Razrahunok rn u rozchinah gidrolizuyuchih soli. Prikaz vode. Hidroliza soli
Čista voda je samo slab elektrolit. Proces disocijacije može se pokretati jednakim izrazima: HOH ⇆ H + + OH – . Nakon disocijacije vode, bez obzira da li je voda različita ili ne, joni H + i joni OH - . Koncentracija ovih jona može se iskupiti za pomoć izjednačavanje jonske dodatne vode
C (H +) × C (OH -) \u003d K w,
de K w – konstanta dodavanja jonske vode ; na 25 °C K w = 10 -14 .
Varijacije, na kojima su koncentracije H+ i OH jona, međutim, nazivaju se neutralne varijacije. U neutralnom rasponu, C (H +) = C (OH -) = 10 -7 mol / l.
U kiseloj otopini, C(H +) > C(OH -) i, kako se izdvaja iz izjednačavanja ionskog dodavanja vode, C (H +) > 10 -7 mol/l, i C (OH - )< 10 –7 моль/л.
U lokvi sorti C (OH -) > C (H +); kada je C(OH –) > 10 –7 mol/l, a C(H +)< 10 –7 моль/л.
pH - vrijednost, uz pomoć koje karakteriziraju razlike u kiselosti i mazivosti vode; ova vrijednost se zove vodenim razmetljivim to je osigurano formulom:
pH \u003d -lg C (H +)
Kod kiselog pH<7; в нейтральном растворе pH=7; в щелочном растворе pH>7.
Po analogiji s konceptom "indikatora vode" (pH), uvodi se koncept "hidroksilnog" indikatora (pOH):
pOH = –lg C(OH –)
Vodneviy i hidroksil pokazniki pov'yazaní spívvídshennyam
Hidroksil pokazannik vikoristovuêtsya za rozrahunka pH u lokvi ruže.
Sirhanska kiselina- jak elektrolit, koji se u oplemenjivačkim sortama nepovratno disocira i prati shemu: H 2 SO 4 ® 2 H + + SO 4 2–. Iz jednadžbe procesa disocijacije može se vidjeti da je C (H +) = 2 C (H 2 SO 4) = 2 × 0,005 mol / l = 0,01 mol / l.
pH = -lg C (H +) \u003d -lg 0,01 = 2.
Natrijum hidroksid je jak elektrolit koji se nepovratno disocira po shemi: NaOH ® Na + +OH - . Iz nivoa procesa disocijacije, može se vidjeti da je C (OH -) = C (NaOH) = 0,1 mol / l.
pOH = -lg C (H +) = -lg 0,1 \u003d 1; pH = 14 - pOH = 14 - 1 = 13.
Disocijacija slabog elektrolita je ključni proces. Konstanta izjednačavanja, zabilježena za proces disocijacije slabog elektrolita, naziva se konstanta disocijacije . Na primjer, za proces disocijacije očne kiseline
CH 3 COOH ⇆ CH 3 COO - + H +.
Stadij kože disocijacije bogate bazične kiseline karakterizira konstanta disocijacije. Konstanta disocijacije - dovidkova vrijednost; div.
Ispitivanje koncentracije jona (i pH) u slučaju slabih elektrolita može dovesti do rješenja problema kemijske ekvivalencije za tu svrhu, ako se kod kuće pronađe konstanta ekvivalencije i potrebno je znati ekvivalentnost koncentracije. govora, koji treba da učestvuju u reakciji 2 - primjer 6 (div. 6) .
U razlici od 0,35% NH 4 OH, molarna koncentracija amonijum hidroksida je 0,1 mol/l (primjer pretvaranja procentualne koncentracije u molarnu je div. primjer 5.1). Qiu se često naziva C0. C0 - ciljna koncentracija elektrolita u opsegu (koncentracija elektrolita prije disocijacije).
NH 4 OH se uzima kao slab elektrolit, koji se obrnuto disocira u vodi: NH 4 OH ⇆ NH 4 + + OH - (div. također napomena 2 na strani 5). Konstanta disocijacije K = 1,8 10 -5 (prethodna vrijednost). Oskílki slaba elektrolitička disocijacija nepovoljnih, razdražljivih, koje proizvode x mol / l NH 4 OH, jednako je važna koncentracija iona u amonijumu i hidroksid-iona u također više x mol / l: C (NH 4 +) = C (OH -) \u003d x mol / l. Koncentracija NH 4 OH koja ne proizvodi jednako je važna: C (NH 4 OH) = (C 0 -x) = (0,1-x) mol / l.
Predstavljamo izraz kroz x jednake koncentracije svih čestica jednakih konstanti disocijacije:
.
Čak i slabija električna energija se neznatno disocira (x ® 0) i sa znakom kao što je dodankiv možete se pobuniti:
.
Zvuk na čelu globalnih hemija i zastavnici ga nemaju u toj fluktuaciji, kao (u ovoj fluktuaciji x - koncentracija elektrolita koji se proizvodi, - u 10 i manje puta eksplodira u C 0 - visoka koncentracija u koncentraciji električne energije).
