Розрахунок рН у розчинах гідролізуючих солей. Водневий показник. Гідроліз солей Таблиця ph різних водних розчинів солей
Чиста вода є дуже слабким електролітом. Процес дисоціації води може бути виражений рівнянням: HOH ⇆ H + + OH – . Внаслідок дисоціації води у будь-якому водному розчині містяться і іони H + і іони OH – . Концентрації цих іонів можна розрахувати за допомогою рівняння іонного добутку води
C(H +)×C(OH –) = K w ,
де K w – константа іонного добутку води ; при 25 ° C K w = 10 -14 .
Розчини, у яких концентрації іонів H+ та OH – однакові, називаються нейтральними розчинами. У нейтральному розчині C(H +) = C(OH –) = 10 –7 моль/л.
У кислому розчині C(H +) > C(OH –) і, як випливає з рівняння іонного добутку води, C(H +) > 10 –7 моль/л, а C(OH –)< 10 –7 моль/л.
У лужному розчині C(OH –) > C(H +); при цьому C(OH –) > 10 –7 моль/л, а C(H +)< 10 –7 моль/л.
pH – величина, за допомогою якої характеризують кислотність чи лужність водних розчинів; ця величина називається водневим показником та розраховується за формулою:
pH = -lg C(H +)
У кислому розчині pH<7; в нейтральном растворе pH=7; в щелочном растворе pH>7.
За аналогією з поняттям «водневий показник» (pH) вводиться поняття «гідроксильний» показник (pOH):
pOH = –lg C(OH –)
Водневий та гідроксильний показники пов'язані співвідношенням
Гідроксильний показник використовується для розрахунку pH у лужних розчинах.
Сірчана кислота– сильний електроліт, що дисоціює у розведених розчинах незворотно та повністю за схемою: H 2 SO 4 ® 2 H + + SO 4 2– . З рівняння процесу дисоціації видно, що C(H +) = 2·C(H 2 SO 4) = 2 × 0,005 моль/л = 0,01 моль/л.
pH = -lg C(H +) = -lg 0,01 = 2.
Гідроксид натрію – сильний електроліт, що дисоціює незворотно та повністю за схемою: NaOH ® Na + +OH – . З рівняння процесу дисоціації видно, що C(OH –) = C(NaOH) = 0,1 моль/л.
pOH = -lg C(H +) = -lg 0,1 = 1; pH = 14 - pOH = 14 - 1 = 13.
Дисоціація слабкого електроліту – це рівноважний процес. Константа рівноваги, записана для процесу дисоціації слабкого електроліту, називається константою дисоціації . Наприклад, для процесу дисоціації оцтової кислоти
CH 3 COOH ⇆ CH 3 COO - + H +.
Кожна стадія дисоціації багатоосновної кислоти характеризується константою дисоціації. Константа дисоціації – довідкова величина; див.
Розрахунок концентрацій іонів (і pH) у розчинах слабких електролітів зводиться до розв'язання задачі на хімічну рівновагу для того випадку, коли відома константа рівноваги і необхідно знайти рівноважні концентрації речовин, що беруть участь у реакції (див. приклад 6.2 – завдання 2 типу).
У 0,35% розчині NH 4 OH молярна концентрація гідроксиду амонію дорівнює 0,1 моль/л (приклад переведення процентної концентрації в молярну – див. приклад 5.1). Цю величину часто позначають C0. C0 - це загальна концентрація електроліту в розчині (концентрація електроліту до дисоціації).
NH 4 OH прийнято вважати слабким електролітом, який оборотно дисоціює у водному розчині: NH 4 OH ⇆ NH 4 + + OH – (див. також примітку 2 на стор. 5). Константа дисоціації К = 1,8 · 10 -5 (довідкова величина). Оскільки слабкий електроліт дисоціює неповністю, зробимо припущення, що продісоціювало x моль/л NH 4 OH, тоді рівноважна концентрація іонів амонію та гідроксид-іонів також дорівнюватиме x моль/л: C(NH 4 +) = C(OH -) = x моль/л. Рівноважна концентрація непродісоціюючого NH 4 OH дорівнює: С(NH 4 OH) = (C 0 -x) = (0,1-x) моль/л.
Підставляємо виражені через x рівноважні концентрації всіх частинок рівняння константи дисоціації:
.
Дуже слабкі електроліти дисоціюють незначно (x ® 0) та іксом у знаменнику як доданків можна знехтувати:
.
Зазвичай у завданнях загальної хімії іксом у знаменнику нехтують у тому випадку, якщо (у цьому випадку х – концентрація електроліту, що продісоціював, – у 10 і менше разів відрізняється від C 0 – загальної концентрації електроліту в розчині).
С(OH –) = x = 1,34∙10 -3 моль/л; pOH = –lg C(OH –) = –lg 1,34∙10 –3 = 2,87.
pH = 14 - pOH = 14 - 2,87 = 11,13.
Ступінь дисоціаціїелектроліту можна розрахувати як відношення концентрації електроліту (x), що продісоціював, до загальної концентрації електроліту (C 0):
(1,34%).
Спочатку слід перевести процентну концентрацію на молярну (див. приклад 5.1). В даному випадку C0 (H3PO4) = 3,6 моль/л.
Розрахунок концентрації іонів водню в розчинах багатоосновних слабких кислот проводиться тільки по першій стадії дисоціації. Строго кажучи, загальна концентрація іонів водню в розчині слабкої багатоосновної кислоти дорівнює сумі концентрацій іонів H +, що утворилися на кожній стадії дисоціації. Наприклад, для фосфорної кислоти C(H+) загальна = C(H+) по 1 стадії + C(H+) по 2 стадії + C(H+) по 3 стадії. Однак, дисоціація слабких електролітів протікає переважно по першій стадії, а по другій та наступним стадіям – незначною мірою, тому
C(H +) по 2 стадії ≈ 0, C(H +) по 3 стадії ≈ 0 і C(H +) загальна ≈ C(H +) по 1 стадії.
Нехай фосфорної кислоти продисоціювало по першій стадії x моль/л, тоді з рівняння дисоціації H 3 PO 4 ⇆ H + + H 2 PO 4 – слідує, що рівноважні концентрації іонів H + та H 2 PO 4 – також дорівнюватимуть x моль/л , а рівноважна концентрація непродисоціюючої H 3 PO 4 дорівнюватиме (3,6-x) моль/л. Підставляємо виражені через x концентрації іонів H + і H 2 PO 4 - і молекул H 3 PO 4 вираз константи дисоціації по першій стадії (K 1 = 7,5 · 10 -3 - довідкова величина):
K 1 / C 0 = 7,5 · 10 -3 / 3,6 = 2,1 · 10 -3< 10 –2 ; следовательно, иксом как слагаемым в знаменателе можно пренебречь (см. также пример 7.3) и упростить полученное выражение.
;
моль/л;
З(H +) = x = 0,217 моль/л; pH = -lg C (H +) = -lg 0,217 = 0,66.
(3,44%)
Завдання №8
Розрахуйте а) pH розчинів сильних кислот та основ; б) розчину слабкого електроліту та ступінь дисоціації електроліту в цьому розчині (таблиця 8). Щільність розчинів прийняти рівною 1 г/мл.
Таблиця 8 – Умови завдання №8
| № варіанта | а | б | № варіанта | а | б |
| 0,01М H 2 SO 4; 1% NaOH | 0,35% NH 4 OH | ||||
| 0,01МCa(OH) 2 ; 2% HNO 3 | 1% CH 3 COOH | 0,04М H 2 SO 4; 4% NaOH | 1% NH 4 OH | ||
| 0,5М HClO 4; 1% Ba(OH) 2 | 0,98% H 3 PO 4 | 0,7М HClO 4; 4%Ba(OH) 2 | 3% H 3 PO 4 | ||
| 0,02M LiOH; 0,3% HNO 3 | 0,34% H 2 S | 0,06M LiOH; 0,1% HNO 3 | 1,36% H 2 S | ||
| 0,1М HMnO 4; 0,1% KOH | 0,031% H 2 CO 3 | 0,2М HMnO 4; 0,2%KOH | 0,124%H 2 CO 3 | ||
| 0,4 М HCl; 0,08% Ca(OH) 2 | 0,47% HNO 2 | 0,8МHCl; 0,03% Ca(OH) 2 | 1,4% HNO 2 | ||
| 0,05M NaOH; 0,81% HBr | 0,4% H 2 SO 3 | 0,07M NaOH; 3,24% HBr | 1,23% H 2 SO 3 | ||
| 0,02M Ba(OH) 2; 0,13% HI | 0,2% HF | 0,05M Ba(OH) 2; 2,5% HI | 2% HF | ||
| 0,02М H 2 SO 4; 2% NaOH | 0,7% NH 4 OH | 0,06МH 2 SO 4; 0,8% NaOH | 5%CH 3 COOH | ||
| 0,7М HClO 4; 2%Ba(OH) 2 | 1,96% H 3 PO 4 | 0,08М H 2 SO 4; 3% NaOH | 4% H 3 PO 4 | ||
| 0,04MLiOH; 0,63% HNO 3 | 0,68% H 2 S | 0,008M HI; 1,7% Ba(OH) 2 | 3,4% H 2 S | ||
| 0,3МHMnO 4; 0,56%KOH | 0,062% H 2 CO 3 | 0,08M LiOH; 1,3% HNO 3 | 0,2% H 2 CO 3 | ||
| 0,6М HCl; 0,05% Ca(OH) 2 | 0,94% HNO 2 | 0,01M HMnO 4; 1% KOH | 2,35% HNO 2 | ||
| 0,03M NaOH; 1,62% HBr | 0,82% H 2 SO 3 | 0,9МHCl; 0,01% Ca(OH) 2 | 2% H 2 SO 3 | ||
| 0,03M Ba(OH) 2; 1,26% HI | 0,5% HF | 0,09M NaOH; 6,5% HBr | 5% HF | ||
| 0,03М H 2 SO 4; 0,4% NaOH | 3% CH 3 COOH | 0,1M Ba(OH) 2; 6,4% HI | 6%CH 3 COOH | ||
| 0,002M HI; 3% Ba(OH) 2 | 1% HF | 0,04МH 2 SO 4; 1,6% NaOH | 3,5% NH 4 OH | ||
| 0,005МHBr; 0,24% LiOH | 1,64% H 2 SO 3 | 0,001М HI; 0,4% Ba(OH) 2 | 5% H 3 PO 4 |
Приклад 7.5Змішали 200 мл 0,2М розчину H 2 SO 4 та 300 мл 0,1М розчину NaOH. Розрахуйте pH розчину, що утворився, і концентрації іонів Na + і SO 4 2– у цьому розчині.
