Учебное пособие для модульно-рейтинговой технологии обучения Бийск

Вид материала

2.9.4 Буферные растворы
Кислотно-основными буферными растворами
Буферной емкостью
Окислительно-восстановительные буферные растворы
2.9.5 Электролиты средней силы
2.9.6 Примеры решения задач
2.9.7 Вопросы для самоконтроля
2.10.1 Общие положения
С – аналитическая концентрация, моль/л; z
2.10.2 Примеры решения задач
2.10.3 Вопросы для самоконтроля
2.11 Произведение растворимости
2.11.2 Примеры решения задач
2.11.3 Вопросы для самоконтроля
2.12 Гидролиз солей
2.12.2 Отсутствие гидролиза в растворах
2.12.3 Три случая гидролиза солей
Второй случай гидролиза
Третий случай гидролиза
2.12.4 Количественные характеристики гидролиза
...
Полное содержание

Подобный материал:

1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 ... 13

Для более точного определения значения pH растворов используют сложную смесь нескольких индикаторов, нанесенную на фильтровальную бумагу (так называемый «Универсальный индикатор Кольтгоффа»). Полоску индикаторной бумаги обмакивают в исследуемый раствор, кладут на белую непромокаемую подложку и быстро сравнивают окраску полоски с эталонной шкалой для значений pH.

2.9.4 Буферные растворы

Буферные растворы – это растворы, которые поддерживают при изменении состава среды постоянное значение какой-либо характеристики, например водородного показателя pH или окислительно-восстановительного потенциала (окислительно-восстановительный буферный раствор).

Кислотно-основными буферными растворами называют растворы, сохраняющие постоянный рН при добавлении небольших количеств кислот или оснований и при разведении.

Буферным действием обладают:

1) система «слабая кислота – ее соль с сильным основанием», а также сочетание кислой и средней солей слабых кислот или двух кислых солей. Примеры:

СН₃СООН/СН₃СООNa	pH: 3,8-5,8
H₂CO₃/NaHCO₃	pH: 5,4-7,4
NaHCO₃/Na₂CO₃	pH: 9,3-11,3
NaH₂PO₄/Na₂HPO₄	pH: 6,2-8,2

2) система «слабое основание – его соль с сильной кислотой»:

NH₃H₂O/NH₄Cl

pH: 8,2-10,2

3) ионы и молекулы амфолитов – аминокислотные и белковые системы.

Буферные растворы готовят обычно путем растворения в воде взятых в соответствующих пропорциях слабой кислоты и ее соли, образованной щелочным металлом, частичной нейтрализации слабой кислоты сильной щелочью или слабого основания сильной кислотой, растворения смеси солей многоосновной кислоты.

Всякая буферная смесь практически сохраняет постоянство рН лишь до прибавления некоторого определенного количества кислоты или щелочи, т.е. обладает определенной буферной емкостью.

Буферной емкостью называют то предельное количество сильной кислоты или щелочи определенной концентрации (выраженной в моль/л или г-экв/л), которое при добавлении к одному литру буферного раствора изменяют его рН на единицу.

Максимальная буферная емкость наблюдается у тех растворов, которые содержат равные концентрации слабой кислоты и ее соли, или слабого основания и его соли. Буферная емкость раствора тем больше, чем выше концентрация компонентов буферной смеси. Таким образом, применяя буферные смеси в анализе, необходимо учитывать их емкость. Только при достаточно большой емкости буферной смеси сохранится практическое постоянство рН раствора.

Рассмотрим буферный раствор CH₃COOH/CH₃COONa. Диссоциация уксусной кислоты протекает по схеме:

,

и для этой реакции константа диссоциации кислоты:

.

Прибавление к раствору уксусной кислоты ее натриевой соли (CH₃COONa → CH₃COO^– + Na⁺) резко увеличивает концентрацию ионов CH₃COO^– и смещает равновесие в сторону образования недиссоциированных молекул кислоты. Ее диссоциация теперь пренебрежимо мала, и концентрация недиссоциированных молекул почти равна концентрации кислоты, тогда при [CH₃COOH] = С_{кислоты} и [CH₃COO^–] =

= С_соли концентрация H⁺ равна:

, (2.49)

или, прологарифмировав уравнение (2.49), получим для кислотного буферного раствора:

, (2.50)

где pK_ДК – отрицательный десятичный логарифм константы диссоциации слабой кислоты.