C (OH -) \u003d x \u003d 1,34 ∙ 10 -3 mol / l; pOH \u003d -lg C (OH -) = -lg 1,34 ∙ 10 -3 = 2,87.
pH = 14 - pOH = 14 - 2,87 = 11,13.
Koraci disocijacije Elektrolit se može razgraditi kao promjena koncentracije elektrolita (x), koji nastaje, do ukupne koncentracije elektrolita (C 0):
(1,34%).
Prvi korak je pretvaranje procentualne koncentracije u molarnu (div. zadnjica 5.1). U ovom slučaju, C0 (H3PO4) = 3,6 mol/l.
Analiza koncentracije jona u vodi u koncentracijama bogato bazičnih slabih kiselina vrši se samo u prvoj fazi disocijacije. Strogo izgleda, ukupna koncentracija jona u vodi u opsegu slabo bogatih bazičnih kiselina i dobrog zbroja koncentracija H+ jona, koji su se slegli u kožnoj fazi disocijacije. Na primjer, za fosfornu kiselinu C(H+) je uobičajen = C(H+) u 1 koraku + C(H+) u 2 koraka + C(H+) u 3 koraka. Međutim, disocijacija slabih elektrolita teče važnije u prvoj fazi, au drugoj i narednim fazama - beznačajan svijet,
C(H +) u fazi 2 ≈ 0, C(H +) u fazi 3 ≈ 0 i C(H +) je globalno ≈ C(H +) u fazi 1.
Pustimo da se fosforna kiselina disocira prema prvom stupnju x mol / l, zatim jednaka disocijacija H 3 PO 4 ⇆ H + + H 2 PO 4 - nakon čega je jednaka koncentracija jona H + i H 2 PO 4 također zdrava, x mol/l, a koncentracija ne-proizvodnog H 3 PO 4 jednaka je (3,6-x) mol/l. Može se prikazati kroz x koncentracija jona H + í H 2 PO 4 - í molekula H 3 PO 4 viraz konstante disocijacije u prvoj fazi (K 1 = 7,5 10 -3 - konačna vrijednost):
K 1 / C 0 = 7,5 10 -3 / 3,6 \u003d 2,1 10 -3< 10 –2 ; следовательно, иксом как слагаемым в знаменателе можно пренебречь (см. также пример 7.3) и упростить полученное выражение.
;
mol/l;
Z(H +) = x = 0,217 mol / l; pH = -lg C (H +) \u003d -lg 0,217 = 0,66.
(3,44%)
Menadžer br. 8
Opišite a) pH jakih kiselina i baza; b) vrsta slabog elektrolita i nivo disocijacije elektrolita u istom opsegu (tabela 8). Ograničenje rozchinív prihvatiti jednak 1 g/ml.
Tabela 8 - Zadatak pranja broj 8
| broj opcije | a | b | broj opcije | a | b |
| 0,01 M H 2 SO 4; 1% NaOH | 0,35% NH4OH | ||||
| 0,01 MCa(OH) 2 ; 2% HNO3 | 1% CH3COOH | 0,04 M H 2 SO 4; 4% NaOH | 1% NH4OH | ||
| 0,5M HClO 4 ; 1% Ba(OH)2 | 0,98% H3PO4 | 0,7 M HClO 4 ; 4%Ba(OH)2 | 3% H3PO4 | ||
| 0,02M LiOH; 0,3% HNO3 | 0,34% H2S | 0,06M LiOH; 0,1% HNO3 | 1,36% H2S | ||
| 0,1 M HMnO 4 ; 0,1% KOH | 0,031% H2CO3 | 0,2 M HMnO 4 ; 0,2%KOH | 0,124% H 2 CO 3 | ||
| 0,4 M HCl; 0,08% Ca(OH)2 | 0,47% HNO2 | 0,8 MHCl; 0,03% Ca(OH)2 | 1,4% HNO2 | ||
| 0,05 M NaOH; 0,81% HBr | 0,4% H2SO3 | 0,07M NaOH; 3,24% HBr | 1,23% H2SO3 | ||
| 0,02 M Ba(OH)2; 0,13% HI | 0,2%HF | 0,05 M Ba(OH)2; 2,5% HI | 2%HF | ||
| 0,02M H 2 SO 4; 2% NaOH | 0,7% NH4OH | 0,06MH 2 SO 4; 0,8% NaOH | 5%CH3COOH | ||
| 0,7 M HClO 4 ; 2%Ba(OH)2 | 1,96% H3PO4 | 0,08 M H 2 SO 4; 3% NaOH | 4% H3PO4 | ||
| 0.04MLiOH; 0,63% HNO3 | 0,68% H2S | 0.008MHI; 1,7% Ba(OH)2 | 3,4% H2S | ||
| 0,3MHMnO 4; 0,56%KOH | 0,062% H2CO3 | 0.08M LiOH; 1,3% HNO3 | 0,2% H2CO3 | ||
| 0,6M HCl; 0,05% Ca(OH)2 | 0,94% HNO2 | 0,01M HMnO4; 1% KOH | 2,35% HNO2 | ||
| 0,03 M NaOH; 1,62% HBr | 0,82% H2SO3 | 0.9MHCl; 0,01% Ca(OH)2 | 2% H2SO3 | ||
| 0,03M Ba(OH)2; 1,26% HI | 0,5%HF | 0,09 M NaOH; 6,5% HBr | 5%HF | ||
| 0,03 M H 2 SO 4; 0,4% NaOH | 3%CH3COOH | 0,1 M Ba(OH)2; 6,4% HI | 6%CH3COOH | ||
| 0.002MHI; 3% Ba(OH)2 | 1%HF | 0,04MH 2 SO 4; 1,6% NaOH | 3,5% NH4OH | ||
| 0,005 MHBr; 0,24% LiOH | 1,64% H2SO3 | 0.001M HI; 0,4% Ba(OH)2 | 5% H3PO4 |
Zaliha 7.5 Pomiješali smo 200 ml 0,2 M H 2 SO 4 i 300 ml 0,1 M NaOH. Razrahuyte pH razchiny, scho nastanio, i koncentracija iona Na + í SO 4 2– u svakoj varijanti.