Наведемо рівняння реакції H 2 SO 4 + 2 NaOH → Na 2 SO 4 + 2 H 2 O до скороченого іонно-молекулярного вигляду: H + + OH - → H 2 O
З іонно-молекулярного рівняння реакції випливає, що реакцію вступають лише іони H + і OH – і утворюють молекулу води. Іони Na + та SO 4 2– у реакції не беруть участь, тому їх кількість після реакції така сама, як і до реакції.
Розрахунок кількості речовин до реакції:
n(H 2 SO 4) = 0,2 моль/л × 0,1 л = 0,02 моль = n(SO 4 2-);
n(H +) = 2 × n(H 2 SO 4) = 2 × 0,02 моль = 0,04 моль;
n(NaOH) = 0,1 моль/л · 0,3 л = 0,03 моль = n(Na +) = n(OH –).
Іони OH – – у нестачі; вони прореагують повністю. Разом з ними прореагує стільки ж (тобто 0,03 моль) іонів H+.
Розрахунок кількостей іонів після реакції:
n(H +) = n(H +) до реакції – n(H +), що прореагували = 0,04 моль – 0,03 моль = 0,01 моль;
n(Na+) = 0,03 моль; n(SO 4 2–) = 0,02 моль.
Т.к. змішуються розведені розчини, то
V заг. » V розчину H 2 SO 4 + V розчину NaOH » 200 мл + 300 мл = 500 мл = 0,5 л.
C(Na+) = n(Na+)/V заг. = 0,03 моль: 0,5 л = 0,06 моль/л;
C(SO 4 2-) = n(SO 4 2-) / V заг. = 0,02 моль: 0,5 л = 0,04 моль/л;
C (H +) = n (H +) / V заг. = 0,01 моль: 0,5 л = 0,02 моль/л;
pH = -lg C (H +) = -lg 2 · 10 -2 = 1,699.
Завдання №9
Розрахуйте pH та молярні концентрації катіонів металу та аніонів кислотного залишку в розчині, що утворився в результаті змішування розчину сильної кислоти з розчином лугу (таблиця 9).
Таблиця 9 – Умови завдання №9
| № варіанта | № варіанта | Об'єми та склад розчинів кислоти та луги | |
| 300 мл 0,1М NaOH та 200 мл 0,2М H 2 SO 4 | |||
| 2 л 0,05М Ca(OH) 2 та 300 мл 0,2М HNO 3 | 0,5 л 0,1М KOH та 200 мл 0,25М H 2 SO 4 | ||
| 700 мл 0,1М KOH та 300 мл 0,1М H 2 SO 4 | 1 л 0,05М Ba(OH) 2 та 200 мл 0,8М HCl | ||
| 80 мл 0,15М KOH та 20 мл 0,2М H 2 SO 4 | 400мл 0,05М NaOH та 600мл 0,02М H 2 SO 4 | ||
| 100 мл 0,1М Ba(OH) 2 та 20 мл 0,5М HCl | 250 мл 0,4М KOH та 250 мл 0,1М H 2 SO 4 | ||
| 700мл 0,05М NaOH та 300мл 0,1М H 2 SO 4 | 200мл 0,05М Ca(OH) 2 та 200мл 0,04М HCl | ||
| 50 мл 0,2М Ba(OH) 2 та 150 мл 0,1М HCl | 150мл 0,08М NaOH та 350мл 0,02М H 2 SO 4 | ||
| 900мл 0,01М KOH та 100мл 0,05М H 2 SO 4 | 600мл 0,01М Ca(OH) 2 та 150мл 0,12М HCl | ||
| 250 мл 0,1М NaOH та 150 мл 0,1М H 2 SO 4 | 100 мл 0,2М Ba(OH) 2 та 50 мл 1М HCl | ||
| 1 л 0,05М Ca(OH) 2 та 500 мл 0,1М HNO 3 | 100 мл 0,5М NaOH та 100 мл 0,4М H 2 SO 4 | ||
| 100 мл 1М NaOH та 1900 мл 0,1М H 2 SO 4 | 25 мл 0,1М KOH та 75 мл 0,01М H 2 SO 4 | ||
| 300 мл 0,1М Ba(OH) 2 та 200 мл 0,2М HCl | 100мл 0,02М Ba(OH) 2 та 150мл 0,04М HI | ||
| 200 мл 0,05М KOH та 50 мл 0,2М H 2 SO 4 | 1 л 0,01М Ca(OH) 2 та 500 мл 0,05М HNO 3 | ||
| 500мл 0,05М Ba(OH) 2 та 500мл 0,15М HI | 250мл 0,04М Ba(OH) 2 та 500мл 0,1М HCl | ||
| 1 л 0,1 М KOH та 2 л 0,05 М H 2 SO 4 | 500 мл 1М NaOH та 1500 мл 0,1М H 2 SO 4 | ||
| 250мл 0,4М Ba(OH) 2 та 250мл 0,4М HNO 3 | 200 мл 0,1М Ba(OH) 2 та 300 мл 0,2М HCl | ||
| 80 мл 0,05М KOH та 20 мл 0,2М H 2 SO 4 | 50 мл 0,2М KOH та 200 мл 0,05М H 2 SO 4 | ||
| 300 мл 0,25М Ba(OH) 2 та 200 мл 0,3М HCl | 1 л 0,03М Ca(OH) 2 та 500 мл 0,1М HNO 3 |
Гідроліз солей
При розчиненні у воді будь-якої солі відбувається дисоціація цієї солі на катіони та аніони. Якщо сіль утворена катіоном сильної основи та аніоном слабкої кислоти (наприклад, нітрит калію KNO 2), то нітрит-іони будуть зв'язуватися з іонами H + відщеплюючи їх від молекул води, в результаті чого утворюється слабка азотиста кислота. В результаті цієї взаємодії в розчині встановиться рівновага:
NO 2 – + HOH ⇆ HNO 2 + OH –
KNO 2 + HOH ⇆ HNO 2 + KOH.
Таким чином, у розчині солі, що гідролізується по аніону, з'являється надлишок іонів OH – (реакція середовища – лужна; pH > 7).
Якщо сіль утворена катіоном слабкої основи та аніоном сильної кислоти (наприклад, хлорид амонію NH 4 Cl), то катіони NH 4 + слабкої основи відщеплюватимуть іони OH – від молекул води та утворюватимуть слабодиссоциирующий електроліт – гідроксид амонію 1 .
NH 4 + + HOH ⇆ NH 4 OH + H + .
NH 4 Cl + HOH ⇆ NH 4 OH + HCl.
У розчині солі гідролізується по катіону з'являється надлишок іонів H + (реакція середовища - кисла pH< 7).
При гідролізі солі, утвореної катіоном слабкої основи та аніоном слабкої кислоти (наприклад, фторид амонію NH 4 F) катіони слабкої основи NH 4 + зв'язуються з іонами OH – , відщеплюючи їх від молекул води, а аніони слабкої кислоти F – зв'язуються з іонами H + , внаслідок чого утворюється слабка основа NH 4 OH та слабка кислота HF: 2
NH 4 + + F – + HOH ⇆ NH 4 OH + HF
NH 4 F + HOH ⇆ NH 4 OH + HF.
Реакція середовища в розчині солі, що гідролізується і по катіону, і по аніону визначається тим, який з малолізуючих електролітів, що утворюються в результаті гідролізу, є сильнішим (це можна з'ясувати, порівнявши константи дисоціації). У разі гідролізу NH 4 F середовище буде кислим (pH<7), поскольку HF – более сильный электролит, чем NH 4 OH: KNH 4 OH = 1,8·10 –5 < K H F = 6,6·10 –4 .
Таким чином, гідролізу (тобто розкладання водою) піддаються солі, утворені:
– катіоном сильної основи та аніоном слабкої кислоти (KNO 2 , Na 2 CO 3 , K 3 PO 4);
– катіоном слабкої основи та аніоном сильної кислоти (NH 4 NO 3 , AlCl 3 , ZnSO 4);
– катіоном слабкої основи та аніоном слабкої кислоти (Mg(CH 3 COO) 2 , NH 4 F).
З молекулами води взаємодіють катіони слабких основ або (і) аніони слабких кислот; солі утворені катіонами сильних основ та аніонами сильних кислот гідролізу не піддаються.
Гідроліз солей, утворених багатозарядними катіонами та аніонами, протікає східчасто; нижче на конкретних прикладах показано послідовність міркувань, якої рекомендується дотримуватися при складанні рівнянь гідролізу таких солей.
Примітки
1. Як уже зазначалося раніше (див. примітку 2 на стор. 5) існує альтернативна точка зору, згідно з якою гідроксид амонію є сильною основою. Кисла реакція середовища в розчинах солей амонію, утворених сильними кислотами, наприклад, NH 4 Cl, NH 4 NO 3 , (NH 4) 2 SO 4 , пояснюється при такому підході оборотно протікаючим процесом дисоціації іона амонію NH 4 + ⇄ NH 3 + H + або, точніше, NH 4 + + H 2 O ⇄ NH 3 + H 3 O + .
2. Якщо гідроксид амонію вважати сильною основою, то в розчинах солей амонію, утворених слабкими кислотами, наприклад, NH 4 F слід розглядати рівновагу NH 4 + + F – ⇆ NH 3 + HF, в якій відбувається конкуренція за іон H + між молекулами аміаку та аніонами слабкої кислоти.
Приклад 8.1Запишіть у молекулярному та іонно-молекулярному вигляді рівняння реакцій гідролізу карбонату натрію. Вкажіть pH розчину (pH>7, pH<7 или pH=7).
