на примере раствора с осадком АgСl. В системе осадок–раствор устанавливается равновесие:

АgСl¯ АgСl_(р-р) Аg⁺ + Сl^–.

Применив закон действующих масс (рассматривается в главе 11) к данной гетерогенной системе, получим следующее выражение константы равновесия:

К_р=

[АgСl] является постоянной величиной и после переноса её влево получаемПР(АgСl) = [Аg⁺]× [Сl^–] = 1,8·10^–10 (25 ^оС).

Если обозначить концентрации ионов через S, то в общем виде формула для вычисления ПР бинарного электролита имеет вид:

ПР = S^2,

(3.7)

где S – молярная растворимость осадка.

Молярная растворимость для бинарного электролита вычисляется по формуле

S =.

(3.8)

Для электролитов диссоциирующих на три иона. Например:

СаF₂ ↔ Са²⁺ + 2F^-. Математическая зависимость для ПР и S имеют вид:

ПР = 4S^3, отсюда S =.

(3.9)

Для электролитов диссоциирующих на четыре и более ионов будут более сложные математические зависимости. Поэтому по значениям ПР можно сравнивать растворимости только однотипных электролитов.

Изменение давления практически не влияет на растворимость, так как при растворении твердых веществ в воде объем системы изменяется незначительно.

Температура, ^ОС

Рисунок 3.1 – Влияние температуры на растворимость некоторых солей в воде

AgNO₃

KNO₃

NaCl

KI

HgCl₂

Pb(NO₃)₂

CuSO₄

Влияние температуры на растворимость некоторых соединений приведено на рисунке 3.1 из которого видно, что растворимость большинства твердых веществ с повышением температуры резко возрастает. Это является следствием того, что растворимость большинства твердых веществ протекает с поглощением тепла.

Следует отметить, что для широко используемого в пищевой промышленности хлорида натрия растворимость незначительно возрастает с повышением температуры, на что указывает почти горизонтальная кривая растворимости данной соли.

Если растворимость вещества (Са(ОН)₂, Na₂SO₄ и др.) протекает с поглощением тепла, то повышение температуры снижает растворимость данного твердого вещества.

Взаимная растворимость жидкостей

Возможны три случая.

1 Неограниченная взаимная растворимость (вода – этанол),

2 Ограниченная (вода – фенол),

3 Практически несмешивающиеся жидкости (вода – бензол).

Растворимость жидкости в жидкости обычно увеличивается с повышением температуры и практически не зависит от давления.

В случае ограниченно растворимых жидкостей существует критическая

температура, выше которой происходит полная взаимная растворимость. Например, для системы вода – анилин верхняя критическая температура равна 168 ^оС.

3.1.4 Экстракция

В случае двух несмешивающихся жидкостей при внесении третьего компонента, растворимого в данных жидкостях, происходит распределение его между двумя жидкостями в определенном соотношении концентраций (закон распределения):

=

(3.10)

где С₁ и С₂ – концентрации третьего компонента в 1 и 2 растворителях,

К – константа распределения.

Данное явление широко используется на практике и называется экстрагирование (извлечение). Например, константа распределения йода между хлороформом и водой равна 130, то есть после установления равновесия концентрация йода в хлороформе будет в 130 раз больше, чем в воде. Если заменить слой хлороформа на чистый хлороформ, то распределение обратно станет равным 130, и после третьего экстрагирования концентрация йода в воде уменьшится практически до нуля.

3.2 Растворы неэлектролитов

Неэлектролиты – вещества, растворы которых не проводят электрический ток. В растворенном состоянии они сохраняют молекулярную структуру. Как правило, это органические соединения (спирт, глюкоза и т.д.).

3.2.1 Законы Рауля

Плавление, кипение и другие фазовые переходы для летучего вещества протекают при определенных значениях давлений паров над веществом. При переходе от чистого растворителя к раствору давление пара растворителя над раствором изменяется, что соответственно приводит к изменению температур кипения и замерзания растворов, а также осмотического давления.

Рассмотрим двухкомпонентный раствор:

растворитель – это летучее вещество, которое можно перевести в газообразное состояние при атмосферном давлении;

растворенное вещество ­ – нелетучее и недиссоциирующее на ионы
(неэлектролит) вещество.

