ПОЗНАВАТЕЛЬНОЕ

Оси и плоскости тела человека - Тело человека состоит из определенных топографических частей и участков, в которых расположены органы, мышцы, сосуды, нервы и т.д.

Отёска стен и прирубка косяков - Когда на доме не достаёт окон и дверей, красивое высокое крыльцо ещё только в воображении, приходится подниматься с улицы в дом по трапу.

Дифференциальные уравнения второго порядка (модель рынка с прогнозируемыми ценами) - В простых моделях рынка спрос и предложение обычно полагают зависящими только от текущей цены на товар.

Определение степени и константы гидролиза соли

Общие положения

Гидролиз является разновидностью ионных реакций и представляет собой обменное взаимодействие некоторых солей с водой.

Реакция гидролиза имеет место лишь в тех случаях, когда ионы, образующиеся при диссоциации соли, способны образовывать с ионами – продуктами ионизации воды (Н⁺, ОН^-) нерастворимые, газообразные или малодиссоциированые соединения (молекулы или сложные ионы).

Гидролизу подвергаются соли трёх видов. Это соли образованные:

1) слабой кислотой и сильным основанием;

2) слабым основанием и сильной кислотой;

3) слабой кислотой и слабым основанием.

В обычных условиях гидролизу не подвергаются соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой. Следует обратить внимание на то, что гидролиз солей первого и второго из указанных видов протекает обратимо. После выравнивания скоростей прямого и обратного процессов (гидролиза и реакции нейтрализации), устанавливается химическое равновесие. Поэтому при написании уравнений гидролиза этих солей следует использовать символ ↔.

Гидролиз солей третьей группы в определённых условиях может протекать практически необратимо и в этом случае в уравнениях реакции следует изображать знак равенства ( = ) или одну стрелку (→).

Способы усиления и подавления гидролиза

Для усиления или подавления гидролиза можно использовать химические и физические способы.

Химические способы основаны на изменении концентраций веществ, находящихся в равновесии. Если в раствор гидролизующейся соли ввести реагент, связывающий образующиеся при гидролизе ионы H⁺ и ОН^-, то, в соответствии с принципом Ле Шателье, равновесие смещается в сторону усиления гидролиза; в результате гидролиз может протекать полностью до образования его конечных продуктов. Аналогичное действие оказывает добавление в раствор воды -разбавление наиболее простой способ усиления гидролиза.

Физическим способом равновесие при гидролизе может быть смещено путём изменения температуры. Обратный гидролизу процесс – реакция нейтрализации – протекает с выделением теплоты, а гидролиз представляет собой эндотермический процесс. Поэтому повышение температуры ведет к усилению гидролиза, а понижение – к ослаблению.

Количественно реакция гидролиза характеризуется степенью гидролиза α и константой гидролиза К_г. Степень гидролиза α представляет отношение концентрации гидролизованных молекул С_г к общей концентрации вещества С:

(1)

Степень гидролиза, как правило, невелика. Причина этого заключается в том, что вода является очень слабым электролитом, поэтому равновесие в процессе гидролиза сильно смещено в сторону исходных веществ.

К реакциям гидролиза солей применимы все положения и законы учения о химическом равновесии. К гидролизу, как к равновесному процессу, можно применить закон действующих масс. Например, в случае реакции гидролиза цианида натрия:

или в ионной форме:

Константа равновесия Kр для процесса гидролиза запишется в виде выражения:

(2)

или, принимая во внимание, что концентрация воды практически остается постоянной величиной,

(3)

Степень гидролиза зависит от температуры и концентрации веществ. Повышение температуры раствора соли во всех случаях приводит к усилению гидролиза, так как нагревание увеличивает степень диссоциации воды. Разбавление растворов также смещает равновесие в сторону образования продуктов гидролиза.

Постоянную величину называют константой гидролиза K_г. Она не зависит от концентрации ионов в растворе, но зависит от температуры и природы веществ раствора.

Связь между константой и степенью гидролиза в растворе заданной концентрации (С) выражается законом разбавления Оствальда:

(4)

В том случае, если величина α много меньше единицы, ею в знаменателе можно пренебречь, тогда при вычислении можно пользоваться приближенным выражением:

(5)

Отсюда: (6)

Выражение константы гидролиза (3) можно упростить, если умножить числитель и знаменатель выражения на концентрацию ионов водорода [H+] и на концентрацию кислоты [HCN], тогда получим следующее выражение:

(7)

где – ионное произведение воды, равное ;

– константа диссоциации кислоты, равная

(8)

Таким образом, константа и степень гидролиза могут быть рассчитаны на основе ионного произведения воды и константы диссоциации, образующихся в результате гидролиза слабого основания или слабой кислоты.

Cтепень гидролиза для соли, образованной сильным основанием и слабой кислотой, рассчитывается согласно (6) по уравнению

(9)

По аналогии для гидролиза соли слабого основания и сильной кислоты (например, NH₄Cl) константа и степень гидролиза рассчитываются по следующим уравнениям:

(10)

где – константа диссоциации основания.

Cтепень и константа гидролиза для соли, образованной слабым основанием и слабой кислотой, рассчитываются:

(11)

Таким образом, зная константы диссоциации слабых электролитов (кислоты или основания) и ионное произведение воды, можно рассчитать константы гидролиза соответствующих солей. При гидролизе по катиону концентрация гидролизованных молекул С_г равна концентрации ионов водорода H⁺ . Поэтому для расчета степени и константы гидролиза могут быть применены следующие уравнения:

(12)

При гидролизе по аниону концентрация гидролизованных молекул

поэтому степень и константа гидролиза рассчитываются по уравнениям:

(13)

Использование вышеприведенных соотношений дает возможность рассчитать и степень гидролиза, и рН раствора соли.

