Гідроліз солей
Лекции.Орг

Поиск:


Гідроліз солей




Реакції нейтралізації – взаємодія кислот з основами з утворенням солей і води.

Реакції нейтралізації бувають незворотні і зворотні.

Оскільки солі у водних розчинах знаходяться у вигляді йонів, що перебувають у русі і контактують з молекулами і йонами води, то для випадків зворотних реакцій нейтралізації взаємодія йонів солі з йонами води називається гідролізом солей.

Реакції нейтралізації між сильними кислотами і сильними основами є незворотними і можуть бути представлені одним рівнянням реакції:

Н+ + ОН = Н2О.

Наприклад:

NaOH + HCl = NaCl + H2O;

Na+ + ОН + Н+ + Cl = Na+ + Cl + H2O;

Н+ + ОН = H2O.

Взаємодії води з йонами Na+ і Cl з утворенням вихідних речовин відбуватися не може. Реакції завжди йдуть у бік утворення малодисоційованої речовини.

Реакції нейтралізації між сильною кислотою і слабкою основою є зворотними:

HCl + NH4OH D NH4Cl + H2O;

H+ + Cl + NH4OH D NH4+ + Cl + H2O;

H+ + NH4OH D NH4+ + H2O.

У даному випадку відбувається гідроліз солі NH4Cl за катіоном .

Реакції нейтралізації між сильною основою і слабкою кислотою теж є зворотними:

NaOH + CH3COOH D CH3COONa + H2O;

Na+ + OH + CH3COOH D CH3COO + Na+ + H2O;

OH + CH3COOH D CH3COO + H2O.

У цьому випадку відбувається гідроліз солі СН3СООNa за аніоном СН3СОО.

Зворотними є і реакції нейтралізації між слабкою кислотою і слабкою основою:

CH3COOH + NH4OH D CH3COONH4+H2O;

CH3COOH + NH4OH D CH3COO + NH4+ + H2O.

Відбувається гідроліз солі CH3COONH4 і за катіоном NH4+, і за аніоном CH3COO.

До реакцій гідролізу солей можна застосувати закон діючих мас.

Для реакції: CH3COO + H2O D CH3COOH + OH константа рівноваги

.

Концентрація води с(H2O) практично постійна.

Kрс(H2O) = Kг (константа гідролізу).

.

Дисоціація СН3СООН:

СН3СООН D СН3СОО + Н+.

Константа дисоціації кислоти .

Підставимо значення у рівняння константи гідролізу:

.

Таким чином, константа гідролізу гідролітично лужної солі дорівнює відношенню йонного добутку води до константи дисоціації слабкої кислоти, утвореної в результаті гідролізу аніона солі.

Виходячи з наведеного:

.

Оскільки при гідролізі СН3СОО утворюється рівна кількість молекул СН3СООН і йонів OH, тобто с(СН3СООН) = с(OH), рівняння константи гідролізу можна переписати так:

,

де с – аналітична концентрація солі.

З рівняння йонного добутку води Kw = c(H+)∙c(OH) можна записати:

.

Підставляючи цей вираз у рівняння маємо:

; ;

.

Логарифмуючи цей вираз і змінюючи знаки на протилежні, отримаємо рівняння для розрахунку pH розчину гідролітично лужної солі:

.

Враховуючи, що Kw=1∙10-14 і –lgKкисл.=рК, отримуємо:

; с – аналітична концентрація солі (моль/дм3).

Ступінь гідролізу h солі є відношення кількості солі, яка вступила в реакцію гідролізу до всієї кількості розчиненої солі.

У момент рівноваги с(ОН)=с(СН3СООН)=с·h, а с(СН3СОО)=сch – загальній концентрації солі, так як солі даного типу гідролізуються відносно мало, тобто с»сh.

Підставляючи ці концентрації у формулу , отримуємо:

; ; .

Враховуючи, що , .

Для реакції + H2O D NH4OH + H+ константа рівноваги

;

Kр·с2О) = Kг;

Kг = .

Дисоціація NH4OH:

NH4OH D + ОН.

Константа дисоціації NH4OH:

.

Звідси: .

Підставимо значення с(NH4OH) у рівняння константи гідролізу:

; .

Отже, константа гідролізу гідролітично кислої солі є відношення йонного добутку води до константи дисоціації слабкої основи, яка утворюється в результаті гідролізу катіона солі.

.

У стані рівноваги с(NH4OH) = с(H+). Тоді можна записати:

,

де с – аналітична концентрація солі.

З цієї формули с2+Kосн. = Kw·ссолі; с2+) = ;

.

Логарифмуючи останній вираз і змінюючи знаки на протилежні, отримаємо:

–lgc(H+) = –½lgKw – ½lgcсолі + ½lgKосн.

Kw = 1·10–14, –lgKосн. = рKосн.

pH = 7 – ½рKосн. – ½lgcсолі

У момент рівноваги с(NH4OH) = с(H+) = с·h

Тоді рівняння константи гідролізу можна записати:

; Kг=h2·c;

; ; .

Для реакції гідролізу солі, що гідролізується і за катіоном, і за аніоном,

+ СН3СОО + Н2О D NH4OH + СН3СООН;

константа рівноваги:

Концентрація води с2О) є постійною. Тоді можна записати:

Дисоціація NH4OH: NH4OH D + ОН. Константа дисоціації основи:

.