Dovedemo reakciju H 2 SO 4 + 2 NaOH → Na 2 SO 4 + 2 H 2 O na brzi ionsko-molekularni izgled: H + + OH - → H 2 O
Iz jonsko-molekularne ravnoteže reakcije očigledno je da samo ioni H+ i OH – ulaze u reakciju i rastvaraju molekul vode. Oni Na + i SO 4 2– ne učestvuju u reakciji, pa je njihov broj nakon reakcije isti kao i prije reakcije.
Razrahunok kílkostí speakovin prije reakcije:
n (H 2 SO 4) = 0,2 mol / l × 0,1 l = 0,02 mol = n (SO 4 2-);
n (H +) = 2 × n (H 2 SO 4) = 2 × 0,02 mol = 0,04 mol;
n (NaOH) = 0,1 mol / l 0,3 l = 0,03 mol = n (Na +) = n (OH -).
Íoni OH - - u neštrajku; smrad će više reagovati. Istovremeno su reagovali sa štapovima i (do 0,03 mol) H+ jonima.
Razrahunok kílkost íonív nakon reakcije:
n (H +) = n (H +) prije reakcije - n (H +), koji je reagirao = 0,04 mol - 0,03 mol \u003d 0,01 mol;
n(Na+) = 0,03 mol; n(SO 4 2–) = 0,02 mol.
Jer zmíshuyusya razvedí razchiny, onda
V zag. » V opseg H 2 SO 4 + V opseg NaOH » 200 ml + 300 ml = 500 ml = 0,5 l.
C(Na+) = n(Na+)/V \u003d 0,03 mol: 0,5 l \u003d 0,06 mol / l;
C (SO 4 2-) \u003d n (SO 4 2-) / V zag. \u003d 0,02 mol: 0,5 l \u003d 0,04 mol / l;
C (H +) \u003d n (H +) / V zag. \u003d 0,01 mol: 0,5 l \u003d 0,02 mol / l;
pH = -lg C (H +) \u003d -lg 2 10 -2 = 1,699.
Menadžer br. 9
Izračunajte pH molarne koncentracije metalnih kationa i anjona viška kiseline u opsegu, što će kao rezultat promijeniti raspon jake kiseline u rasponu (tablica 9).
Tabela 9 - Zadatak pranja broj 9
| broj opcije | broj opcije | Ob'êmi to skladište rozchinív kiseline i livade | |
| 300 ml 0,1M NaOH i 200 ml 0,2M H 2 SO 4 | |||
| 2 l 0,05 M Ca (OH) 2 i 300 ml 0,2 M HNO 3 | 0,5 l 0,1 M KOH i 200 ml 0,25 M H 2 SO 4 | ||
| 700 ml 0,1M KOH i 300 ml 0,1M H 2 SO 4 | 1 l 0,05M Ba(OH) 2 i 200 ml 0,8M HCl | ||
| 80 ml 0,15M KOH i 20 ml 0,2M H 2 SO 4 | 400 ml 0,05 M NaOH i 600 ml 0,02 M H 2 SO 4 | ||
| 100 ml 0,1 M Ba(OH) 2 i 20 ml 0,5 M HCl | 250 ml 0,4M KOH i 250 ml 0,1M H 2 SO 4 | ||
| 700 ml 0,05 M NaOH i 300 ml 0,1 M H 2 SO 4 | 200 ml 0,05 M Ca(OH) 2 i 200 ml 0,04 M HCl | ||
| 50 ml 0,2 M Ba(OH) 2 i 150 ml 0,1 M HCl | 150 ml 0,08 M NaOH i 350 ml 0,02 M H 2 SO 4 | ||
| 900 ml 0,01 M KOH i 100 ml 0,05 M H 2 SO 4 | 600 ml 0,01 M Ca(OH) 2 i 150 ml 0,12 M HCl | ||
| 250 ml 0,1M NaOH i 150 ml 0,1M H 2 SO 4 | 100 ml 0,2M Ba(OH) 2 i 50 ml 1M HCl | ||
| 1 l 0,05 M Ca (OH) 2 i 500 ml 0,1 M HNO 3 | 100 ml 0,5M NaOH i 100 ml 0,4M H 2 SO 4 | ||
| 100 ml 1M NaOH i 1900 ml 0,1M H 2 SO 4 | 25 ml 0,1M KOH i 75 ml 0,01M H 2 SO 4 | ||
| 300 ml 0,1 M Ba(OH) 2 i 200 ml 0,2 M HCl | 100ml 0,02M Ba(OH) 2 i 150ml 0,04M HI | ||
| 200 ml 0,05 M KOH i 50 ml 0,2 M H 2 SO 4 | 1 l 0,01M Ca (OH) 2 i 500 ml 0,05M HNO 3 | ||
| 500 ml 0,05 M Ba(OH) 2 i 500 ml 0,15 M HI | 250 ml 0,04 M Ba(OH) 2 i 500 ml 0,1 M HCl | ||