1. Рівняння дисоціації солі: Na 2 CO 3 ® 2Na + + CO 3 2–
2. Сіль утворена катіонами (Na+) сильної основи NaOH та аніоном (CO 3 2–) слабкої кислоти H2CO3. Отже, сіль гідролізується по аніону:
CO 3 2– + HOH ⇆ … .
Гідроліз у більшості випадків протікає оборотно (знак ⇄); на 1 іон, що бере участь у процесі гідролізу, записується 1 молекула HOH .
3. Негативно заряджені карбонат іони CO 3 2– зв'язуються з позитивно зарядженими іонами H + , відщеплюючи їх від молекул HOH, і утворюють гідрокарбонат іони HCO 3 – ; розчин збагачується іонами OH – (лужне середовище; pH>7):
CO 3 2– + HOH ⇆ HCO 3 – + OH – .
Це іонно-молекулярне рівняння першої стадії гідролізу Na2CO3.
4. Рівняння першої стадії гідролізу в молекулярному вигляді можна отримати, з'єднавши всі наявні в рівнянні CO 3 2– + HOH ⇆ HCO 3 – + OH – аніони (CO 3 2– , HCO 3 – і OH –) з катіонами Na + , утворивши солі Na 2 CO 3 , NaHCO 3 і основу NaOH:
Na 2 CO 3 + HOH ⇆ NaHCO 3 + NaOH.
5. В результаті гідролізу по першій стадії утворилися гідрокарбонат іони, які беруть участь у другій стадії гідролізу:
HCO 3 – + HOH ⇆ H 2 CO 3 + OH –
(негативно заряджені гідрокарбонат іони HCO 3 – зв'язуються з позитивно зарядженими іонами H + відщеплюючи їх від молекул HOH).
6. Рівняння другої стадії гідролізу в молекулярному вигляді можна отримати, зв'язавши наявні в рівнянні HCO 3 - + HOH ⇆ H 2 CO 3 + OH - аніони (HCO 3 - і OH -) з катіонами Na + , утворивши сіль NaHCO 3 і основу NaOH:
NaHCO 3 + HOH ⇆ H 2 CO 3 + NaOH
CO 3 2– + HOH ⇆ HCO 3 – + OH – Na 2 CO 3 + HOH ⇆ NaHCO 3 + NaOH
HCO 3 – + HOH ⇆ H 2 CO 3 + OH – NaHCO 3 + HOH ⇆ H 2 CO 3 + NaOH.
Приклад 8.2Запишіть у молекулярному та іонно-молекулярному вигляді рівняння реакцій гідролізу сульфату алюмінію. Вкажіть pH розчину (pH>7, pH<7 или pH=7).
1. Рівняння дисоціації солі: Al 2 (SO 4) 3 ® 2Al 3+ + 3SO 4 2–
2. Сіль утворена катіонами (Al 3+) слабкої основи Al(OH) 3 та аніонами (SO 4 2–) сильної кислоти H 2 SO 4 . Отже, сіль гідролізується катіона; на 1 іон Al 3+ записується 1 молекула HOH: Al 3+ + HOH ⇆ … .
3. Позитивно заряджені іони Al 3+ зв'язуються з негативно зарядженими іонами OH – , відщеплюючи їх від молекул HOH, і утворюють іони гідроксоалюмінію AlOH 2+ ; розчин збагачується іонами H+ (кисле середовище; pH<7):
Al 3+ + HOH ⇆ AlOH 2+ + H + .
Це іонно-молекулярне рівняння першої стадії гідролізу Al2(SO4)3.
4. Рівняння першої стадії гідролізу в молекулярному вигляді можна отримати, зв'язавши всі наявні в рівнянні Al 3+ + HOH ⇆ AlOH 2+ + H + катіони (Al 3+ , AlOH 2+ і H +) з аніонами SO 4 2– , утворивши солі Al 2 (SO 4) 3 AlOHSO 4 і кислоту H 2 SO 4:
Al 2 (SO 4) 3 + 2HOH ⇆ 2AlOHSO 4 + H 2 SO 4 .
5. В результаті гідролізу по першій стадії утворилися катіони гідроксоалюмінію AlOH 2+ , які беруть участь у другій стадії гідролізу:
AlOH 2+ + HOH ⇆ Al(OH) 2 + + H +
(позитивно заряджені іони AlOH 2+ зв'язуються з негативно зарядженими іонами OH – відщеплюючи їх від молекул HOH).
6. Рівняння другої стадії гідролізу в молекулярному вигляді можна отримати, зв'язавши всі наявні в рівнянні AlOH 2+ + HOH ⇆ Al(OH) 2 + + H + катіони (AlOH 2+ , Al(OH) 2 + , і H +) з аніонами SO 4 2– утворивши солі AlOHSO 4 , (Al(OH) 2) 2 SO 4 і кислоту H 2 SO 4:
2AlOHSO 4 + 2HOH ⇆ (Al(OH) 2) 2 SO 4 + H 2 SO 4 .
7. В результаті другої стадії гідролізу утворилися катіони дигідроксоалюмінію Al(OH) 2 + , які беруть участь у третій стадії гідролізу:
Al(OH) 2 + + HOH ⇆ Al(OH) 3 + H +
(позитивно заряджені іони Al(OH) 2 + зв'язуються з негативно зарядженими іонами OH – відщеплюючи їх від молекул HOH).
8. Рівняння третьої стадії гідролізу в молекулярному вигляді можна отримати, зв'язавши наявні в рівнянні Al(OH) 2 + + HOH ⇆ Al(OH) 3 + H + катіони (Al(OH) 2 + і H +) з аніонами SO 4 2– , утворивши сіль (Al(OH) 2) 2 SO 4 і кислоту H 2 SO 4:
(Al(OH) 2) 2 SO 4 + 2HOH ⇆ 2Al(OH) 3 + H 2 SO 4
В результаті цих міркувань отримуємо наступні рівняння гідролізу:
Al 3+ + HOH ⇆ AlOH 2+ + H + Al 2 (SO 4) 3 + 2HOH ⇆ 2AlOHSO 4 + H 2 SO 4
AlOH 2+ + HOH ⇆ Al(OH) 2 + + H + 2AlOHSO 4 + 2HOH ⇆ (Al(OH) 2) 2 SO 4 + H 2 SO 4
Al(OH) 2 + + HOH ⇆ Al(OH) 3 + H + (Al(OH) 2) 2 SO 4 + 2HOH ⇆ 2Al(OH) 3 + H 2 SO 4 .
Приклад 8.3Запишіть у молекулярному та іонно-молекулярному вигляді рівняння реакцій гідролізу ортофосфату амонію. Вкажіть pH розчину (pH>7, pH<7 или pH=7).
1. Рівняння дисоціації солі: (NH 4) 3 PO 4 ® 3NH 4 + + PO 4 3–
2. Сіль утворена катіонами (NH 4 +) слабкої основи NH 4 OH та аніонами
(PO 4 3–) слабкої кислоти H 3 PO 4 . Отже, сіль гідролізується і по катіону, і по аніону : NH 4 + + PO 4 3– +HOH ⇆ … ; ( на одну пару іонів NH 4 + та PO 4 3– в даному випадку записується 1 молекула HOH ). Позитивно заряджені іони NH 4 + зв'язуються з негативно зарядженими іонами OH – , відщеплюючи їх від молекул HOH, утворюючи слабку основу NH 4 OH, а негативно заряджені іони PO 4 3– зв'язуються з іонами H + , утворюючи гідрофосфати іони HPO:
NH 4 + + PO 4 3– + HOH ⇆ NH 4 OH + HPO 4 2– .
Це іонно-молекулярне рівняння першої стадії гідролізу (NH 4) PO 4 .
4. Рівняння першої стадії гідролізу в молекулярному вигляді можна отримати, зв'язавши наявні в рівнянні NH 4 + + PO 4 3– + HOH ⇆ NH 4 OH + HPO 4 2– аніони (PO 4 3– , HPO 4 2–) з катіонами NH 4 + утворивши солі (NH 4) 3 PO 4 , (NH 4) 2 HPO 4:
(NH 4) 3 PO 4 +HOH ⇆ NH 4 OH + (NH 4) 2 HPO 4 .
5. У результаті гідролізу на першій стадії утворилися гідрофосфат аніони HPO 4 2– , які разом з катіонами NH 4 + беруть участь у другій стадії гідролізу:
NH 4 + + HPO 4 2– + HOH ⇆ NH 4 OH + H 2 PO 4 –
(іони NH 4 + зв'язуються з іонами OH – , іони HPO 4 2– – з іонами H + , відщеплюючи їх від молекул HOH, утворюючи слабку основу NH 4 OH та дигідрофосфат іони H 2 PO 4 –).
6. Рівняння другої стадії гідролізу в молекулярному вигляді можна отримати, зв'язавши наявні в рівнянні NH 4 + + HPO 4 2– + HOH ⇆ NH 4 OH + H 2 PO 4 – аніони (HPO 4 2– та H 2 PO 4 –) з катіонами NH 4 + утворивши солі (NH 4) 2 HPO 4 і NH 4 H 2 PO 4:
(NH 4) 2 HPO 4 +HOH ⇆ NH 4 OH + NH 4 H 2 PO 4 .
7. В результаті другої стадії гідролізу утворилися дигідрофосфат аніони H 2 PO 4 – , які разом з катіонами NH 4 + беруть участь у третій стадії гідролізу:
NH 4 + + H 2 PO 4 – + HOH ⇆ NH 4 OH + H 3 PO 4
(іони NH 4 + зв'язуються з іонами OH - , іони H 2 PO 4 - - з іонами H + відщеплюючи їх від молекул HOH і утворюють слабкі електроліти NH 4 OH і H 3 PO 4).
8. Рівняння третьої стадії гідролізу в молекулярному вигляді можна отримати, зв'язавши присутні в рівнянні NH 4 + + H 2 PO 4 - + HOH ⇆ NH 4 OH + H 3 PO 4 аніони H 2 PO 4 - і катіонами NH 4 + і утворивши сіль NH 4 H 2 PO 4:
NH 4 H 2 PO 4 +HOH ⇆ NH 4 OH + H 3 PO 4 .