Следовательно, концентрация ионов H⁺ этого раствора будет определяться соотношением концентраций кислоты и соли, взятых для его приготовления.

Рассуждая аналогичным образом, можно вывести уравнения для раствора слабого основания и его соли:

, (2.51)

где pK_ДО – отрицательный десятичный логарифм константы диссоциации слабого основания.

Из предыдущих уравнений видно, что концентрация ионов водорода при разбавлении сохраняется, ибо отношения [кислота]:[соль], [соль]:[основание] остаются постоянными. Добавление к такой смеси кислоты или щелочи приводит к связыванию избыточных ионов H⁺ анионами, а OH^– – катионами. Это смещает равновесие диссоциации слабого электролита, в результате чего концентрация H⁺ практически не меняется.

Окислительно-восстановительные буферные растворы содержат соединения элементов переменной валентности, находящиеся в двух степенях окисления, например соли Fe(III) и Fe(II).

Тканевая жидкость, кровь, моча и другие биологические жидкости являются буферными растворами. Благодаря действию их буферных систем поддерживается относительное постоянство водородного показателя внутренней среды, обеспечивающее полноценность метаболических процессов. Наиболее важной буферной системой является бикарбонатная система крови. Концентрация в крови бикарбонатов служит одним из основных показателей кислотно-щелочного состояния организма. Этот показатель позволяет установить характер нарушения кислотно-щелочного равновесия при ряде патологических процессов.

В лабораторной практике буферные растворы используют в тех случаях, когда то или иное исследование может быть проведено лишь при постоянном значении рН (например, определение активности фермен-тов, изучение кинетики ферментативных реакций, электрофоретическое разделение белковых смесей и др.) и в качестве стандартов при определении рН различных растворов, в т.ч. биологических жидкостей.

2.9.5 Электролиты средней силы

К электролитам средней силы относят:

1) неорганические кислоты: HF, H₂SO₃;

2) муравьиную кислоту: HCOOH;

3) основания: Mg(OH)₂, CaOH⁺;

4) различные соли в зависимости от степени разбавления.

Электролиты средней силы имеют степень диссоциации α от 3 % до 30 %.

Фтороводородная (плавиковая) кислота HF растворяет стекло, но это вовсе не говорит о ее силе. Эта кислота из бескислородных галогенсодержащих относится к кислотам средней силы из-за высокой энергии связи Н–F способности молекул HF к объединению (ассоциации) благодаря сильным водородным связям, образующиеся в результате взаимодействия ионов F^– с молекулами НF (водородные связи) с возникновением ионов и других более сложных частиц. В результате концентрация ионов водорода в водном растворе этой кислоты оказывается значительно пониженной, поэтому фтороводородную кислоту считают средней силы.

2.9.6 Примеры решения задач

Задача 1

Вычислить степень диссоциации 0,2 М раствора муравьиной кислоты НСООН, если К_Д = 2,1 ∙ 10 ^-4 .

Дано: НСООН; К_Д = 2,1 ∙ 10 ^-4; С_М = 0,2 М	Решение: По закону разбавления Оствальда: = = (2,1 ∙ 10^-4) / 0,2 = 3,24 ∙ 10^-2, или 3,24 (%).
Найти: α

Ответ: степень диссоциации 0,2 М муравьиной кислоты 3,24 %.

Задача 2

Вычислить концентрацию водородных ионов [Н⁺] в 0,2 М раствора муравьиной кислоты.