| 1 l 0,1 M KOH i 2 l 0,05 M H 2 SO 4 | 500 ml 1M NaOH i 1500 ml 0,1M H 2 SO 4 | ||
| 250 ml 0,4 M Ba(OH) 2 i 250 ml 0,4 M HNO 3 | 200 ml 0,1 M Ba(OH) 2 i 300 ml 0,2 M HCl | ||
| 80 ml 0,05 M KOH i 20 ml 0,2 M H 2 SO 4 | 50 ml 0,2M KOH i 200 ml 0,05M H 2 SO 4 | ||
| 300 ml 0,25 M Ba(OH) 2 i 200 ml 0,3 M HCl | 1 l 0,03M Ca (OH) 2 i 500 ml 0,1M HNO 3 |
Hidroliza soli
Kada se voda odvoji, bila ona slana, dolazi do disocijacije soli na katjone i anjone. Ako se jačina otopi katjonom jake baze i anjonom slabe kiseline (na primjer, kalijev nitrit KNO 2), tada će se nitrit-ioni vezati s H+ jonima, koji su razrijeđeni u molekulima vode, kao zbog čega se rastvara slaba dušična kiselina. Kao rezultat međusobnog modaliteta, razlika će postati jednaka:
NO 2 - + HOH ⇆ HNO 2 + OH -
KNO 2 + HOH ⇆ HNO 2 + KOH.
Na taj način u raznim solima koje hidroliziraju anjonom dolazi do viška OH jona - (reakcija medija je lokva; pH>7).
Jaki kao kation slabe baze i anion jake kiseline (na primjer, amonijev hlorid NH 4 Cl), tada kationi NH 4 + slabe baze otapaju ione OH - u obliku molekula vode i rastvaraju slabo disocijacijski elektrolit - amonijum hidroksid 1.
NH 4 + + HOH ⇆ NH 4 OH + H + .
NH 4 Cl + HOH ⇆ NH 4 OH + HCl.
Kod različitih soli hidroliziranih katjonom, postoji višak H+ jona (reakcija medija je kiseli pH< 7).
U hidrolizi soli, zasićene katjonom slabe baze i anjonom slabe kiseline (na primjer, amonijum fluorid NH 4 F), kationi slabe baze NH 4 + vezuju se sa ionima OH - , cijepajući molekule vode , i anjoni slabo kiseli F - sa H + jonima, nakon čega se rastvara slaba baza NH 4 OH i slaba kiselina HF: 2
NH 4 + + F - + HOH ⇆ NH 4 OH + HF
NH 4 F + HOH ⇆ NH 4 OH + HF.
Reakcija medija u različitim solima, koja hidrolizira i u smislu kationa i u smislu aniona, odlikuje se činjenicom da se radi o nisko ležećem elektrolitu koji rezultira hidrolizom, koja je najjača (može biti mijenja promjenom konstanti disocijacije). U vremenima hidrolize NH 4 F, sredina će biti kisela (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 .
Ovim redoslijedom, hidroliza (tako da se širi vodom) se daje soli, koja se pravi:
– jak bazni katjon i anion slabe kiseline (KNO 2 , Na 2 CO 3 , K 3 PO 4 );
– slab bazni katjon i jak anjon kiseline (NH 4 NO 3 , AlCl 3 , ZnSO 4 );
- slab bazni katjon i anion slabe kiseline (Mg(CH 3 COO) 2, NH 4 F).
Sa molekulima vode u interakciji su kationi slabih baza ili (i) anjoni slabih kiselina; soli fiksirane kationima jakih baza i anionima jakih kiselina ne podliježu hidrolizi.
Hidroliza soli, zasićenih bogato nabijenim kationima i anionima, teče često; U nastavku, na određenim okrajcima, prikazan je redoslijed refluksa, koji se preporučuje da se skrati prilikom slaganja hidrolize takvih soli.