Звідси:

.

Дисоціація СН3СООН: СН3СООН D СН3СОО + Н+.

Константа дисоціації кислоти: .

Звідси: .

Підставимо значення с(NH4OH) і с(СН3СООН) у момент рівноваги у формулу константи гідролізу:

;

.

У момент рівноваги с(NH4OH) = с(СН3СООН) = с·h.

с( ) = сс·h; с(СН3СОО) = сс·h.

; ; ;

.

Отже, гідроліз солей – це взаємодія йонів солі з йонами води, що супроводжується порушенням рівноваги електролітичної дисоціації води і утворенням малодисоційованих продуктів, що призводить до накопичення йонів Н+ або ОН, тобто до виникнення кислої чи лужної реакції розчину.

Значення гідролізу в якісному аналізі

Реакції гідролізу широко розповсюдженні при виконанні якісного аналізу. Вони використовуються як характерні реакції виявлення деяких катіонів і аніонів. Так, наприклад, розчинна сіль Bi(NO3)3, зазнаючи гідролізу, утворює важкорозчинні основні солі Bi(OH)(NO3)2, Bi(OH)2NO3. Реакцією гідролізу відкривають катіони Алюмінію, аніони SiO32-, CH3COO- та інші:

2Na2SiO3 + 3HOH + 4NH4Cl D H2Si2O5 + 4NaCl + 4NH4OH

У даному випадку має місце гідроліз силікат-аніона, в результаті чого утворюється метакремнієва кислота:

SiO32– + 2HOH D H2SiO3 + 2OH

Гідролітичне розщеплення силікатів супроводжується утворенням колоїдів поліметакремнієвих кислот, зокрема діметакремнієвої кислоти H2Si2O5. Гідроліз натрій силікату гальмується тим, що середовище накопичує гідроксид-іони. Для підсилення гідролізу додають у розчин кислоту та амоній хлорид для зв’язування гідроксид-іонів:

2OH + 2H+ D 2H2O

2NH4+ + 2OH- D 2NH4OH

При нагріванні гідроліз силікатів покращується. При цьому відбувається часткова дегідратація метакремнієвої кислоти:

2H2SiO3 → H2Si2O5 + H2O,

а амоній гідроксид при нагріванні (точніше NH3∙H2O) розщеплюється з видаленням з розчину амоніаку, що призводить до посилення процесу гідролізу силікату.

Реакції гідролізу використовуються і для розділення йонів. Так, для розділення йонів Al3+ та Cr3+ до досліджуваного розчину додають надлишок лугу:

Al3+ + 6OH D [Al(OH)6]3–

Cr3+ + 6OH D [Cr(OH)6]3– ; [Cr(OH)6]3– D CrO33– + 3H2O;

При кип’ятінні такої суміші [Cr(OH)6]3- гідролізується і в осад випадає Cr(OH)3 :

CrO33– + 3HOН → Cr(OH)3 + 3OH

Реакції гідролізу використовуються і для регулювання рН досліджуваного середовища. Наприклад, для підвищення рН середовища до розчину додають сіль, яка гідролізується за аніоном, в результаті чого підвищується концентрація у розчині гідроксид-іонів:

CO32– + HOH D HCO3 + OH,

а для зниження рН середовища до нього додають сіль, яка гідролізується за катіоном:

2NH4+ + HOH D NH4OH + H+

Інколи буває необхідно пригнічувати гідроліз солей, коли він заважає проведенню аналізу. Якщо сіль гідролізується за аніоном, то для пригнічення її гідролізу у розчин необхідно ввести луг і тоді, згідно із законом діючих мас, рівновага реакції гідролізу солі буде зміщена ліворуч, а коли сіль гідролізується за катіоном, то для пригнічення її гідролізу слід до розчину додати кислоту. Наприклад:

Fe2+ + 2HOH D Fe(OH)2 + 2H+

Для посилення гідролізу солей треба зв’язувати чи йони гідроксонію, чи гідроксид-іони в залежності від того, за яким йоном гідролізується сіль. Для зв’язування йонів гідроксонію чи гідроген-іонів можна застосувати не тільки розчини кислот чи основ, а також розчини солей сильних основ і слабких кислот, наприклад: Na2CO3, Na2HPO4, CH3COONa і ін. Ці солі зв’язують йони гідроксонію з утворенням гідрогенаніонів HCO3-, H2PO4- або нейтральних молекул слабких кислот:

CO32– + H+ → HCO3

HCO3 + H+ → H2CO3 → H2O + CO2

Гідроксид-іони можна зв’язувати в комплексні йони, діючи солями слабких основ і сильних кислот, наприклад:

Al3+ + OH → [Al(OH)]2+

[Al(OH)]2+ + OH → [Al(OH)2]+

Ступінь гідролізу солей збільшується при нагріванні, так як при цьому збільшується швидкість прямої реакції гідролізу, а крім того, збільшується і константа дисоціації води. Ступінь гідролізу залежить від концентрації солі в розчині: чим менша концентрація солі, тим більший ступінь її гідролізу.





Дата добавления: 2015-01-29; просмотров: 1260 | Нарушение авторских прав | Изречения для студентов


Читайте также:

Рекомендуемый контект:


Поиск на сайте:



© 2015-2020 lektsii.org - Контакты - Последнее добавление

Ген: 0.012 с.