Количественно равновесное состояние между жидкостью и паром характеризуется давлением насыщенного пара. Обозначим:

р₀ – давление насыщенного пара над чистым растворителем;

р – давление насыщенного пара над раствором.

Молекулы нелетучего компонента препятствуют улетучиванию из раствора молекул растворителя (какая-то часть поверхности просто занята ими), т.е. р₀ > р. Таким образом, давление насыщенного пара растворителя над раствором ниже, чем над чистым раствори­телем. Отсюда:

(р₀ – р) – абсолютное значение понижения давления пара растворителя над раствором;

() – относительное понижение давления пара растворителя над раствором.

В 1887 г. французский ученый Ф.М. Рауль открыл закон, согласно которому относительное понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором равно мольной доле растворенного вещества:

.

(3.11)

Из закона Рауля следует, что понижение давления пара над раствором не зависит от природы растворенного вещества, а зависит только от количества частиц растворенного вещества.

Уменьшение давления пара над раствором приводит соответственно к повышению температуры кипения и понижению температуры замерзания раствора.

Температура кипения – это температура, при которой давление пара над раствором становится равным внешнему давлению. Для достижения над раствором данного давления пара растворителя требуется более высокая температура в сравнении с чистым растворителем.

Температура замерзания – это температура, при которой давление пара над раство­ром станет равным давлению насыщенного пара над кристаллами растворителя. Для раствора, в сравнение с чистым растворителем, температура замерзания ниже.

Для практических расчетов чаще применяются криоскопический и эбулиоскопический законы Рауля, которые имеют вид:

ΔТзам. = К·Сm – криоскопический закон;	(3.12)
ΔТкип. = Э·Сm – эбулиоскопический закон,	(3.13)

где ΔТзам. – понижение температуры замерзания,

К – криоскопическая постоянная растворителя,

ΔТкип. – повышение температуры ки­пения,

Э – эбулиоскопическая постоянная растворителя,

С_m – моляльная концентрация растворенного вещества.

Значения криоскопических и эбулиоскопических констант для воды и бензола приведены в таблице 3.2.

Таблица 3.2 – Криоскопические и эбулиоскопические константы

Растворитель	tКИП., °С	Э	tЗАМ., °С	К
Вода – Н2О		0,52		1,86
Бензол – С6Н6	80,1	2,53	5,5	5,12

Физический смысл криоскопических и эбулиоскопических констант следующий. Они показывают, на сколько градусов выше кипит и на сколько градусов ниже замерзает одномоляльный ра­створ (содержащий 1 моль растворенного вещества на 1кг растворителя) по сравнению с температурами кипения и за­мерзания чистого растворителя.

Криоскопическая и эбулиоскопическая константы не зависят от природы растворенного вещества, а являются характеристиками ра­створителя.

Законы Рауля широко применяются на практике. Например, 58 % (по массе) водный раствор этиленгликоля замерзает при температуре – 50 °С, поэтому используется в качестве антифриза.

3.2.2 Осмос

Осмос – самопроизвольный переход раствори­теля через полупроницаемую мембрану, разделяющую два раствора с различной концентрацией растворенно­го вещества. Осмос количественно характеризуется осмотическим давлением – это сила (на единицу площади), заставляющая растворитель переходить через полунепроницаемую перегородку в раствор. Осмос обусловлен диффузией молекул растворителя через полупроницаемую перегородку, которая пропускает только молекулы растворителя. Молекулы растворителя диффундируют из растворителя в раствор или из менее концентриро­ванного раствора в более концентрированный, поэтому концентриро­ванный раствор разбавляется.

Математически осмос выражается уравнением Вант-Гоффа:

р = СRТ,

(3.14)

где р – осмотическое давление, кПа,

С – молярная концентрация раствора,

R – газовая постоянная,

Т – абсолютная температура.

Осмотическое давление возрастает с увеличением концен­трации растворенного вещества и температуры.

Уравнение Вант-Гоффа по форме записи соответствует уравнению состояния идеального газа: рV = nRТ. Так как С = n ∕ V получаем, р = СRТ. Проведя аналогию, можно сказать, что осмотическое давление равно тому давлению, которое оказывало бы растворенное вещество, если бы оно находилось в газообразном состоянии и занимало объем равный объему раствора.