В результаті цих міркувань отримуємо наступні рівняння гідролізу:
NH 4 + +PO 4 3– +HOH ⇆ NH 4 OH+HPO 4 2– (NH 4) 3 PO 4 +HOH ⇆ NH 4 OH+(NH 4) 2 HPO 4
NH 4 + +HPO 4 2– +HOH ⇆ NH 4 OH+H 2 PO 4 – (NH 4) 2 HPO 4 +HOH ⇆ NH 4 OH+NH 4 H 2 PO 4
NH 4 + +H 2 PO 4 – +HOH ⇆ NH 4 OH+H 3 PO 4 NH 4 H 2 PO 4 +HOH ⇆ NH 4 OH+H 3 PO 4 .
Процес гідролізу протікає переважно по першій стадії, тому реакція середовища в розчині солі, що гідролізується і по катіону, і по аніону визначається тим, який з малодисоціюючих електролітів, що утворюються на першій стадії гідролізу, є сильнішим. У цьому випадку
NH 4 + + PO 4 3– + HOH ⇆ NH 4 OH + HPO 4 2–
реакція середовища буде лужною (pH>7), оскільки іон HPO 4 2– – слабший електроліт, ніж NH 4 OH: KNH 4 OH = 1,8·10 –5 > KHPO 4 2– = K III H 3 PO 4 = 1,3×10 –12 (дисоціація іона HPO 4 2– – це дисоціація H 3 PO 4 по третій стадії, тому KHPO 4 2– = K III H 3 PO 4).
Завдання №10
Запишіть у молекулярному та іонно-молекулярному вигляді рівняння реакцій гідролізу солей (таблиця 10). Вкажіть pH розчину (pH>7, pH<7 или pH=7).
Таблиця 10 - Умови завдання №10
| № варіанта | Список солей | № варіанта | Список солей |
| а) Na 2 CO 3 б) Al 2 (SO 4) 3 в) (NH 4) 3 PO 4 | а) Al(NO 3) 3 , б) Na 2 SeO 3 , в) (NH 4) 2 Te | ||
| а) Na 3 PO 4 б) CuCl 2 в) Al(CH 3 COO) 3 | а) MgSO 4 , б) Na 3 PO 4 , в) (NH 4) 2 CO 3 | ||
| а) ZnSO 4 б) K 2 CO 3 в) (NH 4) 2 S | а) CrCl 3 б) Na 2 SiO 3 в) Ni(CH 3 COO) 2 | ||
| а) Cr(NO 3) 3 , б) Na 2 S, в) (NH 4) 2 Se | а) Fe 2 (SO 4) 3 , б) K 2 S, в) (NH 4) 2 SO 3 |
Продовження таблиці 10
| № варіанта | Список солей | № варіанта | Список солей |
| а) Fe(NO 3) 3 б) Na 2 SO 3 в) Mg(NO 2) 2 | |||
| а) K 2 CO 3 б) Cr 2 (SO 4) 3 в) Be(NO 2) 2 | а) MgSO 4 б) K 3 PO 4 в) Cr(CH 3 COO) 3 | ||
| а) K 3 PO 4 б) MgCl 2 в) Fe(CH 3 COO) 3 | а) CrCl 3 б) Na 2 SO 3 в) Fe(CH 3 COO) 3 | ||
| а) ZnCl 2 б) K 2 SiO 3 в) Cr(CH 3 COO) 3 | а) Fe 2 (SO 4) 3 б) K 2 S в) Mg (CH 3 COO) 2 | ||
| а) AlCl 3 б) Na 2 Se, в) Mg(CH 3 COO) 2 | а) Fe(NO 3) 3 , б) Na 2 SiO 3 , (NH 4) 2 CO 3 | ||
| а) FeCl 3 б) K 2 SO 3 в) Zn(NO 2) 2 | а) K 2 CO 3 б) Al(NO 3) 3 в) Ni(NO 2) 2 | ||
| а) CuSO 4 , б) Na 3 AsO 4 , в) (NH 4) 2 SeO 3 | а) K 3 PO 4 б) Mg(NO 3) 2 в) (NH 4) 2 SeO 3 | ||
| а) BeSO 4 б) K 3 PO 4 в) Ni(NO 2) 2 | а) ZnCl 2 , Na 3 PO 4 , в) Ni(CH 3 COO) 2 | ||
| а) Bi(NO 3) 3 б) K 2 CO 3 в) (NH 4) 2 S | а) AlCl 3 б) K 2 CO 3 в) (NH 4) 2 SO 3 | ||
| а) Na 2 CO 3 б) AlCl 3 в) (NH 4) 3 PO 4 | а) FeCl 3 , б) Na 2 S, в) (NH 4) 2 Te | ||
| а) K 3 PO 4 б) MgCl 2 в) Al(CH 3 COO) 3 | а) CuSO 4 , б) Na 3 PO 4 , в) (NH 4) 2 Se | ||
| а) ZnSO 4 б) Na 3 AsO 4 в) Mg(NO 2) 2 | а) BeSO 4 , б) б) Na 2 SeO 3 , в) (NH 4) 3 PO 4 | ||
| а) Cr(NO 3) 3 б) K 2 SO 3 в) (NH 4) 2 SO 3 | a) BiCl 3 б) K 2 SO 3 в) Al(CH 3 COO) 3 | ||
| а) Al(NO 3) 3 , б) Na 2 Se, в) (NH 4) 2 CO 3 | a) Fe(NO 3) 2 , б) Na 3 AsO 4 , в) (NH 4) 2 S |
Список літератури
1. Лур'є, Ю.Ю. Довідник з аналітичної хімії/Ю.Ю. Лур'є. - М.: Хімія, 1989. - 448 с.
2. Рабінович, В.А. Короткий хімічний довідник/В.А. Рабінович, З.Я. Хавін - Л.: Хімія, 1991. - 432 с.
3. Глінка, Н.Л. Загальна хімія/Н.Л. Глінка; за ред. В.А. Рабіновича. - 26-е вид. - Л.: Хімія, 1987. - 704 с.
4. Глінка, Н.Л. Завдання та вправи із загальної хімії: навчальний посібник для вузів / Н.Л. Глінка; за ред. В. А. Рабіновича та Х.М. Рубиною - 22-ге вид. - Л.: Хімія, 1984. - 264 с.
5. Загальна та неорганічна хімія: конспект лекцій для студентів технологічних спеціальностей: о 2 год. / Могилівський державний університет продовольства; авт.-упоряд. В.А. Огородників. - Могильов, 2002. - Ч. 1: Загальні питання хімії. - 96 с.
Навчальне видання
ЗАГАЛЬНА ХІМІЯ
Методичні вказівки та контрольні завдання
для студентів технологічних спеціальностей заочної форми навчання
Упорядник: Огородніков Валерій Анатолійович
Редактор Т.Л Матеуш
Технічний редактор О.О. Щербакова
Підписано до друку. Формат 60'84 1/16
Друк офсетний. Гарнітура Таймс. Друк трафаретний
Ум. піч. арк. Уч. вид. л. 3.
Тираж екз. Замовлення.
Надруковано на ризографі редакційно-видавничого відділу
заклади освіти
"Могилівський державний університет продовольства"
1.Розрахунок рН у розчинах сильних кислот та основ.
Розрахунок рН у розчинах сильних одноосновних кислот та основ проводять за формулами:
рН = - lg C до і рН = 14 + lg С
Де C до, С про молярна концентрація кислоти або основи, моль/л
2.Розрахунок рН у розчинах слабких кислот та основ
Розрахунок рН в розчинах слабких одноосновних кислот і основ проводять за формулами: рН = 1/2 (рК до - lgC к) і рН = 14 - 1/2 (рК - lg C О)
3.Розрахунок рН у розчинах гідролізуючих солей
Розрізняють 3 випадки гідролізу солей:
а) гідроліз солі по аніону (сіль утворена слабкою кислотою та сильною основою, наприклад CH 3 COO Na). Значення рН розраховують за формулою: рН = 7 + 1/2 рК до + 1/2 lg С
б) гідроліз солі по катіону (сіль утворена слабкою основою і сильною кислотою, наприклад NH 4 Cl).
в) гідроліз солі по катіону та аніону (сіль утворена слабкою кислотою та слабкою основою, наприклад CH 3 COO NH 4). У цьому випадку розрахунок рН ведуть за такою формулою:
рН = 7 + 1/2 рК до - 1/2 рК о
Якщо сіль утворена слабкою багатоосновною кислотою або слабкою багатопротонною основою, то в перераховані вище формули (7-9) розрахунку рН підставляються значення рК до і рК про останній щабель дисоціації
4.Розрахунок рН у розчинах різних сумішей кислот і основ
При зливанні кислоти та основи рН отриманої суміші залежить від кількостей взятої кислоти та основи та їх сили.
4.Буферні системи
До буферних систем відносяться суміші:
а)слабкої кислоти та її солі, наприкладCH 3 COO H + CH 3 COO Na
б) слабкої основи та її солі, наприклад NH 4 OH + NH 4 Cl
в) суміш кислих солей різної кислотності, наприклад NaH 2 PO 4 + Na 2 HPO 4
г) суміш кислої та середньої солей, наприклад NaНCO 3 + Na 2 CO 3
д) суміш основних солей різної основності, наприклад Al(OH) 2 Cl + Al(OH)Cl 2 і т.д.
Розрахунок рН у буферних системах ведуть за формулами: рН = рК до – lg C до /С і рН = 14 – рК о + lg C про /С с
Кислотно-основні буферні розчини, рівняння Гендерсона-Хасельбаха. Загальна характеристика. Принцип дії. Розрахунок рН буферного розчину. Буферна ємність.
Буферні розчини - Системи, що підтримують певне значення будь-якого параметра (рН, потенціалу системи і т.д.) при зміні складу системи.