Дано: НСООН К_Д = 2,1 ∙ 10 ^-4 С_М = 0,2 М	Решение: Из предыдущей задачи α = 3,24 ∙ 10^-2, отсюда С_[_H⁺_] = α· С_м = 3,24 ∙ 10^-2 ∙ 0,2 = = 6,4 ∙10^-3 (г-ион/л).
Найти: С_[H⁺_]

Ответ: концентрация водородных ионов в 0,2 М раствора муравьиной кислоты 6,4 ∙10^-3 г-ион/л.

Задача 3

В буферный раствор CH₃COOH/CH₃COONa, в котором концентрация соли и кислоты 0,1 моль/л, добавили раствор соляной кислоты концентрацией 0,01 моль/л. Рассчитать значение pH полученного раствора. Константа диссоциации кислоты pK_ДК = 4,75.

Дано:

CH₃COOH/CH₃COONa

С_соли = 0,1 моль/л;

С_HCl = 0,01 моль/л;

pK_ДК = 4,75

Решение:

pH начального буферного раствора равна pK_ДК = 4,75 (2.50). Если в этот раствор добавить раствор HCl концентрации 0,01 моль/л, то из-за реакции:

H⁺+ CH₃COO^-↔ CH₃COOH

концентрация соли уменьшится на 0,01 моль/л, а концентрация кислоты увеличится на 0,01 моль/л. Тогда по уравнению (2.50):

pH = 4,75 – lg0,11/0,09 =4,67

Найти: pH

Ответ: водородный показатель буферного раствора станет равным 4,67.

2.9.7 Вопросы для самоконтроля

1. Какие электролиты называют слабыми?

2. Что называют константой диссоциации и от чего она зависит?

3. От чего зависит степень диссоциации?

4. Сформулируйте закон разбавления Оствальда.

5. Что такое ионное произведение воды?

6. Что такое рН и рОН? Чему равен водородный показатель 0,1 молярного раствора гидроксида аммония, если степень его диссоциации при данных условиях равна 1,3 %?

7. Написать уравнение диссоциации уксусной кислоты. Рассчитать ее степень диссоциации электролита в 0,1 М; 0,01 М растворах. Вычислить, при какой концентрации уксусной кислоты в растворе ее степень диссоциации составит 0,1. Константа диссоциации уксусной кислоты 1,8 ∙ 10^-5.

8. Может ли в водном растворе концентрация ионов ОН^- или Н⁺ стать равной нулю?

9. Что называется буферным раствором?

10. Чем отличается кислотно-основной буферный раствор от оки-слительно-восстановительного?

11. Что называют буферной емкостью?

12. Каким образом поддерживается почти постоянным значение pH кислотно-основного буферного раствора, если к нему добавить (в малых количествах) кислоту или щелочь?

13. Приведите примеры буферных кислотно-основных систем.

14. Где применяют буферные растворы?

15. Какие электролиты относят к электролитам средней силы?

2.10 Растворы сильных электролитов

2.10.1 Общие положения

Сильные электролиты − это вещества, которые при растворении в воде практически полностью распадаются на ионы. Как правило, к сильным электролитам относятся вещества с ионными или сильно полярными связями:

1) все хорошо растворимые соли (NaCl, K₂SO₄, NaNO₃, Al₂(SO₄)₃);

2) сильные кислоты (HCl, HBr, HI, HClO₄, H₂SO₄, HNO₃);

3) сильные основания (LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ba(OH)₂, Sr(OH)₂, Ca(OH)₂).

В растворе сильного электролита растворенное вещество находится в основном в виде ионов (катионов и анионов); недиссоциированные молекулы практически отсутствуют.

Принципиальное отличие сильных электролитов от слабых состоит в том, что равновесие диссоциации сильных электролитов полностью смещено вправо:

,

а потому константа равновесия (диссоциации) оказывается величиной неопределенной. Снижение электропроводности при увеличении концентрации сильного электролита обусловлено электростатическим взаимодействием ионов.