Bilješke
1. Kao što je već pomenuto ranije (div. napomena 2 na strani 5) je alternativna tačka zore, zasnovana na malo amonijum hidroksida - jaka baza. Kisela reakcija medija u opsegu amonijevih soli, utvorene jake kiseline, na primjer, NH 4 Cl, NH 4 NO 3, (NH 4) 2 SO 4, objašnjava se ovim pristupom obrnutim tečnim procesom disocijacije amonijum jon NH 4 + ⇄ NH 3 + H + ili, preciznije, NH 4 + + H 2 O ⇄ NH 3 + H 3 O +.
2. Ako se amonijum hidroksid koristi kao jaka baza, tada je u rasponima amonijumovih soli, pogoršanih slabim kiselinama, na primjer, NH 4 F sličan NH 4 + + F - ⇆ NH 3 + HF, u kojem postoji konkurencija za H+ jon između molekula amonijaka i anjona slabe kiseline.
Zaliha 8.1 Napišite u terminima molekularnog i ionsko-molekularnog izgleda reakciju hidrolize natrijevog karbonata. Unesite pH vrijednost (pH>7, pH<7 или pH=7).
1. Jednaka disocijacija soli: Na 2 CO 3 ® 2Na + + CO 3 2–
2. Jaki katjoni (Na+) jake baze NaOH i anjon (CO 3 2–) slabe kiseline H2CO3. Takođe, jaka hidroliza anjonom:
CO 3 2– + HOH ⇆ ... .
Hidroliza je u većini slučajeva obrnuta (znak ⇄); za 1 ion, koji učestvuje u procesu hidrolize, evidentira se 1 molekul HOH .
3. Negativno nabijeni karbonatni joni CO 3 2– vezuju se za pozitivno nabijene jone H+, cijepajući svoje vrste molekula HOH, i otapaju bikarbonatne ione HCO 3 – ; Obogaćen je jonima OH - (srednja lokva; pH> 7):
CO 3 2– + HOH ⇆ HCO 3 – + OH – .
Ceionsko-molekularno poravnanje prve faze hidrolize Na2CO3.
4. Jednačina prve faze hidrolize u molekularnom smislu se može eliminirati, ali su sve jednake CO 3 2– + HOH ⇆ HCO 3 – + OH – anionima (CO 3 2– , HCO 3 – i OH –) sa Na+ kationima, nakon što su otopljene soli Na 2 CO 3, NaHCO 3 i baze NaOH:
Na 2 CO 3 + HOH ⇆ NaHCO 3 + NaOH.
5. Kao rezultat hidrolize u prvoj fazi, joni bikarbonat je otopljen, pa učestvuju u drugoj fazi hidrolize:
HCO 3 - + HOH ⇆ H 2 CO 3 + OH -
(negativno nabijeni hidrogenkarbonatni joni HCO 3 - veza sa pozitivno nabijenim ionima H+ u obliku molekula HOH).
6. Ekvivalent drugog stupnja hidrolize u molekularnom smislu može se eliminisati direktnim povezivanjem na jednake HCO 3 - + HOH ⇆ H 2 CO 3 + OH - anione (HCO 3 - í OH -) sa Na + kationima, uz redukciju jačina NaHCO 3 i NaOH baze:
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.
Zaliha 8.2 Napišite u terminima molekularnog i ionsko-molekularnog izgleda reakciju hidrolize aluminij sulfata. Unesite pH vrijednost (pH>7, pH<7 или pH=7).
1. Jednaka disocijacija soli: Al 2 (SO 4) 3 ® 2Al 3+ + 3SO 4 2–
2. Snaga je zadovoljena katjoni (Al 3+) slaba baza Al (OH) 3 i anjoni (SO 4 2–) jake kiseline H 2 SO 4. Otzhe, sil hidrolizira kation; 1 molekul HOH je zabilježen za 1 Al 3+ ion: Al 3+ + HOH ⇆ … .
3. Pozitivno nabijeni joni Al 3+ vežu se sa negativno nabijenim OH – jonima, cijepajući njihove tipove molekula HOH, i rastvaraju hidroksoaluminij AlOH 2+ jone; Razlika je obogaćena H+ jonima (kiseli medij; pH<7):
Al 3+ + HOH ⇆ AlOH 2+ + H + .
Ceionsko-molekularno poravnanje prve faze hidrolize Al2(SO4)3.
4. Jednačina prve faze hidrolize u molekularnom smislu može se eliminisati povezivanjem svih manifestacija u Al 3+ + HOH ⇆ AlOH 2+ + H + kationima (Al 3+ , AlOH 2+ í H +) sa anionima SO 4 2– , nakon što su rastvorene soli Al 2 (SO 4) 3 AlOHSO 4 i kiseline H 2 SO 4:
Al 2 (SO 4) 3 + 2HOH ⇆ 2AlOHSO 4 + H 2 SO 4.