Кислотно-основний називається буферний розчин , що зберігає приблизно постійним значення рН при додаванні до нього не надто великих кількостей сильної кислоти або сильної основи, а також при розведенні та концентруванні. Кислотно-основні буферні розчини містять слабкі кислоти та пов'язані з ним основи. Сильна кислота при додаванні до буферного розчину «перетворюється» на слабку кислоту, а сильна основа – на слабку основу. Формула для розрахунку рН буферного розчину: рН = рК про + lg C про /С з Це рівняння Гендерсона – Хассельбаха . З цього рівняння випливає, що рН буферного розчину залежить від співвідношення концентрацій слабкої кислоти та пов'язаної з нею основи. Оскільки при розведенні це співвідношення не змінюється, то рН розчину залишається постійним. Розведення не може бути безмежним. При дуже значному розведенні рН розчину зміниться, оскільки, по-перше, концентрації компонентів стануть настільки малими, що не можна буде знехтувати автопротолізом води, а по-друге, коефіцієнти активності незаряджених і заряджених частинок по-різному залежить від іонної сили розчину.
Буферний розчин зберігає постійні величини рН при додаванні лише невеликих кількостей сильної кислоти або сильної основи. Здатність буферного розчину «опиратися» зміні рН залежить від співвідношення концентрацій слабкої кислоти і пов'язаної з нею основи, а також від їх сумарної концентрації – і характеризується буферною ємністю.
Буферна ємність - відношення нескінченно малого збільшення концентрації сильної кислоти або сильної основи в розчині (без зміни об'єму) у викликаному цим збільшенням зміни рН (стор.239, 7.79)
У сильнокислому та сильнолужному середовищі буферна ємність значно збільшується. Розчини, в яких досить висока концентрація сильної кислоти або сильної основи, також мають буферні властивості.
Буферна ємність максимальна при рН = РК. Для підтримки деякого значення рН слід використовувати такий буферний розчин, у якого величина рКу входить до його складу слабкої кислоти знаходиться якомога ближче до цього рН. Буферний розчин має сенс використовувати підтримки рН, що знаходиться в інтервалі рКа + _ 1 . Такий інтервал називається робочою силою буфера.
19. Основні поняття, пов'язані з комплексними сполуками. Класифікація комплексних сполук. Константи рівноваги, що використовуються для хар-ки комплексних сполук: константи освіти, константи дисоціації (загальні, ступінчасті, термодинамічні, реальні та умовні концентраційні)
Найчастіше комплексом називають частинку, утворену в результаті донорно-акцепторної взаємодії центрального атома (іона), званого комплексоутворювачем, і заряджених або нейтральних частинок, званих лігандами. Комплексоутворювач та ліганди повинні самостійно існувати в тому середовищі, де відбувається р-ція комплексоутворення.
Комплексне з'єднання складається з внутрішньої та зовнішньої сфер. К3(Fe(CN)6)- К3-зовнішня сфера, Fe-комплексоутворювач, CN-ліганд, комплексоутворювач + ліганд = внутрішня сфера.
Дентатністю називається число донорних центрів ліганду, що у донорно-акцепторном взаємодії при утворенні комплексної частки. Ліганди бувають монодентатними (Cl-, H2O, NH3), бидентатними (C2O4(2-), 1,10-фенантролін) та полідентатними.
Координаційним числом називають число донорних центрів лігандів, із якими взаємодіє даний центральний атом. У зазначеному вище прикладі: 6-координаційне число. (Ag(NH3)2)+ -координаційне число 2, так як аміак монодентатним лігандом, а (Ag(S2O3)2)3- - координаційне число 4, так як тіосульфат іон-бідентатний ліганд.
Класифікація.
1) Залежно від свого заряду: аніонні((Fe(CN)6)3-), катіонні((Zn(NH3)4)2 +) і незаряджені або комплекси-неелектроліти(HgCl2).
2) Залежно від числа атомів металу: моноядерні та поліядерні комплекси. До складу моноядерного комплексу входить один атом металу, а до складу поліядерного-два і більше. Поліядерні комплексні частинки, що містять однакові атоми металу, називають гомоядерними (Fe2(OH)2)4+ або Be3(OH)3)3+), а атоми різних металів, що містять, гетероядерними (Zr2Al(OH)5)6+).
3) Залежно від хар-ра лігандів: одноріднолігандні та різнолігандні (змішанолігандні) комплекси.
Хелати-циклічні комплексні сполуки іонів металів з полідентатними лігандами (зазвичай органічними), в яких центральний атом входить до складу одного або декількох циклів.
Константи. Міцність комплексного іона характеризується його константою дисоціації, яка називається константою нестійкості.
Якщо довідкові дані про ступінчасті константи нестійкості відсутні, користуються загальною константою нестійкості комплексного іона:
Загальна константа нестійкості дорівнює добутку ступінчастих констант нестійкості.
В аналітичній хімії замість констант нестійкості останнім часом користуються константами стійкості комплексного іона: 
Константа стійкості відноситься до процесу утворення комплексного іона і дорівнює зворотній величині константи нестійкості: Кущ = 1/Кнест.
Константа стійкості характеризує рівновагу утворення комплексу.
Термодинамічна та концентраційна константи див. стор. 313.
20. Вплив різних факторів на процес комплексоутворення та стійкість комплексних сполук. Вплив концентрації реагують на комплексоутворення. Розрахунок молярних часток вільних іонів металу та комплексів у рівноважній суміші.
1) Стійкість комплексних сполук залежить від природи комплексоутворювача та лігандів. Закономірність зміни стійкості багатьох комплексів металів з різними лігандами можна пояснити за допомогою. Теорії жорстких і м'яких кислот і основ (ЖМКО): м'які кислоти утворюють більш стійкі з'єднання з м'якими основами, а жорсткі - з жорсткими. Лігандами (ж. основами), а Ag+ або Hg2+ (м. к-ти) з S-сод Лігандами (м. осн.) Комплекси катіонів металів з полідентатними лігандами явл.
2) іонна сила. У разі підвищення іонної сили та зменшення коефіцієнтів активності іонів стійкість комплексу зменшується.
3) температура. Якщо при освіті комплексу дельта Н більше 0, то при підвищенні температури стійкість комплексу збільшується, якщо дельта Н менше 0, то зменшується.
4) побічні р-ції. Вплив рН на стійкість комплексів залежить від природи ліганду та центрального атома. Якщо до складу комплексу як ліганд входить більш-менш сильна основа, то при зниженні рН відбувається протонування таких лігандів і зменшення молярної частки форми ліганду, що бере участь в утворенні комплексу. Вплив рН буде тим сильнішим, чим більша сила даної основи і чим менша стійкість комплексу.
5) концентрація. При зростанні концентрації ліганду збільшується вміст комплексів із великим координаційним числом та зменшується концетрація вільних іонів металу. При надлишку іонів металу в р-рі домінуватиме монолігандний комплекс.
Молярна частка іонів металу, не пов'язаних у комплекси
Молярна частка комплексних частинок
Розчини солей, що гідролізуються, знаходять застосування в медичній практиці. Так, при попаданні на шкіру розчинів кислот уражені ділянки обробляють спочатку водою, а потім розчином натрію карбонату Na 2 CO 3 . Такий спосіб дозволяє нейтралізувати залишки кислоти, оскільки водний розчин Na 2 CO 3 має лужну реакцію. Однак розчини Na 2 CO 3 навряд чи слід застосовувати для зниження підвищеної кислотності шлункового соку через досить високу лужність. Для цих цілей застосовують розчини гідрокарбонату натрію NaHCO 3 які характеризуються нижчим значенням pH. У цьому зв'язку, для точного використання препарату, дія якого заснована на гідролізі, лікарю необхідно вміти оцінювати величини pH розчинів солей, що гідролізуються.
1. У розчинах солей типу NH 4 Cl:
де , pC,- Негативні десяткові логарифми відповідних величин.
Оскільки при t 0 = 20-25 0 C = 14, то , отже:
2. У розчинах солей типу CH 3 COONa:
3. У розчинах солей типу NH 4 CN:
У разі рівності = дробова частина формули обернеться в нуль і рН = 7.
Якщо сіль гідролізується в кілька ступенів, то можна вважати, що значення рН розчину цієї солі визначатиметься лише першим ступенем гідролізу.
Еталони вирішення завдань
1. Обчислити константу і ступінь гідролізу солі NH 4 Cl в розчині з (NH 4 Cl) = 0,1 моль/л, якщо (NH 3 ×Н 2 О) = 1,8×10 - 5 .
NH 4 Cl + H-OH ⇄ NH 3 ∙H 2 O + HCl2. Обчислити константу і ступінь гідролізу Na 2 CO 3 по першому ступені в розчині з (Na 2 CO 3) = 0,01 моль/л, якщо для H 2 CO 3 = 4×10 - 7 ; = 5×10-11.
Гідроліз Na 2 CO 3 протікає східчасто:
Na 2 CO 3 + H-OH ⇄ NaHCO 3 + NaОН (1 ступінь)
У скороченому вигляді рівняння виглядає так:
CO 3 2 - + H-OH ⇄ HCO 3 - + ВІН -NaHCO 3 + H-OH ⇄ H 2 CO 3 + NaОН (2 ступінь)
HCO 3 - + H-OH ⇄ H 2 CO 3 + ВІН -Гідроліз Na 2 CO 3 по першому ступені призводить до утворення гідрокарбонат-іону HCO 3 - , який є слабким електролітом:
HCO 3 - ⇄ H + + СО 3 2 -
Дане рівняння відповідає дисоціації H 2 CO 3 другого ступеня і характеризується константою (H 2 CO 3) = 5×10 - 11 .
3. Порівняти ступінь гідролізу NaNO 2 у розчинах солі з концентраціями 0,1 та 0,001 моль/л, якщо (HNO 2) = 4×10 - 4 .
Введемо позначення: 1 = 0,1 моль/л; З 2 = 0,001 моль/л.
Тоді: 
; 
.
Розділимо один вираз на інше і отримаємо:
NaCN + H-OH ⇄ HCN + NaOH
pH > 7 середа слаболужна.
6. Знайти різницю значень рН розчинів Na 2 S і NaHS з однаковими концентраціями солей, якщо (Н 2 S) = 7, (Н 2 S) = 13.
Віднімемо з першого рівняння друге і отримаємо:
Запитання для самоконтролю
1. Який процес називається гідролізом солі?