Голландский ученый П. Дебай и немецкий ученый Э. Хюккель предложили модель, которая легла в основу теории сильных электролитов:

1) электролит полностью диссоциирует, но в сравнительно разбавленных растворах (С_М = 0,01 моль^.л^-1);

2) каждый ион окружен оболочкой из ионов противоположного знака; в свою очередь, каждый из этих ионов сольватирован; это окружение называется ионной атмосферой;

3) при движении катиона в электростатическом поле ионная атмосфера деформируется; она сгущается перед ним и разрежается позади него;

4) эта асимметрия ионной атмосферы оказывает тем более тормозящее действие движению катиона, чем выше концентрация электролитов и чем больше заряд ионов.

В этих системах становится неоднозначным понятие концентрации и должно заменяться активностью. Под активностью иона понимают ту эффиктивную, условную концентрацию его, соответственно которой он действует в химических реакциях. Для бинарного одно-однозарядного электролита КatAn = Kat⁺ + An^-активности катиона(а₊) и аниона (а_-) соответственно равны:

, (2.52)

где С₊ и С_- – аналитические концентрации соответственно катиона и аниона;

γ₊ и γ_- – их коэффициенты активности.

Коэффициент активности, , – коэффициент, учитывающий все виды взаимодействий в растворах, приводящие к отклонению от свойств идеального раствора.

Определить активности каждого иона в отдельности невозможно, поэтому для одно-однозарядных электролитов пользуются средними геометрическими значениями активностей:

, (2.53)

и коэффициентов активностей:

. (2.54)

Коэффициент активности увеличивается с повышением температуры в результате возмущающего действия кинетической энергии частиц в растворе на его «строение».

Уменьшение концентрации увеличивает коэффициент активности в результате увеличения расстояний между ионами и уменьшения электростатического взаимодействия.

Коэффициент активности по Дебаю − Хюккелю зависит также от диэлектрической проницаемости растворителя (ε) и ионной силы (I); последняя служит мерой интенсивности электрического поля, создаваемого ионами в растворе.

Для данного электролита связь между коэффициентом активности и ионной силой выражается уравнением Дебая − Хюккеля:

. (2.55)

Ионная сила, в свою очередь, равна полусумме произведений концентраций всех находящихся в растворе ионов на квадрат их заряда:

, (2.56)

где С – аналитическая концентрация, моль/л;

z – заряд катиона или аниона.

Для одно-однозарядного электролита ионная сила совпадает с концентрацией. Таким образом, NaCl и Na₂SO₄ при одинаковых концентрациях будут иметь разные ионные силы. Сопоставление свойств растворов сильных электролитов можно проводить только тогда, когда ионные силы одинаковы; даже небольшие примеси резко изменяют свойства электролита.

2.10.2 Примеры решения задач

Задача 1

Вычислите значение рН раствора, содержащего 0,01 моль/л HCl и 0,01 моль/л CaCl₂.

Дано: С(HCl) = 0,01 моль/л; С(CaCl₂) = 0,01 моль/л	Решение: Так как HCl и CaCl₂сильные электролиты, то они диссоциируют полностью: HCl ↔ H⁺ + Cl^-; CaCl₂ ↔ Ca²⁺ +2Cl^-.
Найти: рН раствора

Соответственно значение pH раствора определяем по формуле:

.

Для расчета коэффициента активности необходимо определить ионную силу раствора:

= 1/2[0,01∙ 4 + (0,02 + 0,01) ∙1² + 0,01∙1²] = 0,04 .

На основании табличных данных (Приложение Е) путем интерполяции находим γ_H⁺= 0,86, следовательно:

= -lg(0,86∙0,01) = 2,07.

Ответ: pH раствора 2,07.

2.10.3 Вопросы для самоконтроля

1. Какие электролиты называют сильными электролитами? Приведите примеры.

2. Сформулируйте основные понятия модели растворов сильных электролитов Дебая − Хюккеля.

3. Что называют активностью и коэффициентом активности растворов?

4. От чего зависит коэффициент активности?

5. Как находят ионную силу растворов и от чего она зависит?

6. Рассчитайте концентрации ионов в 0,01 М растворе следующих сильных кислот: хлороводородной (соляной) НCl, азотной НNО₃, хлорной НСlО₄.