5. Kao rezultat hidrolize u prvoj fazi, rastvoreni su hidroksoaluminijum katjoni AlOH 2+, pa učestvuju u drugoj fazi hidrolize:
AlOH 2+ + HOH ⇆ Al(OH) 2 + + H +
(Pozitivno nabijeni joni AlOH 2+ povezani su sa negativno nabijenim OH ionima, koji su podijeljeni tipovi molekula HOH).
6. Jednačina druge faze hidrolize u molekularnom smislu može se eliminirati, povezujući sve manifestacije u AlOH 2+ + HOH ⇆ Al(OH) 2 + + H + kationa (AlOH 2+ , Al(OH) 2 + , í H + ) sa SO 4 2 anjonima - koji imaju otopljene soli AlOHSO 4, (Al (OH) 2) 2 SO 4 i kiselina H 2 SO 4:
2AlOHSO 4 + 2HOH ⇆ (Al(OH) 2) 2 SO 4 + H 2 SO 4.
7. Kao rezultat druge faze hidrolize došlo je do rastvaranja dihidroksoaluminijum Al(OH) 2 + katjona, pa učestvuju u trećoj fazi hidrolize:
Al(OH) 2 + + HOH ⇆ Al(OH) 3 + H +
(pozitivno nabijeni joni Al(OH) 2 + povezani su sa negativno nabijenim OH ionima, koji su podijeljeni tipovi molekula HOH).
8. Jednačina treće faze hidrolize u molekularnom smislu može se eliminisati povezivanjem u Al(OH) 2 + + HOH ⇆ Al(OH) 3 + H + kationa (Al(OH) 2 + í H +) sa SO anjoni 4 2–, nakon što su rastvorili snagu (Al (OH) 2) 2 SO 4 i kiselina H 2 SO 4:
(Al(OH) 2) 2 SO 4 + 2HOH ⇆ 2Al(OH) 3 + H 2 SO 4
Kao rezultat ovih mirkuvanja uzimamo početak hidrolize:
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.
Zaliha 8.3 Napišite u smislu molekularnog i ionsko-molekularnog izgleda sličnost reakcija hidrolize na amonijum ortofosfat. Unesite pH vrijednost (pH>7, pH<7 или pH=7).
1. Jednaka disocijacija soli: (NH 4) 3 PO 4 ® 3NH 4 + + PO 4 3–
2. Snaga je zadovoljena kationi (NH 4 +) slaba baza NH 4 OH i anjoni
(PO 4 3–) slaba kiselina H3PO4. otzhe, jaka hidroliza i kation, í anion : NH 4 + + PO 4 3– +HOH ⇆ … ; ( po paru jona NH 4 + i PO 4 3– u ovom pravcu Zabilježen je 1 molekul HOH ). Pozitivno nabijeni ioni NH 4 + vezuju se sa negativno nabijenim ionima OH - cijepajući íx tipova molekula HOH, zadovoljavajući slabu bazu NH 4 OH, a negativno nabijeni ioni PO 4 3– vezuju se sa jonima H +, otapajući hidrofosfatne ione HPO:
NH 4 + + PO 4 3– + HOH ⇆ NH 4 OH + HPO 4 2– .
Ceionsko-molekularno izjednačavanje prve faze hidrolize (NH 4) PO 4 .
4. Jednačina prve faze hidrolize u molekularnom smislu može se eliminisati direktnim povezivanjem u jednačinu NH 4 + + PO 4 3– + HOH ⇆ NH 4 OH + HPO 4 2– aniona (PO 4 3– , HPO 4 2 –) NH 4 katjoni + otopljene soli (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. Kao rezultat hidrolize u prvoj fazi, rastvoren je hidrogen fosfat anion HPO 4 2–, pa zajedno sa NH 4 + katjonima učestvuje u drugoj fazi hidrolize:
NH 4 + + HPO 4 2– + HOH ⇆ NH 4 OH + H 2 PO 4 –
(NH 4 + joni se vezuju sa OH jonima -, HPO 4 2– joni - sa H + jonima, cijepajući ove tipove molekula HOH, odnosno NH 4 OH bazu i dihidrofosfatne jone H 2 PO 4 -).
6. Jednačina druge faze hidrolize u molekularnom smislu može se oduzeti, direktno povezujući se sa jednakim NH 4 + + HPO 4 2– + HOH ⇆ NH 4 OH + H 2 PO 4 – anionima (HPO 4 2– i H 2 PO 4 – ) s NH 4 kationima + razrjeđujuće soli (NH 4) 2 HPO 4 i NH 4 H 2 PO 4:
(NH 4) 2 HPO 4 +HOH ⇆ NH 4 OH + NH 4 H 2 PO 4.
7. Kao rezultat druge faze hidrolize, rastvoreni su dihidrofosfatni anioni H 2 PO 4 - i zajedno sa kationima NH 4 + učestvuju u trećoj fazi hidrolize:
NH 4 + + H 2 PO 4 - + HOH ⇆ NH 4 OH + H 3 PO 4
(joni NH 4 + vezuju se sa jonima OH -, joni H 2 PO 4 - - sa jonima H + u cijepanju tipova HOH molekula i rastvaraju slabe elektrolite NH 4 OH í H 3 PO 4).