Осмос играет очень важную роль в био­логических процессах, обеспечивая поступ­ление воды в клетки и другие структуры. Концентрированные растворы сахара (сироп) и соли (рассол) широко применяются для консервирования продуктов, так как вызыва­ют удаление воды из микроорганизмов.

Если создать внешнее давление выше осмотического, то растворитель из более концентрированного раствора будет переходить в разбавленный раствор (или чистый растворитель). Этот процесс называется обратным осмосом. Он используется для очистки природных и сточных вод, для получения питьевой воды из морской.

3.3 Растворы электролитов

3.3.1 Электролитическая диссоциация

При экспериментальной проверке законов Рауля и осмоса оказалось,

что для ряда растворов экспериментальные значения были больше теоретических, нередко в несколько раз. Для применения к ним законов неэлектролитов необходимо было вводить в соответствующие формулы поправочный, так называемый, изотонический коэффициент (i).

Для таких сильных электролитов, как HCl, Ca(NO₃)₂, Cr(NO₃)₃ i составляют значения близкие соответственно к числам 2, 3, 4. Из записи электролитической диссоциации данных соединений видно, что количества образующихся ионов согласуются с приведенными значениями i:

HCl ® H⁺ + Cl^– i = 2,

Ca(NO₃)₂ ® Ca²⁺ + 2NO₃^– i = 3,

Cr(NO₃)₃ ®Cr³⁺ + 3NO₃^– i = 4.

Для слабых электролитов значения i были больше единицы, но не превышали два. Это объясняется частичной диссоциацией слабых электролитов.

Было установлено, что диссоциации подвергаются вещества с ионной или полярной связями при растворении их в растворителях с большой диэлектрической проницаемостью. К таким растворителям в первую очередь относится вода.

Механизм электролитической диссоциации хлорида калия в воде приведен на рисунке 3.2.

Р Рисунок 3.2 – Схема растворения и диссоциации хлорида калия

Из данной схемы видно, что продукты диссоциации электролита (ионы) в результате электростатического взаимодействия с растворителем образуют сольваты или в случае воды – гидраты.

Особенностью таких растворов было то, что они проводили электрический ток.

Для объяснения данных явлений Аррениус в 1887 г. предложил теорию электролитической диссоциации.

Электролитическая диссоциация – это распад вещества на ионы под действием полярных молекул растворителя.

3.3.2 Сильные и слабые электролиты

По способности распадаться на ионы электролиты делятся на сильные и слабые. Для описания ряда свойств сильных и слабых электролитов применяются различные математические зависимости.

Сильные электролиты диссоциируют необратимо и практически полностью. В уравнении диссоциации ставят знак «®» (односторонний процесс). Примеры диссоциации основных классов неорганических соединений:

Ca(OH)₂ ® Ca²⁺ + 2OH^–,

H₂SO₄ ® 2H⁺ + SO₄^2–,

Cr₂(SO₄)₃ ® 2Cr³⁺ + 3SO₄^2–.

Концентрации ионов в растворах сильных электролитов можно рассчитывать по уравнениям их диссоциации. Для точных расчетов необходимо находить активную (а) или проявляющую себя в действии концентрацию.

В соответствии с положением в периодической таблице элемента, образующего соответствующий электролит, к сильным электролитам относятся:

1) основания – I-группа, II-группа начиная с Са(ОН)₂ и III-я ТlОН;

2) кислоты – V-группа НNО₃, VI-группа Н₂SО₄ и Н₂SеО₄, VII-я НСl,

НСlО₄, НСlО₃ и соответствующие кислоты для брома и йода;

3) соли – все хорошо растворимые.

Остальные электролиты, за немногим исключением, относятся к слабым.

Слабые электролиты диссоциируют обратимо и ступенчато.

Для характеристики диссоциации слабых электролитов применяется степень диссоциации (α) и константа диссоциации (К_д).

Степень диссоциации электролита показывает, какая часть электролита распалась на ионы:

..