2.11 Произведение растворимости

2.11.1 Общие положения

Обозначение буквой Н нерастворимых солей в таблице растворимости отнюдь не означает, что эти вещества нерастворимы. Как известно, абсолютно нерастворимых веществ не бывает. Растворимость малорастворимых в воде веществ принято обозначать через произведение растворимости (ПР) – это произведение концентраций ионов в насыщенном растворе малорастворимого сильного электролита. Показатели степени для концентраций, входящих в ПР, равны коэффициенту при соответствующем ионе в уравнении диссоциации электролита. Для неидеальных растворов концентрации должны быть заменены на активности и полученное произведение называется произведением активностей. При данной температуре и в данном растворителе ПР для каждого электролита есть характерная постоянная величина.

Для насыщенного раствора электролита

, находящегося в равновесии с его твердой фазой, будет характерен следующий обратимый процесс:

.

Этот процесс является гетерогенным, т.е. протекает на поверхности осадка. Поэтому константа равновесия этого процесса будет определяться только произведением активностей ионов в растворе и не зависит от активности твердого компонента:

. (2.57)

Таким образом, произведение активностей – это произведение активностей ионов электролита, содержащихся в его насыщенном растворе при данной температуре. Константа равновесия, произведение растворимости (активностей) зависит от природы растворенного вещества и растворителя, а также от температуры и не зависит от концентрации (активностей) ионов в растворе.

В настоящее время экспериментальное определение активностей отдельных ионов представляет неразрешимую задачу. Поэтому произведение растворимости применяется для малорастворимых электролитов, т.е. таких электролитов, концентрация насыщенных растворов которых незначительна. Для расчета коэффициентов активности отдельных ионов применяют правило ионной силы или с достаточной степенью точности заменяют активности ионов их концентрациями.

Обычно при характеристике малорастворимого электролита указывают или его растворимость, или произведение растворимости при данной температуре, так как между этими величинами существует тесная связь. Для приведенного выше равновесия связь между произведение растворимости ПР и растворимостью С_р выразится уравнением:

, (2.58)

где γ – коэффициент активности.

Произведение растворимости удобно тем, что его использование позволяет предсказать выпадение осадка. Из правила постоянства произведения растворимости ПР следует, что если произведение концентраций ионов в растворе превышает величину табличного значения ПР (Приложение И), то выпадает осадок; в противном случае осадок не образуется:

[A^m⁺]ⁿ[Bⁿ^-]^m> ПР – пересыщенный раствор;

[A^m⁺]ⁿ[Bⁿ^-]^m< ПР – ненасыщенный раствор;

[A^m⁺]ⁿ[Bⁿ^-]^m= ПР – насыщенный раствор, равновесие.

Это следствие позволяет регулировать содержание ионов в растворе при использовании процессов осаждения, растворения, а также высаливания, имеющих большое значение в аналитической химии и химической технологии.

2.11.2 Примеры решения задач

Задача 1

Определите произведение растворимости хлорида свинца при 298 К, если его растворимость при этой температуре составляет 1,6 ^. 10^-2 моль/л.

Дано: PbCl₂; С _р= 1,6 ∙ 10^-2 моль/л	Решение: Ионная сила раствора: I = 1/2(0,016 ∙ 2² + 2∙ 0,016 ∙ 1²) = 0,048.
Найти: ПР(PbCl₂)2)

По таблице (Приложение Ж) данной ионной силе растворов соответствуют коэффициенты активностей: γ(Pb²⁺) = 0,407 и γ(Cl^-) = 0,407. Найдем активности этих ионов в растворе:

a(Pb²⁺) = 0,016∙0,407 = 0,0065 моль/л,

a(Cl^-) = 0,016∙0,853 = 0,0273 моль/л.

Учитывая это, произведение растворимости хлорида свинца при 298 К:

ПР(PbCl₂) = 0,0065·0,0273² = 4,8·10^-6.

Ответ: ПР(PbCl₂)= 4,8·10^-6.

2.11.3 Вопросы для самоконтроля

1. Приведите определения произведения растворимости и произведения активностей. В каких случаях применяют эти термины?