8. Jednačina treće faze hidrolize u molekularnom smislu može se eliminisati povezivanjem prisustva u jednakim NH 4 + + H 2 PO 4 - + HOH ⇆ NH 4 OH + H 3 PO 4 aniona H 2 PO 4 - í kationa NH 4 + í nakon što je rastvorio jačinu NH 4 H 2 PO 4:
NH 4 H 2 PO 4 + HOH ⇆ NH 4 OH + H 3 PO 4.
Kao rezultat ovih mirkuvanja uzimamo početak hidrolize:
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.
Proces hidrolize teče važnije u prvoj fazi, jer se po njoj razlikuje reakcija sredine u soli, koja hidrolizira i u smislu kationa i u smislu anjona, koji je jedan od elektrolita niske disocijacije. koji se talože u prvoj fazi, hidrolizi Wu tsomu vipadku
NH 4 + + PO 4 3– + HOH ⇆ NH 4 OH + HPO 4 2–
srednja reakcija (pH>7), opekotine jona HPO 4 2– – slab elektrolit, niži NH 4 OH: KNH 4 OH = 1,8 10 –5 > KHPO 4 2– = K III H 3 PO 4 = 1 ,3 × 10 – 12 (disocijacija jona HPO 4 2– – disocijacija H 3 PO 4 u trećoj fazi, zapremina KHPO 4 2– = K III H 3 PO 4).
Menadžer br. 10
Zabilježite molekularni i jonsko-molekularni izgled reakcija hidrolize soli (tablica 10). Unesite pH vrijednost (pH>7, pH<7 или pH=7).
Tabela 10 - Zadatak pranja broj 10
| broj opcije | Spisak soli | broj opcije | Spisak soli |
| a) Na 2 CO 3 b) Al 2 (SO 4) 3 c) (NH 4) 3 PO 4 | a) Al(NO 3) 3, b) Na 2 SeO 3, c) (NH 4) 2 Te | ||
| a) Na 3 PO 4 b) CuCl 2 c) Al(CH 3 COO) 3 | a) MgSO 4, b) Na 3 PO 4, c) (NH 4) 2 CO 3 | ||
| a) ZnSO 4 b) K 2 CO 3 c) (NH 4) 2 S | a) CrCl 3 b) Na 2 SiO 3 c) Ni(CH 3 COO) 2 | ||
| a) Cr(NO 3) 3, b) Na 2 S, c) (NH 4) 2 Se | a) Fe 2 (SO 4) 3, b) K 2 S, c) (NH 4) 2 SO 3 |
Radne tabele 10
| broj opcije | Spisak soli | broj opcije | Spisak soli |
| a) Fe (NO 3) 3 b) Na 2 SO 3 c) Mg (NO 2) 2 | |||
| a) K 2 CO 3 b) Cr 2 (SO 4) 3 c) Be (NO 2) 2 | a) MgSO 4 b) K 3 PO 4 c) Cr(CH 3 COO) 3 | ||
| a) K 3 PO 4 b) MgCl 2 c) Fe(CH 3 COO) 3 | a) CrCl 3 b) Na 2 SO 3 c) Fe(CH 3 COO) 3 | ||
| a) ZnCl 2 b) K 2 SiO 3 c) Cr(CH 3 COO) 3 | a) Fe 2 (SO 4) 3 b) K 2 S c) Mg (CH 3 COO) 2 | ||
| a) AlCl 3 b) Na 2 Se, c) Mg (CH 3 COO) 2 | a) Fe (NO 3) 3, b) Na 2 SiO 3, (NH 4) 2 CO 3 | ||
| a) FeCl 3 b) K 2 SO 3 c) Zn(NO 2) 2 | a) K 2 CO 3 b) Al(NO 3) 3 c) Ni(NO 2) 2 | ||
| a) CuSO 4, b) Na 3 AsO 4, c) (NH 4) 2 SeO 3 | a) K 3 PO 4 b) Mg (NO 3) 2 c) (NH 4) 2 SeO 3 | ||
| a) BeSO 4 b) K 3 PO 4 c) Ni(NO 2) 2 | a) ZnCl 2, Na 3 PO 4, c) Ni(CH 3 COO) 2 | ||
| a) Bi(NO 3) 3 b) K 2 CO 3 c) (NH 4) 2 S | a) AlCl 3 b) K 2 CO 3 c) (NH 4) 2 SO 3 | ||
| a) Na 2 CO 3 b) AlCl 3 c) (NH 4) 3 PO 4 | a) FeCl 3, b) Na 2 S, c) (NH 4) 2 Te | ||
| a) K 3 PO 4 b) MgCl 2 c) Al(CH 3 COO) 3 | a) CuSO 4, b) Na 3 PO 4, c) (NH 4) 2 Se | ||
| a) ZnSO 4 b) Na 3 AsO 4 c) Mg (NO 2) 2 | a) BeSO 4, b) b) Na 2 SeO 3, c) (NH 4) 3 PO 4 | ||
| a) Cr(NO 3) 3 b) K 2 SO 3 c) (NH 4) 2 SO 3 | a) BiCl 3 b) K 2 SO 3 c) Al(CH 3 COO) 3 | ||
| a) Al(NO 3) 3, b) Na 2 Se, c) (NH 4) 2 CO 3 | a) Fe(NO 3) 2, b) Na 3 AsO 4, c) (NH 4) 2 S |