(3.15)

Константа диссоциации выводится на основе закона действующих масс (рассматривается в главе 11). При диссоциации слабых электролитов устанавливается равновесие между ионами (продукты диссоциации) и исходными молекулами (или сложными ионами). Обратимость в уравнении диссоциации отражают знаком ««» – обратимый равновесный процесс. Например, для диссоциации водного раствора аммиака:

NH₄ОH «NH₄⁺ + OH^–, K_д =.

Константа диссоциации количественно характеризует силу электролита: чем меньше значение константы диссоциации, тем слабее электролит.

В случае многозарядных слабых электролитов диссоциация протекает ступенчато. Например, для ортофосфорной кислоты:

I-ступень – H₃PO₄ «H⁺ + H₂PO₄^– К_д1 = 7,11·10^–3,

II-ступень – H₂PO₄^– «H⁺ + HPO₄^2– К_д2 = 6,34·10^–8,

III-ступень – HPO₄^2– «H⁺ + PO₄^3– К_д3 = 1,26·10^–12.

Из приведенных значений K_д видно, что каждая последующая ступень диссоциации примерно на пять порядков меньше.

В практических расчетах, не требующих высокой точности, достаточно учитывать диссоциацию по первой ступени.

Закон разбавления Оствальда устанавливает математическую связь между К д, α и С для слабого электролита..

Вывод проведем на примере диссоциации уксусной кислоты:

СH₃СООН «H⁺ + СН₃СОО^–.

Обозначим:

С – исходная концентрация кислоты,

αС – равновесные концентрации ионов,

(1– α)С = Сравн. – равновесная концентрация кислоты.

Подставив эти обозначения в выражение константы диссоциации, получим следующее уравнение:

Кд =.

(3.16)

Если α << 1, то в полученном уравнении можно считать, что (1 – α)» 1. Тогда: K_д = ²С, отсюда

=.

(3.17)

Так как степень диссоциации обратно пропорциональна корню квадратному из концентрации, то с разбавлением раствора степень диссоциации растет. Эта зависимость называется законом разбавления Оствальда.

Для расчета равновесных концентраций ионов в растворах слабой кислоты и слабого основания (при условии С/К_д =>100) применяют следующие формулы:

[H⁺] =, [ ОH^- ] = (3.15, 3.18)

3.4 pH водных растворов

Ионное произведение воды

Запишем уравнение диссоциации воды:

H₂O «H⁺ + OH^– .

Отсюда выражение константы равновесия (константа диссоциации воды) имеет вид:.

Из значения константы диссоциации воды следует, что диссоциация воды

протекает незначительно и поэтому можно считать, что

[H₂O] = 1000/(18·1) = 55,6 моль/л.

Тогда K_H2O = [H⁺][OH^–] = 1,8·10^–16·55,6 = 1·10^–14 (при 25 ^оС).

Произведение [H⁺][OH^–] является постоянной величиной, которую называют ионным произведением воды.

[H⁺][OH^–] = 10 ^{– 14}. (3.19)

Из ионного произведения воды следует, что концентрации ионов H⁺ и OH^– взаимосвязаны, поэтому для характеристики среды можно использовать концентрацию только одного вида ионов. На практике используется концентрация ионов Н⁺.

В чистой воде [H⁺] = 10^–7 моль/л,

в кислой среде [H⁺] > 10^–7 моль/л,

в щелочной среде [H⁺] < 10^–7 моль/л.

Концентрации ионов H⁺ и OH^– могут меняться в очень широких пределах, поэтому в расчетах удобнее использовать не значения концентраций, а их логарифмы (lg). Отсюда получаем:

рН = –lg[H^+].

(3.20)

Значок «p» обозначает математическую операцию «–lg», а [H⁺] – молярную концентрацию ионов водорода.

рН – это отрицательный десятичный логарифм из молярной концентрации ионов водорода.

Шкала рН имеет следующий вид:

0 7 14

ا-----------------------ا--------------------------ا

кислая нейтральная щелочная среды.

Примеры расчетов рН в растворах сильных и слабых кислот
и оснований

1 Рассчитать pH 0,1М раствора серной кислоты.