2. Яка причина зміни рН розчину за рахунок гідролізу?
2. Які типи солей зазнають гідролізу в розчині? Наведіть приклади.
3. Чому солі типу NaCl, KI, СаС1 2 не зазнають гідролізу?
4. У яких випадках за гідролізу солей утворюються кислі (основні) солі? Наведіть приклади.
5. У яких випадках відбувається незворотний гідроліз солі? Наведіть приклади.
6. Які продукти утворюються при взаємодії хлориду хрому (III) та сульфіду амонію (NH 4) 2 S у водному розчині?
7. Що називається константою гідролізу? Від яких чинників залежить і яких не залежить константа гидролиза?
8. Що називається ступенем гідролізу? Як вона пов'язана з константою гідролізу різних типів солей?
9. Які фактори впливають на величину ступеня гідролізу солі?
10. Чому рівень гідролізу збільшується при підвищенні температури?
11. Для яких солей розведення розчину практично не впливає на ступінь гідролізу?
12. Яким способом можна гідролізувати FeCl 3 до утворення Fe(OH) 3 ?
13. При гідролізі яких солей рН розчину близький до 7?
14. Чому розчин NaHCO 3 має слаболужну реакцію, а розчин NaHSO 3 – слабокислу? (H2CO3) = 4×10-7, (H2SO3) = 1,7×10-2.
15. Необхідно приготувати розчин солі FeSO 4 при гідролізі якої утворюється малорозчинна сполука (розчин мутніє). У якому середовищі (кислому або лужному) слід готувати розчин, щоб уникнути його помутніння? Чому?
Варіанти завдань для самостійного вирішення
Варіант №1
1. Написати рівняння гідролізу (у молекулярному та іонному вигляді) та визначити реакцію середовища водних розчинів перерахованих солей: Na 2 SO 4 , FeCl 2 , Na 2 S.
3. Обчислити значення pH розчину СН 3 СООК з C(СН 3 СООК) = 0,005 моль/л, якщо (СН 3 СООН) = 1,8×10 - 5 .
Варіант №2
1. Написати рівняння гідролізу (у молекулярному та іонному вигляді) та визначити реакцію середовища водних розчинів перерахованих солей: MnSO 4 , KI, Na 2 SiO 3 .
3. Обчислити значення рН розчину NaNO 2 C(NaNO 2) = 0,01 моль/л, якщо (HNO 2) = 4×10 - 4 .
4. Порівняти величини констант гідролізу Pb(NO 3) 2 по першому і другому ступені, якщо для Pb(OH) 2 = 9,6×10 - 4 ; = 3×10-8.
Варіант №3
1. Написати рівняння гідролізу (у молекулярному та іонному вигляді) та визначити реакцію середовища водних розчинів перерахованих солей: Ca(NO 3) 2 , Na 2 SO 3 , Cu(NO 3) 2 .
2. Обчислити константу та ступінь гідролізу КClO у розчині з C(КClO) = 0,1 моль/л, якщо (НClO) = 5,6×10 - 8 .
3. Обчислити значення рН розчину солі KCN з C(KCN) = 0,05 моль/л, якщо (HCN) = 8×10 - 10 .
Варіант №4
1. Написати рівняння гідролізу (у молекулярному та іонному вигляді) та визначити реакцію середовища водних розчинів перерахованих солей: K 3 PO 4 , CaCl 2 , ZnCl 2 .
2. Порівняти ступінь гідролізу NaCN у розчинах з молярною концентрацією еквівалента солі 0,1 та 0,001 моль/л якщо (HCN) = 8×10 - 10 .
3. Обчислити значення рН розчину NH 4 NO 3 з C(NH 4 NO 3) = 0,1 моль/л, якщо (NH 3 ×Н 2 О) = 1,8×10 - 5 .
Варіант №5
1. Написати рівняння гідролізу (у молекулярному та іонному вигляді) та визначити реакцію середовища водних розчинів перерахованих солей: CuSO 4 , Li 2 S, NaBr.
3. Обчислити значення рН розчину NH 4 I з концентрацією солі 0,02 моль/л, якщо (NH 3 ×Н 2 О) = 1,8×10 - 5 .
4. Порівняти величини констант гідролізу Na 2 SiO 3 по першому і другому ступені, якщо для H 2 SiO 3 = 1,3×10 - 10 ; = 2×10-12.
Варіант №6
1. Написати рівняння гідролізу (у молекулярному та іонному вигляді) та визначити реакцію середовища водних розчинів перерахованих солей: SrCl 2 , Fe(NO 3) 3 , K 2 S.
2. Порівняти величини ступеня гідролізу NaF у розчинах з молярною концентрацією еквівалента солі 0,2 та 0,002 моль/л. (HF) = 6,6 10 - 4 .
3. Обчислити значення pH розчину НСООН з молярною концентрацією солі 0,05 моль/л, якщо (НСООН) = 2,2×10 - 4 .
Варіант №7
1. Написати рівняння гідролізу (у молекулярному та іонному вигляді) та визначити реакцію середовища водних розчинів перерахованих солей: NaNO 3 , ZnSO 4 , Ca(OCl) 2 .
3. Обчислити значення рН розчину C 6 H 5 COONa з концентрацією солі 0,01 моль/л, якщо (C 6 H 5 COOH) = 6,3×10 - 5 .
Варіант №8
1. Написати рівняння гідролізу (у молекулярному та іонному вигляді) та визначити реакцію середовища водних розчинів перерахованих солей: Pb(NO 3) 2 , CaS, KC1.
2. Порівняти величини констант та ступенів гідролізу солей NaF і NaCN у розчинах з однаковими концентраціями, якщо (HF) = 6,6×10 - 4 ; (HCN) = 8×10 - 10 .
3. Обчислити значення рН розчину CH 3 COONH 4 з молярною концентрацією солі 0,05 моль/л, якщо (CH 3 COOH) = 1,8×10 - 5; (NH 3 × H 2 O) = 1,8 × 10-5.
Варіант №9
1. Написати рівняння гідролізу (у молекулярному та іонному вигляді) та визначити реакцію середовища водних розчинів перерахованих солей: Ba(NO 3) 2 , NiCl 2 , K 2 SO 3 .
3. Обчислити значення рН розчину солі KF із концентрацією 0,001 моль/л, якщо (HF) = 6,6×10 - 4 .
Варіант №10
1. Написати рівняння гідролізу (у молекулярному та іонному вигляді) та визначити реакцію середовища водних розчинів перерахованих солей: CoSO 4 , Na 2 C 2 O 4 , Sr(NO 3) 2 .
2. Порівняти величини констант і ступенів гідролізу NH 4 F у розчинах з концентраціями 0,02 моль/л та 0,002 моль/л, якщо (HF) = 6,6×10 - 4 , (NH 3 ×H 2 O) = 1 ,8×10-5.
3. Обчислити значення рН розчину NH 4 CN з концентрацією 0,01 моль/л, якщо (HCN) = 8×10 - 10 (NH 3 ×Н 2 О) = 1,8×10 - 5 .
4. Порівняти величини констант гідролізу Na 2 S по першому і другому ступені, якщо (H 2 S) = 1×10 - 7 ; (H 2 S) = 1×10 - 13 .
Варіант №11
1. Написати рівняння гідролізу (у молекулярному та іонному вигляді) та визначити реакцію середовища водних розчинів перерахованих солей: BaS, K 2 SO 4 , CrCl 3 .
2. Обчислити константу та ступінь гідролізу HCOONa у розчині з молярною концентрацією солі 0,001 моль/л, якщо (HCOOH) = 2,2×10 - 4 .
3. Обчислити значення рН розчину NH 4 F з концентрацією 0,02 моль/л, якщо (NH 3 ×Н 2 О) = 1,8×10 - 5 (HF) = 6,6×10 - 4 .
Варіант №12
1. Написати рівняння гідролізу (у молекулярному та іонному вигляді) та визначити реакцію середовища водних розчинів перерахованих солей: Ni(NO 3) 2 , K 2 CO 3 , ВаС1 2 .
2. Порівняти величини констант та ступенів гідролізу NH 4 NO 3 у розчинах з концентраціями солі 0,02 і 0,002 моль/л, якщо (NH 3 ×H 2 O) = 1,8×10 - 5 .
3. Обчислити значення рН розчину KClO із концентрацією солі 0,04 моль/л, якщо (HClO) = 5,6×10 - 8 .
Варіант №13
1. Написати рівняння гідролізу (у молекулярному та іонному вигляді) та визначити реакцію середовища водних розчинів перерахованих солей: NaI, K 2 SiO 3 , Fe 2 (SO 4) 3 .
2. Обчислити константу і ступінь гідролізу C 2 H 5 COONa в розчині з (C 2 H 5 COONa) = 0,l моль/л, якщо (C 2 H 5 COOH) = 1,3×10 - 5 .
3. Обчислити значення рН розчину NaHCO 3 з концентрацією 0,1 моль/л, якщо (Н 2 3 ) = 4×10 - 7 , (H 2 CO 3) = 5×10 - 11 .
Варіант №14
1. Написати рівняння гідролізу (у молекулярному та іонному вигляді) та визначити реакцію середовища водних розчинів перерахованих солей: Na 2 HPO 4 , KNO 3 , Bi(NO 3) 3 .
2. Обчислити ступінь гідролізу NH 4 F в розчині з (NH 4 F) = 0,02 моль/л, якщо (HF) = 6,6×10 - 4 , (NH 3 ×H 2 O) = 1,8 ×10-5.
Гідроліз солей є реакцією взаємодії іонів солі з водою, в результаті якої утворюються слабкі електроліти. Розчин нейтрального з'єднання – солі – набуває у своїй або кислу, або лужну реакцію. Як відомо, солі у свою чергу утворюються в результаті реакцій нейтралізації, при взаємодії кислот та основ. З усіх типів солей гідролізу можуть піддаватися лише три типи, що утворюються при взаємодії:
1) слабкої кислоти та сильної основи;
2) сильної кислоти та слабкої основи;
3) слабкої кислоти та слабкої основи.