Термодинамические характеристики процесса гидролиза – изменение энергии Гиббса, энтальпии, энтропии находят по следующим формулам:

(14)

(15)

(16)

где и – константы гидролиза, определенные при температурах Т₁ и Т₂.

Порядок выполнения работы

1. Измерить водородный показатель рН дистиллированной воды на приборе рН–метр. Порядок работы на рН–метре приведен в Приложении 1.

2. Из 0,4 М раствора соли приготовить путем последовательного разбавления 0,2; 0,1; 0,05 и 0,025 М раствор соли – по 50 мл каждого раствора.

3. Измерить рН растворов всех пяти концентраций при комнатной температуре. Затем, после выдержки стаканчиков с растворами в термостате или водяной бане в течение 20…30 минут (до достижения нужной температуры,), измерить рН при 50°С и 70°С.

6. Рассчитать степень и константу гидролиза для растворов соли пяти концентраций и трех температур. Расчетные данные занести в таблицу 1.

7. Построить график зависимости степени гидролиза соли α от степени разбавления: α = f(1/С) для трех температур.

8. Рассчитать термодинамические характеристики гидролиза. Результаты расчетов занести в таблицу 2.

9. Сделать вывод о зависимости

- степени гидролиза соли от степени разбавления раствора,

- степени гидролиза от температуры,

- изменения изобарно-изотермического потенциала от температуры.

Оценить вклад энтальпийного и энтропийного факторов в изменение изобарно-изотермического потенциала процесса гидролиза.

10. Ответить на дополнительные вопросы:

10.1. Как влияет добавление растворов КОН, ZnCl₂, Na₂S, соляной кислоты и твердого NaCl на гидролиз карбоната калия?

10.2. Напишите в молекулярном и ионном виде уравнения совместного гидролиза: сульфата хрома (III) и карбоната натрия; нитрата алюминия и сульфида калия.

10.3. Используя справочные данные, рассчитайте степень гидролиза СН₃СООК в 0,1 М растворе.

Таблица 1

Определение степени и константы гидролиза соли

Т,°С	Концентрация С, моль/дм³	рН	[H⁺], моль/ дм³	a	К_Г	1/С
Комнатная	0,4 0,2 0,1 0,05 0,025
	0,4 …
	0,4 …

Таблица 2

Термодинамические характеристики процесса гидролиза соли

Т,°С	Т, К	К_Г	ΔG, кДж/моль	ΔН, кДж/моль	ΔS, Дж/моль·К
Комнатная

Контрольные вопросы

1. Что называется гидролизом соли? Какие вещества образуются в результате гидролиза?

2. Какие соли подвергаются гидролизу? Чем это объясняется?

3. Почему соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой, гидролизу не подвергаются?

4. Какова реакция среды в водных растворах солей, образованных:

а) слабым основанием и сильной кислотой;

б) сильным основанием и слабой кислотой;

в) слабым основанием и слабой кислотой?

Список рекомендуемой литературы

1. Ахметов, Н.С. Лабораторные и семинарские занятия по неорганической химии : учеб. пособие для хим.-техн. спец. вузов / Н.С. Ахметов, М.И. Азизова, Л.И. Бадыгина. – М. : Высшая школа, 1979. – 254 с.

2. Васильева, З.Г. Лабораторные работы по общей и неорганической химии : учеб. пособие для студентов нехимич. вузов / З.Г. Васильева, А.А. Грановская, А.А. Таперова. – 2-е изд., испр. – Л. : Химия, Ленинградское отделение, 1986. – 286 с.

3. Глинка, Н.Л. Общая химия / Н.Л.Глинка – М: ИНТЕГРАЛ-ПРЕСС, 2003. – 727 с.

4. Коровин, Н.В. Лабораторные работы по химии : учеб. пособие для технич. направл. и спец. вузов / Н.В. Коровин, Э.И. Мингулина, Н.Г.Рыжова ; под. ред. Н.В. Коровина. – 2-е изд., перераб. и доп. – М. : Высшая школа, 1998. – 256 с.

5. Практикум по общей и неорганической химии : учеб. пособие для студентов вузов / В.И. Фролов, Т.М. Курохтина, З.Н. Дымова [и др.] ; под ред. Н.Н. Павлова, В.И. Фролова. – 2-е изд., перераб. и доп. – М. : Дрофа, 2002. – 301 с.

Приложение 1

Измерение рН с помощью приборов

В настоящее время основным методом измерения рН является использование специального прибора – рН-метра.

Рис. 2. Используемый в работе pH–метр.

Принцип действия такого прибора потенциометрический, то есть измеряемой величиной является напряжение между двумя электродами, опущенными в раствор. Обычно напряжение между такими электродами изменяется на десятки и сотни милливольт.

Таким образом, рН–метр представляет собою милливольтметр. Особенностью такого милливольтметра является очень маленький входной ток, так что он может измерять напряжение с самых разных электродов, в том числе стеклянных, через который большой ток не проходит. Кроме того, у рН-метра имеется система пересчета напряжения в рН (а в более совершенных моделях и в некоторые другие величины).