Решение

H₂SO₄ ® 2H⁺ + SO₄^2–, [H⁺] = 2C(H₂SO₄) = 0,1·2 = 0,2 моль/л,

рH = –lg[H⁺] = –lg2 ·10^–1 = –lg2 – lg10^–1= –0,3 + 1 = 0,7.

2 Рассчитать pH 0,1М раствора гидроксида натрия.

Решение

NаОН ® Nа⁺ + ОН^–, [ОH^–] = C(NаОН) = 0,1 моль/л,

[H⁺] = K_H2O / [ОH^–] = 10^–14/10^–1 = 10^–13 моль/л.

рH = –lg[H⁺] = –lg 10^–13 = 13.

3 Рассчитать pH в 0,1М растворе Н₂СО₃.

Решение

Напишем уравнения диссоциации угольной кислоты:

Н₂СО₃ ↔ Н⁺ + НСО₃^– , К_д1 = 5·10^–7;

НСО₃^– ↔ Н⁺ = СО₃^2– К_д2, = 5 ·10^–11.

Расчет концентрации ионов водорода проведем только по первой ступени диссоциации:

[H⁺] = = = 2,2·10^–4 моль/л.

Отсюда, рН = –lg 2,2·10^–4 = –0,34 + 4 = 3,64.

Из полученных значений рН видно, что при одинаковой молярной концентрации сильные электролиты изменяют рН в значительно большей степени. При смешивании сильных и слабых кислот или оснований рН практически определяется диссоциацией сильного электролита.

Буферные растворы – это растворы, при добавлении к которым кислот или щелочей их pH меняется незначительно.

Буферными свойствами обладают:

1) растворы слабых кислот и их солей. Например:

СН₃СООН + СН₃СООNа – ацетатный буферный раствор;

2) растворы слабых оснований и их солей. Например:

NН₄ОН + NН₄Сl – аммонийный буферный раствор;

3) растворы кислых солей слабых кислот. Например, NаН₂РО₄.

4 Ионно-обменные реакции

Ионно-обменные реакции – это реакции обмена между ионами в результате которого образуются слабый электролит, осадок, газ или комплексное соединение.

4.1 Необратимые ионно-обменные реакции

Примеры необратимых ионно-обменных реакций:

1) Образование слабого электролита

NaF + HCl ® HF + NaCl – молекулярное уравнение,

Na⁺ + F^– + H⁺ + Cl^– ® HF + Na⁺ + Cl^– – полное ионное уравнение,

F^– + H⁺® HF – сокращенное ионное уравнение.

К данному случаю относятся реакции нейтрализации:

НСl + КОН ® КСl + Н₂О,

Н⁺ + Сl^– + К⁺ + ОН^– → К⁺ + Сl^– + Н₂О,

Н⁺ + ОН^– → Н₂О.

2) Образование осадка

Pb(NO₃)₂ + K₂CrO₄ ® PbCrO₄¯ + 2KNO₃,

Pb²⁺ + 2NO₃^– + 2K⁺ + CrO₄^2– ® PbCrO₄¯ + 2K⁺ + 2NO₃^–,

Pb²⁺ + CrO₄^2– ® PbCrO₄¯.

3) Образование газообразного вещества

Na₂S + 2HCl ® H₂S­ + 2NaCl,

2Na⁺ + S^2– + 2H⁺ + 2Cl^– ® H₂S­ + 2Na⁺ + 2Cl^–,

S^2– + 2H⁺ ® H₂S­.

4) Образование комплексного соединения

Теоретический материал по комплексным соединениям приведен в
главе 18.

CuSO₄ + 4NH₃ ® [Cu(NH₃)₄]SO₄,

Cu²⁺ + 4NH₃ + SO₄^2– ® [Cu(NH₃)₄]²⁺ + SO₄^2–,

Cu²⁺ + 4NH₃ ® [Cu(NH₃)₄]²⁺.

В приведенных примерах обратные реакции практически не протекают.

4.2 Обратимые ионно-обменные реакции

Если исходные вещества и продукты реакции содержат слабый электролит, осадок или комплексное соединение, то такие реакции являются обратимыми. В случае обратимых реакций исходные вещества отделяются от продуктов реакции знаком равновесия – ««».