Четвертий тип солей, що утворюються при взаємодії сильної основи та сильної кислоти, наприклад NaOH та HCI, за реакцією
NaOH+HCI=NaCl+Н2О
гідролізу не піддаються, так як сіль, що утворюється NaCl також є сильним електролітом і у водному розчині її молекули націло дисоціюють на гідратовані (тобто. оточені молекулами води) іони Na + і Сl - . При цьому рівновага 2Н 2 О ↔ Н З О + + ВІН - не порушується і, отже, гідролізу не відбувається, розчин залишається нейтральним. Розмір рН такого розчину дорівнює 7.
Розглянемо приклади гідролізу кожного типу солей окремо.
1. Якщо сіль утворена слабкою оцтовою кислотою CH 3 COOН та сильною основою NaОН, наприклад ацетат натрію CH 3 COONa, то рівняння гідролізу запишеться так:
● у молекулярній формі
СН З СООNa + Н 2 О СН 3 ССОН + NaОНl; (2.8 а)
● в іонній формі
СН З СОО - + Na + + Н 2 0 CH 3 COOH+Na + + ВІН -; (2.8 б)
● у скороченій іонній формі
СН З СОО - + Н 2 0 CH 3 COOH + + ВІН - . (2.8 ст)
Як видно з наведених рівнянь, при гідролізі CH 3 COONa через зв'язування ацетат-іонами іонів водню води в слабку оцтову кислоту в розчині накопичуються іони ВІН - і рН розчину буде більше 7.
Константа рівноваги реакції (2.8.в) запишеться у вигляді:
. (2.9)
Приймаючи концентрацію води величиною постійної та об'єднавши її з константою К с, отримаємо вираз для константи гідролізу:
. (2.10)
Виразивши через іонний добуток води, маємо
. (2.11)
Так як в останньому виразі ставлення 
являє собою величину, зворотну константі дисоціації оцтової кислоти 
,
вираз для константи гідролізу солі, утвореної слабкою кислотою та сильною основою (2.10), запишеться наступним чином:
Як очевидно з останньої формули, ніж слабкіше кислота, тобто. чим менше її константа дисоціації, тим більшою мірою сіль схильна до гідролізу.
Кількісно процес гідролізу можна охарактеризувати також ступенем гідролізу «h», який є відношенням числа молекул солі, що зазнали гідролізу, до початкового числа молекул. Концентрація тієї частини солі, яка піддавалася гідролізу чисельно дорівнюватиме концентрації іонів ВІН - в розчині, яка, у свою чергу, відповідно до рівняння (2.8в) дорівнює концентрації кислоти, що утворюється, тобто.
[СН 3 СООН] = [ВІН - ] = h∙С,
де С - первісна концентрація СН 3 СООNa, г-моль/л. Концентрація ацетат-іонів [СН 3 СОО - ] дорівнюватиме різниці
[СН 3 СОО - ] = С - h∙С = С∙(1-h).
З урахуванням введеної величини h отримуємо вираз, що зв'язує константу та ступінь гідролізу:
. (2.13)
При величиною h у знаменнику останнього виразу можна знехтувати, і тоді формула (2.13) запишеться так:
звідки. (2.15)
Ступінь гідролізу тим вищий, чим більш розведений розчин, а також чим вища температура, тому що зі зростанням температури зростає K W . Додавання ж розчин іонів ВІН - , згідно з принципом зміщення рівноваги Ле-Шателье, буде пригнічувати процес гідролізу.
Якщо сіль утворена багатоосновною кислотою, то гідроліз протікатиме переважно по першому ступені. Так, наприклад, рівняння гідролізу соди Na 2 CO 3 запишеться так:
CO 3 2- + H 2 O ↔ HCO 3 - + OH -
і константа гідролізу визначатиметься величиною константи дисоціації вугільної кислоти по першому ступені:
Н 2 СО 3 ↔ H++ HCO 3 -
Для отримання формули для розрахунку рН розчинів, що утворюються в результаті гідролізу, перетворюємо вираз (2.10), для чого приймемо, що величина концентрації ацетат-іонів через дуже малий ступінь гідролізу практично дорівнює початковій концентрації солі С. Тоді отримаємо (2.16)
тобто. концентрація іонів гідроксилу [ОН - ], що утворилися в результаті гідролізу, дорівнює [ОН - ] =С. (2.17)
Якщо скористатися у разі оператором р≡ -lg, цей вираз запишеться як
pОН =-lg = , (2.18)
або, враховуючи вирази (2.7. та 2.12)
рН = 14 - = 7 + 
. (2.19)
2. Якщо сіль утворена сильною кислотою та слабкою основою,
NH 4 0H + HCl, = NH 4 Cl + Н 2 Про,
то рівняння гідролізу запишеться так:
● у молекулярній формі
NН 4 Сl + Н 2 0 = NН 4 0Н + HCl; (2.20 а)
● в іонній формі
NH + 4 + Cl - , + 2Н 2 0 = NН 4 0Н + H 3 0 + + Cl -; (2.20 б)
● у скороченій іонній формі
NH + 4 + 2Н 2 0 = NН 4 0Н + H 3 0 +. (2.20 в)
Константа гідролізу в цьому випадку має вигляд
.(2.21)
Якщо помножити чисельник і знаменник цього рівняння на [ОН - ], то вираз для К Г набуде вигляду
. (2.22)
У разі розбавленого розчину можна прийняти, що концентрація гідролізованої частини солі, що вважається [Н 3 0 + ], дорівнює концентрації основи, тобто. = , А концентрація іонів дорівнює концентрації солі (С). Тоді 
(2.23)
Отже, концентрація іонів гідроксонію, що утворилися при гідролізі, дорівнює
= . (2.24)
Скориставшись величиною р = – lg; отримаємо
pH = = 7 - 
. (2.25)
Ступінь гідролізу
. (2.26)
Отже, що слабкіше основу (що менше ), то більше вписувалося концентрація іонів у розчині, тобто. тим більше протікає гідроліз солі, утвореної сильною кислотою і слабкою основою. Додаючи в розчин іони можна послабити або зовсім запобігти процес гідролізу, так як згідно з рівнянням (2.20 в) рівновага при цьому зміщується вліво.
3. Гідроліз солі, утвореної слабкою основою та слабкою кислотою, наприклад ацетату амонію СН З СООNН 4 за схемою
CH 3 COONH 4 +H 2 O ↔ CH 3 COOH+NH 4 OH,
протікає майже повністю.
Константа гідролізу
. (2.27)
pH такого розчину залежить тільки від величин констант дисоціації кислоти та основи і не залежить від концентрації солі:
= (2.28)
і 
. (2.29)
Таким чином, солі піддаються гідролізу, якщо в результаті утворюється слабкіший електроліт, ніж вихідне з'єднання.
2.4. Буферні розчини
Буферними називаються водні розчини електролітів, які зберігають практично незмінне значення рН при розведенні або додаванні невеликих кількостей кислоти або лугу. Буферні розчини є сумішшю або слабкої кислоти і солі, утвореної цією кислотою і сильною основою, або слабка основа і сіль, утворену цією основою і сильною кислотою.
Якщо, наприклад. додати до розчину слабкої оцтової кислоти СН 3 СООН сіль, яка містить той же аніон (наприклад, ацетат натрію СН З СООNa), то, згідно з принципом Ле-Шательє, рівновага процесу дисоціації кислоти
CH 3 СOOH ↔ СН 3 СОО - + Н + (2.30)
буде зсунуто вліво, що практично повністю придушить процес дисоціації кислоти і ступінь дисоціації α дорівнюватиме нулю (α = 0).
Сіль же буде дисоційована націло згідно з рівнянням
СН З СООNa ↔ СН 3 СОО - + Na + (2.31)
У цьому випадку в суміші кислоти і солі концентрація недисоційованих молекул кислоти дорівнюватиме вихідної концентрації кислоти С кисл, а концентрація ацетат-іонів СН 3 СОО - вихідної концентрації солі С солі.
Якщо поставити ці величини у вираз для константи дисоціації кислоти
, (2.32)
то концентрація іонів [Н З О + ] у розчині дорівнюватиме
(2.33)
. (2.34)
Таким чином, для того щоб визначити рН буферного розчину, складеного зі слабкої кислоти і солі, утвореної цією кислотою і сильною основою, треба знати тільки початкові кон-
центрування цих компонентів.
Для суміші слабкої основи NH 4 OH та її солі NH 4 Cl, аніон якої є аніоном сильної соляної кислоти, скориставшись попередніми міркуваннями, можна показати, що кислотність такого розчину виражатиметься рівнянням
, (2.35)
а рН буферної суміші – рівнянням
pH = p - lg. (2.36)
На підставі вищенаведених залежностей видно, що рН буферних розчинів не залежить від розведення, тому що в цьому випадку однаково змінюються і концентрація кислоти, і концентрація солі (або основи і солі), при цьому їхнє відношення залишається незмінним. Це перша відмінна особливістьбуферних розчинів.
Якщо додати до буферного розчину невелику кількість кислоти або лугу, то рН цих розчинів буде змінюватися дуже незначно. Це їхня друга відмінна риса.
Наприклад, якщо до ацетатного буферного розчину, що містить суміш СН З СООН і CH 3 COONa, додати невелику кількість HCI, то ацетат натрію буде взаємодіяти з соляною кислотою, що повністю дисоціює в розчині на іони Н 3 Про + і Cl - за схемою
CH 3 COO - + Na + + H 3 O - + Cl - ↔ CH 3 COOH + Na + + Cl -. + Н 2 Про
Зміна концентрації іонів [Н 3 0 +], а отже і рН розчину, згідно з рівнянням (2.36), практично не відбувається. Чим менша зміна рН при додаванні кислоти або основи, тим сильніша буферна властивість розчину. Та область концентрацій, у яких рН буферних розчинів залишається практично незмінною, називається буферною ємністю:
Таким чином, буферна ємність є кількістю г-еквівалентів кислоти або лугу, яку можна прилити до 1 л буферного розчину, щоб змінити значення його рН на одиницю. Буферні розчини широко використовуються для створення стандартних розчинів з певним значенням рН при калібруванні різних приладів, що вимірюють кислотність розчинів, наприклад, рН-метрів.