2. От чего зависит произведение растворимости?

3. Каковы условия выпадения и растворения осадка?

4. Вычислить произведение растворимости фосфата свинца (II), если в 1 м³ насыщенного раствора содержится 1,2 мг растворенной соли.

5. Смешали равные объемы 0,02 М раствора СаCl₂ и 0,02 М раствора КОН. Будет ли образовываться осадок, если произведение растворимости Са(ОН)₂ равно 5,5 ∙ 10^-6. Плотности всех растворов принять равными 1 г/мл.

2.12 Гидролиз солей

2.12.1 Основные положения

Изменять кислотность растворов способны не только кислоты и основания, но и большая группа солей. Соли изменяют реакцию водного раствора в результате реакции гидролиза. Дословно слово гидролиз означает разложение водой. Однако не всегда такое разложение явно.

Гидролизом называется процесс взаимодействия вещества с водой, при котором составные части вещества взаимодействуют с составными частями воды, образуя слабодиссоциирующие ионы или молекулы (в общем случае обменное взаимодействие растворенного вещества с растворителем носит название сольволиз).

В результате протекания процесса гидролиза соли в растворе появляется некоторое избыточное количество ионов H⁺ или ОН^-, сообщающее раствору кислотные или основные свойства. Таким образом, процесс гидролиза соли во многом обратен процессу нейтрализации, т. е. процессу взаимодействия кислот с основаниями.

Большинство реакций гидролиза обратимы:

.

Некоторые реакции гидролиза протекают необратимо:

.

Причиной гидролиза является взаимодействие ионов соли с молекулами воды из гидратной оболочки с образованием малодиссоциированных соединений или ионов.

Способность солей подвергаться гидролизу зависит от двух факторов:

1) свойств ионов, совместно увеличивающих гидролиз;

2) внешних факторов.

2.12.2 Отсутствие гидролиза в растворах

Соли, образованные катионом сильного основания и анионом сильной кислоты (например, LiBr, K₂SO₄, NaClO₄, BaCl , Ca(NO₃)₂ и др.), гидролизу не подвергаются, т.к. ни катион, ни анион соли не могут при взаимодействии с водой образовать молекулы слабых электролитов. Водные растворы таких солей имеют нейтральную реакцию среды (pH = 7). Практически не гидролизуются также и труднорастворимые соли (CaCO₃, Mg₃(PO₄)₂ и др.) из-за очень низкой концентрации ионов в водных растворах этих солей.

2.12.3 Три случая гидролиза солей

Чтобы написать реакцию гидролиза соли, необходимо предварительно провести анализ соли.

Первый случай гидролиза – гидролиз соли, образованной слабой кислотой и сильным основанием:

.

Помимо растворения соли происходит ее гидролиз. Гидролиз всегда протекает по слабой составляющей:

.

PH >7 − щелочная среда.

Соль, образованная сильным основанием и слабой кислотой, гидролизуется по аниону, в результате образуется слабо диссоциирующая кислота, а в растворе накапливаются гидроксид-ионы, создавая щелочную среду.

Второй случай гидролиза – гидролиз соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой:

.

PH < 7 – кислая среда

Соль, образованная слабым основанием и сильной кислотой, гидролизуется по катиону, образуя слабое основание. В ходе реакции накапливаются ионы водорода, создавая кислую среду.

Третий случай гидролиза – гидролиз соли, образованной слабой кислотой и слабым основанием:

.

Соль, образованная слабым основанием и сильной кислотой, гидролизуется одновременно по катиону и аниону. Очевидно, что гидролиз протекает глубже, чем в первых двух случаях. Если соль образована слабым основанием и слабой кислотой, то реакция раствора зависит от относительной силы образующихся в результате гидролиза кислоты и основания.

2.12.4 Количественные характеристики гидролиза

Количественно гидролиз солей может быть охарактеризован степенью гидролиза и константой гидролиза.

Степень гидролиза β показывает, какая часть соли прогидролизовалась, то есть превратилась в свои составляющие. Измеряется в процентах или долях единицы.