Примеры обратимых ионно-обменных реакций:

1) Образование слабых электролитов

NaF + CH₃COOH «HF + CH₃COONa,

Na⁺ + F^– + CH₃COOH «HF + CH₃COO^– + Na⁺,

F^– + CH₃COOH «HF + CH₃COO^–.

Равновесие данной реакции будет смещено в сторону более слабого электролита, т.е. в сторону обратной реакции, так как К_д(HF) = 6,5·10^–4 больше К_д(СH₃СООН) = 1,75·10^–5.

2) Образование газообразных веществ

2К₂СО₃ + Н₂SО₃ (SО₂↑ + Н₂О) ↔ Н₂СО₃ (СО₂↑ + Н₂О) + К₂SО₃,

2К⁺ + СО₃^2– + Н₂SО₃ ↔ Н₂СО₃ + 2К⁺ + SО₃^2–,

СО₃^2– + Н₂SО₃ ↔ Н₂СО₃ + SО₃^2–.

В исходных веществах и продуктах реакции содержатся слабые термически нестойкие кислоты, при разложении которых образуются соответственно (СО₂)и (SО₂.) Равновесие будет смещаться в сторону прямой реакции, так как угольная кислота менее устойчива, чем сернистая кислота.

3) Образование осадков

KI + AgCl¯ ↔ KCl + AgI¯,

K⁺ + I^– + AgCl¯ ↔ K⁺ + Cl^– + AgI¯,

I^– + AgCl¯ ↔ Cl^– + AgI¯.

Для прогнозирования смещения равновесия в данной реакции необходимо сравнить произведения растворимостей, образующихся осадков. Из значений ПР(AgCl) = 1,8·10^–10 и ПР(AgI) = 1,0·10^–16 следует, что равновесие будет практически полностью смещено в сторону прямой реакции, т.е. в сторону образования значительно менее растворимого осадка.

4) Образование комплексных соединений

К₄[Cо(СN)₆] + 6NH₃ «[Cо(NH₃)₆](СN)₂ + 4КСN,

4К⁺ + [Cо(СN)₆]^4– + 6NH₃ «[Cо(NH₃)₆]²⁺ + 6СN^– + 4К⁺,

[Cо(СN)₆]^4– + 6NH₃ «[Cо(NH₃)₆]²⁺ + 6СN^–.

Из сравнения значений констант нестойкостей ионов К_н([Cо(СN)₆]^4–)

= 1,2·10^–19 и К_н([Cо(NH₃)₆]²⁺) = 2,5·10^–4 следует, что равновесие будет практически полностью смещено влево, так как цианидный комплекс кобальта значительно более прочный, чем аммиачный.

5 Гидролиз солей

Гидролиз – это обменная реакция взаимодействия вещества с водой. Гидролизу подвергаются вещества различных классов неорганических и органических соединений. Рассмотрим гидролиз водных растворов солей.

5. 1 Различные случаи гидролиза

Разберем процессы, происходящие при гидролизе, на примере раствора ацетата натрия. При растворении соли в воде происходит её диссоциация на катионы и анионы

СН₃СООNа → Nа⁺ + СН₃СОО^–.

Образующиеся ионы взаимодействуют с полярными молекулами воды с образованием сильного основания (NаОН) и слабой кислоты (СН₃СООН). Это приводит к связыванию ионов водорода и к появлению избытка гидроксид ионов:

СН₃СОО^– + Н⁺ОН^– ↔ СН₃СООН + ОН^–.

Реакция среды в данном случае щелочная. Таким образом, гидролиз – это

ионообменная реакция соли с водой, в результате которой изменяется рН-раствора. Так как в процессе гидролиза образуются кислота и основание, можно считать, что гидролиз – это реакция обратная реакции нейтрализации.

Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием, гидролизу не подвергаются. Например: NаСl, К₂SО₄ и др.

Для описания гидролиза будем применять сокращенную форму записи, включающую диссоциацию соли и взаимодействие с водой только тех ионов, которые приводят к гидролизу.

Примеры различных случаев гидролиза

1) Гидролиз соли образованной слабым основанием и сильной кислотой

NH₄CI → NH₄⁺ + СІ^–,

NH₄⁺ + НОН ↔ NH₄OH + Н⁺, рН < 7.