Лекція №12. Електролітична дисоціація води.
Незважаючи на те, що вода вважається неелектролітом, вона частково дисоціює з утворенням катіону гідроксонію та гідроксид-аніону:
H 2 O + H 2 O H 3 O + + OH -
Часто використовують спрощену форму запису даного процесу:
H 2 O H + + OH -
Ця рівновага характеризується відповідною константою:
Оскільки в чистій воді та розведених водних розчинах = const, цей вираз можна перетворити до наступного виду:
K W =
Отримана константа називається іонним витвіром води. За 25 °С K W = 10 -14 . Звідси випливає, що у чистій воді та нейтральних розчинах = = Ö10 -14 = 10 -7 . Вочевидь, що у кислих розчинах > 10 -7 , а лужних< 10 -7 . На практике часто пользуются показником концентрації катіонів водню- Негативним десятковим логарифмом (pH = -lg). У кислих розчинах рН< 7, в щелочных pH >7 в нейтральному середовищі pH = 7. Аналогічно можна ввести гідроксильний показник pOH = -lg. Водневий та гідроксильний показники пов'язані простим співвідношенням: pH + pOH = 14.
Розглянемо приклади розрахунку рН водних розчинів сильних та слабких кислот.
Приклад № 1. Сантимолярний розчин (0,01 моль/л) соляної кислоти (сильна одноосновна кислота).
HCl = H + + Cl -
C HCl = 0,01; pH = -lg 0,01 = 2
Приклад № 2. Сантимолярний розчин (0,01 моль/л) гідроксиду натрію (сильна однокислотна основа).
NaOH = Na + + OH -
C NaOH = 0,01; pOH = -lg 0,01 = 2;
pH = 14 - pOH = 12
Приклад № 3. Сантимолярний розчин (0,01 моль/л) оцтової кислоти (слабка одноосновна кислота).
CH 3 COO - + H + CH 3 COOH
З рівняння реакції випливає, що = . Для слабкого електроліту » C. Підставимо ці формули в константу кислотної дисоціації оцтової кислоти і перетворимо отриманий вираз:
= 1,75×10 -5; ; »
рН = - lg = -1/2 (lgK a + lgC) = 1/2 (pK a - lgC) = 1/2 (4,75 + 2) = 3,38
Приклад № 4. Сантимолярний розчин (0,01 моль/л) аміаку (гідроксід амонію, слабка однокислотна основа).
NH 3 + H 2 O NH 4 + + OH -
З рівняння реакції випливає, що = . Оскільки гідроксид амонію слабкий електроліт, то » C. Підставивши ці формули в константу іонізації аміаку як основи, отримаємо:
= 1,8×10 -5; ; =
рОН = -lg = 1/2 (pK b - lgC);
pH = 14 - pOH = 14 + 1/2(lgC - pK b) = 14 + 1/2(-2 - 4,76) = 10,62
Гідроліз солей . Відмінність кислотності водних розчинів солей від кислотності чистої водивизначається їх гідролізом. Гідроліз – це обмінна взаємодія розчиненої речовини з водою. За схильністю до гідролізу солі діляться на чотири типи:
1. Солі, утворені сильною кислотою та сильною основою (наприклад, NaCl, Na 2 SO 4), гідролізу не піддаються. Водні розчини таких солей мають нейтральну реакцію (рН = 7).
2. Солі, утворені слабкою основою та слабкою кислотою, гідролізуються значною мірою і часто необоротно, наприклад,
Al 2 S 3 + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 + 3H 2 S
Кислотність їх розчинів визначається більш розчинною речовиною, і зазвичай близька до нейтральної (рН»7).
3. Солі, утворені слабкою основою та сильною кислотою, гідролізуються оборотно, зв'язуючи гідроксид-аніони, та зумовлюючи кислу реакцію розчинів (рН< 7). Например, гидролиз хлорида аммония можно описать следующими уравнениями:
NH 4 Cl + H 2 O NH 3 ×H 2 O + HCl
З наведених рівнянь видно, що гідроліз піддається не вся сіль, а тільки її катіон. Катіони солей, утворених багатокислотними слабкими основами, гідролізуються східчасто, послідовно відщеплюючи від води гідроксид-аніони:
Al 3+ + H 2 O Al(OH) 2+ + H +
Al(OH) 2+ + H 2 O Al(OH) 2 + + H +
Al(OH) 2 + H 2 O Al(OH) 3 H +
Сумарне рівняння гідролізу катіону алюмінію має такий вигляд:
Al 3+ + 3H 2 O Al(OH) 3 + 3H +
4. Солі, утворені сильною основою та слабкою кислотою, гідролізуються по аніону, який відриває від води катіон водню. Гідроксид-аніони, що звільняються, надають розчину лужну реакцію (pH > 7). Наприклад, гідроліз ацетату натрію протікає так:
CH 3 COONa + H 2 O CH 3 COOH + NaOH
Очевидно, що гідроліз аніонів солей слабких багатоосновних кислот протікає східчасто, наприклад,
PO 4 3- + H 2 O HPO 4 2- + OH -
HPO 4 2- + H 2 O H 2 PO 4 - + OH -
H 2 PO 4 - + H 2 O H 3 PO 4 + OH -
Сумарне рівняння гідролізу фосфат-аніону має такий вигляд
PO 4 3- + 3H 2 O H 3 PO 4 + 3OH -
Гідролізу піддаються не тільки солі, а й ковалентні неорганічні та органічні сполуки. Наприклад:
PCl 3 + 3H 2 O = H 3 PO 3 + 3HCl
Важливу роль у життєдіяльності живих організмів грає гідроліз деяких біомолекул – білків та поліпептидів, жирів, а також полісахаридів.
Глибина протікання гідролізу характеризується ступенем гідролізу(h) - ставленням кількості речовини, що зазнав гідролізу, до загальної кількості речовини в розчині. Оборотний гідроліз може бути охарактеризований також константою. Наприклад, для процесу гідролізу ацетат-аніону константа гідролізу записується наступним чином:
Рівноважна концентрація води у виразі константи гідролізу не входить, оскільки вона постійна і автоматично переноситься в ліву частину рівності.
Розрахунок константи та ступеня гідролізу, а також рНводних розчинів солей розглянемо на конкретних прикладах.
Приклад № 5. Сантимолярний розчин (0,01 моль/л) хлориду амонію (сіль, утворена слабкою основою та сильною кислотою). Запишемо рівняння гідролізу в іонній формі та складемо вираз для константи гідролізу.
NH 4 + + H 2 O NH 3 × H 2 O + H +
Помноживши чисельник та знаменник правої частини рівності на концентрацію гідроксид-іонів, константу гідролізу можна перетворити наступним чином:
5,56×10 -10
З рівняння гідролізу випливає, що = = Ch, а = C - Ch = C (1-h). Відповідно,
Оскільки h<< 1, а (1-h) ® 1, полученное выражение можно упростить:
; звідси h »
2,36×10 -4 або 0,0236%
З отриманих рівнянь видно, що константа і рівень гідролізу солі збільшуються із зменшенням константи дисоціації підстави, тобто. із зменшенням його сили. Крім цього, ступінь гідролізу та глибина його протікання збільшується із зменшенням концентрації (збільшенням розведення) солі. Константа гідролізу, як і константа будь-якої рівноваги, від концентрації не залежить. Збільшення температури призводить до збільшення ступеня та константи гідролізу, оскільки гідроліз - процес ендотермічний.
При розрахунку величини рН розчину солі врахуємо, що = , а першому наближенні » C.
; звідси »
pH = - lg = -1/2 (lgK w + lgC + pK b) = 7 - 1/2 (pK b + lgC) = 7 - 1/2 (4,76 - 2) = 5,62
Приклад № 6. Сантимолярний розчин (0,01 моль/л) ацетату натрію (сіль, утворена сильною основою та слабкою кислотою). Запишемо рівняння гідролізу в іонній формі та складемо вираз для константи гідролізу.
CH 3 COO - + H 2 O CH 3 COOH + OH -
Помноживши чисельник та знаменник правої частини рівності на концентрацію катіону водню, його можна перетворити на такий вид:
1×10 -14 /1,75×10 -5 = 5,71×10 -10
З рівняння гідролізу випливає, що = = Ch, а = C - Ch = C (1-h).
Відповідно,
; ; звідси h =
2,39×10 -4 або 0,0239%
При розрахунку величини рН врахуємо, що = , а »C.
; звідси»;
pOH = -lg = -1/2 (lgK w + lgC + pK a) = 7 - 1/2 (pK a + lgC)
pH = 14 - pOH = 7 + 1/2 (pK a + lgC) = 7 + 1/2 (4,75 - 2) = 9,75
Приклад № 7. Сантимолярний розчин (0,01 моль/л) ацетату амонію (сіль, утворена слабкою основою та слабкою кислотою). Запишемо рівняння гідролізу в іонній формі та складемо вираз для константи гідролізу.
NH 4 + + CH 3 COO - + H 2 O NH 3 ×H 2 O + CH 3 COOH
Помноживши чисельник та знаменник правої частини рівності на добуток концентрації катіону водню та гідроксид-аніону (іонний добуток води), його можна перетворити наступним чином:
= = 0,32×10 -4
З рівняння гідролізу випливає, що = = Ch тоді
C - Ch = C(1-h), відповідно,
0,0056 або 0,56%
Гідратована молекула аміаку, що утворюється в результаті гідролізу, дисоціює, відщеплюючи гідроксид-аніон:
NH 3 ×H 2 O NH 4 + + OH -
; звідси
Аналогічно, дисоціація оцтової кислоти забезпечує утворення катіонів водню:
CH 3 COO - + H + CH 3 COOH
Знайдемо відношення концентрацій даних іонів:
Відповідно до рівняння гідролізу = , а = , тоді
Оскільки = K w /, то 2 = ; звідси =
pH = - lg = 1/2 (pK w + pK a - pK b) = 7 + 1/2 (pK a - pK b) = 7 + 1/2 (4,75 - 4,76) = 6,995
Література: с. 243 – 255; с. 296 - 302