. (2.59)

Степень гидролиза не является константой. Изменяется с температурой, зависит от концентрации солевого раствора: степень гидролиза растет при уменьшении концентрации и увеличении температуры раствора.

Константа гидролиза K_Г − константа равновесия обратимой реакции. Зависит от температуры, но не зависит от концентрации раствора.

Рассмотрим гидролиз соли гипохлорита натрия, образованной сильным основанием и слабой кислотой:

.

Константа равновесия данной обратимой реакции равна:

. (2.60)

Поскольку вода − очень слабый электролит, ее равновесную концентрацию можно считать константой:

. (2.61)

В результате перемножения двух констант получается новая константа − константа гидролиза соли.

. (2.62)

, (2.63)

, (2.64)

, (2.65)

. (2.66)

Константа гидролиза соли, образованной сильным основанием и слабой кислотой, равна ионному произведению воды, деленному на константу диссоциации K_КДслабой кислоты.

. (2.67)

Равновесная концентрация гидроксид-иона:

. (2.68)

Отсюда легко вычисляется значение pH раствора соли:

. (2.69)

Константа гидролиза K_Гсоли, образованной слабым основанием и сильной кислотой, равна ионному произведению воды, деленному на константу диссоциации слабого основания.

. (2.70)

Константа гидролиза соли, образованной слабым основанием и слабой кислотой, равняется константе воды, делённой на произведение константы диссоциации основания и константы диссоциации кислоты.

. (2.71)

Связь двух количественных характеристик − степени и константы гидролиза – выражается, как:

, (2.72)

где С − концентрация гидролизующейся соли.

Как видно, степень гидролиза возрастает с уменьшением концентрации гидролизующегося иона.

2.12.5 Случай полного, необратимого гидролиза солей

Соль гидролизуется полностью и необратимо при выполнении следующих условий:

1) кислота является либо легколетучей, либо труднорастворимой и ее константа диссоциации не превышает 10^-7;

2) основание является труднорастворимым соединением и его константа диссоциации не превышает 10^-8.

Рассмотрим реакцию взаимодействия двух солей, в результате которой образуется соль, отвечающая приведенным выше условиям:

.

2.12.6 Способы подавления гидролиза солей

Существует три способа подавления гидролиза солей.

Первый способ − регулирование водородного показателя рН солевого раствора:

Соли, образованные слабым основанием и сильной кислотой, необходимо подкислять для подавления гидролиза, то есть понижать величину рН:

.

В результате увеличения концентрации продуктов реакции, в данном случае H⁺, по принципу Ле Шателье равновесие смещается в обратном направлении, то есть в сторону образования соли.

Соли, образованные сильным гидроксидом и слабой кислотой, необходимо подщелачивать для подавления гидролиза, то есть повышать величину рН.

.

Два других способа подавления гидролиза:

понижение температуры солевого раствора;
повышение концентрации солевого раствора.

Данные способы применяются к солям, образованным слабым гидроксидом и слабой кислотой, для которых регулирование величины рH раствора не действенно.

На практике, как правило, применяют все три способа подавления гидролиза одновременно.

Гидролиз играет важную роль в природных и технологических процессах. Например, расщепление пищи в желудочно-кишечном тракте идет по реакции гидролиза ее компонентов. Гидролиз используется в технике при получении ценных продуктов из древесины, жиров и других веществ.

2.12.7 Примеры решения задач

Задача 1

Вычислить степень гидролиза ацетата калия в 0,1 М раствора и значение pН раствора.

Дано: С_м= 0,1 М СН₃СООК	Решение: Уравнение гидролиза: СН₃СОО^- + Н₂О ↔СН₃СООН + ОН^-. Константу диссоциации уксусной кислоты находим по таблице (Приложение Ж), К_ДК= 1,8 ∙ 10^-5. К_Г = К_В / К_ДК = 10^-14/(1,8 ∙ 10^-5) = 5,56 ∙10^-10.
Найти: степень гидролиза β и рН раствора

Blog

Учебное пособие для модульно-рейтинговой технологии обучения Бийск