Гидролиз протекает по катиону, реакция среды кислая.

2) Гидролиз соли образованной сильным основанием и слабой кислотой

NaNО₂ → Na⁺ + NO₂^–,

NO₂^– + НОН ↔ НNО₂ + OН^–, рН > 7.

Гидролиз протекает по аниону, реакция среды щелочная.

3) Гидролиз соли образованной слабым основанием и слабой кислотой

NH₄NО₂ → NH₄⁺ + NO₂^–,

NH₄⁺ + NO₂^– + НОН ↔ NH₄OH + НNО₂, рН < 7.

Гидролиз протекает как по катиону, так и по аниону, но реакция среды кислая, так как константа диссоциации слабой кислоты (К_д(НN02) = 6,2·10^–4)

больше константы диссоциации слабого основания(К_д(NH4OH) = 1,8·10^–5).

Гидролиз большинства солей протекает незначительно, так как образующиеся в результате гидролиза слабые кислоты и основания обычно являются гораздо более сильными электролитами, чем вода. В большей степени гидролизуются соли образованные слабой кислотой и слабым основанием, а в случае солей содержащих многозарядные катионы и анионы будет происходить полное разложение данных солей.

4) Гидролиз солей с многозарядными катионами и анионами

Гидролиз солей, образованных многозарядными катионами и анионами,

протекает ступенчато.

Например, гидролиз ортофосфата натрия:

Na₃PО₄ → 3Na⁺ + PО₄^3–,

PО₄^3– + НОН ↔ HPО₄^2– + OH^– (I-ступень),

HPО₄^2– + НОН ↔ H₂PО₄^–+ OH^– (II-ступень),

H₂PО₄^– + НОН ↔ H₃PО₄ + OH^– (III-ступень).

В большинстве случаев наиболее сильно процесс гидролиза протекает по первой ступени, поэтому в практических расчетах вторую и по­следующие ступени гидролиза обычно не учитывают.

5) Совместный гидролиз двух солей, одна из которых образованна слабой кислотой, а другая – слабым основанием

При смешива­нии водных растворов двух солей, одна из которых образована катионом слабого основания, а другая – анионом слабой кислоты, происходит взаимное усиление гидролиза этих солей. Например, совместный гидролиз хлорида алюминия и сульфида натрия:

2АlСІ₃ + 3Na₂S + 6НОН ↔ 2А1(ОН)₃↓ + 3H₂S↑ + 6NaCl,

2Al³⁺ + 6СІ^– + 6Na⁺ + 3S^2– + 6НОН ↔ 2А1(ОН)₃↓+ 3H₂S↑ + 6СІ^– + 6Na⁺.

2Al³⁺ + 3S^2– + 6НОН ↔ 2А1(ОН)₃↓+ 3H₂S↑.

В данном случае гидролиз протекает необратимо до образования конечных продуктов.

6) Гидролиз кислых солей

В случае гидролиза кислых солей параллельно с процессом гидролиза идет процесс диссоциации кислых ионов. Реакция среды определяется тем,

какой процесс пре­обладает. Это можно выяснить, сравнив константы гидролиза и диссоциации анионов кислой соли. Например, для дигидроортофосфата натрия:

1) Гидролиз:

NaH₂PО₄ → Na⁺ + H₂PО₄^–,

H₂PО₄^– + НОН ↔ H₃PО₄ + OH^– К_г = 1,4·10^–12;

2) Диссоциация кислого иона:

H₂PО₄^– ↔ HPО₄^2– + Н⁺ К_д2 = 6,2·10^–8.

Реакция среды в данном случае будет кислая, так как значение К_г дигидроортофосфата натрия меньше К_д2 ортофосфорной кислоты, т.е. процесс диссоциации преобладает над процессом гидролиза.

5.2 Константа гидролиза

Гидролиз солей протекает обратимо. Поэтому для процесса гидролиза, как и для любого равновесного процесса, можно записать выра­жение константы равновесия (К_р).

Например, для гидролиза ацетата натрия:

СН₃СОО^– + Н⁺ОН^– ↔ СН₃СООН + ОН^–,

К_р =.

Дата добавления: 2014-01-04