Spisak referenci
1. Lur'e, Yu.Yu. Doktor analitičke hemije / Yu.Yu. Lur'e. - M.: Himija, 1989. - 448 str.
2. Rabinovich, V.A. Kratki hemijski esej / V.A. Rabinovich, Z.Ya. Khavin - L.: Hemija, 1991. - 432 str.
3. Glinka, N.L. Zagalna hemija/N.L. Glinka; za crvenu. V.A. Rabinovich. - 26. pogled. - L.: Hemija, 1987. - 704 str.
4. Glinka, N.L. Šef desnice iz globalne hemije: vodič za univerzitete / N.L. Glinka; za crvenu. V. A. Rabinovich i Kh.M. Rubin - 22. vrsta. - L.: Hemija, 1984. - 264 str.
5. Globalna i neorganska hemija: zapisi sa predavanja za studente tehnoloških specijalnosti: oko 2 godine. / Mogilov State University of Food; auto-order V.A. Ogorodnikov. - Mogilov, 2002. - Dio 1: Globalna ishrana hemije. - 96 str.
Prvobitno viđeno
ZAHALNA KEMIJA
Metodička uputstva i kontrolni zadaci
za studente tehnoloških specijalnosti
Menadžer: Ogorodnikov Valerij Anatoljović
Urednik T.L. Mateusz
Tehnički urednik O.O. Shcherbakova
Potpisan prijatelju. Format 60'84 1/16
Druk offset. Headset Times. Druk stencil
Um. pich. arc. Uch. pogled. l. 3.
Tiraž primjeraka. Zamovlennya.
Upućen u rizograf redakcije i redakcije
postaviti temelje
"Mogilov State University of Food"
1. Razrahunok pH za jake kiseline i baze.
Razrahunok pH u rasponu jakih jednobaznih kiselina i baza provodi se prema formulama:
pH \u003d - lg C do i pH \u003d 14 + lg C
De C to, C pro molarna koncentracija kiseline ili baze, mol/l
2.Rose pH za slabe kiseline i baze
Analiza pH u rasponima slabih jednobaznih kiselina i baza provodi se prema formulama: pH = 1/2 (pK do - lgC k) í pH = 14 - 1/2 (pK - lg CO)
3. Razrahunok rn u rozchinah hidrolizirajuće soli
Postoje 3 vrste hidrolize soli:
a) hidroliza soli anjonom (snagu stvara slaba kiselina i jaka baza, na primjer CH 3 COO Na). pH vrijednost se izračunava prema formuli: pH = 7 + 1/2 pK do + 1/2 lg C
b) hidroliza soli katjonom (snaga se postiže slabom bazom i jakom kiselinom, na primjer NH 4 Cl).
c) hidroliza soli katjonom i anjonom (jačina se postiže slabom kiselinom i slabom bazom, na primjer CH 3 COO NH 4). U ovom slučaju, pH rozrachunke treba voditi prema sljedećoj formuli:
pH = 7 + 1/2 pK do - 1/2 pK o
Ako je jak sa slabom bogato-baznom kiselinom ili slabom bogatom-protičnom bazom, tada se u obnavljanju formule (7-9) pH vrijednost daje vrijednosti pK do i pK za ostatak disocijacije
4. Razrahunok pH u različitim sumama kiselina i baza
Prilikom sipanja kiselih baza, pH sume se oduzima od količine uzete kiseline i baza te jačine.
4. Tampon sistemi
Za bafer sisteme može se vidjeti sumish:
a) slaba kiselina i njena sol, na primjer CH 3 COO H + CH 3 COO Na
b) slaba bazična sol, na primjer NH 4 OH + NH 4 Cl
c) zbir kiselih soli različite kiselosti, na primjer NaH 2 PO 4 + Na 2 HPO 4
d) zbir kiselih i srednjih soli, na primjer NaNCO 3 + Na 2 CO 3
e) zbir bazičnih soli različite bazičnosti, na primjer Al(OH) 2 Cl + Al(OH)Cl 2 itd.
Razrahunok pH u pufer sistemima slijede formule: pH = pK do - lg C to / C í pH = 14 - pK o + lg C pro / C s
Puferiranje kiselina i baza, Henderson-Haselbach omjer. Značajna karakteristika. Princip díí̈. Rozrahunok pH puferiran. Kapacitet bafera.
tamponima - Sistemi koji poboljšavaju vrijednost bilo kojeg parametra (pH, potencijal sistema, itd.) prilikom promjene skladišta sistema.
Kiselinska baza se naziva puferovanje , koji uzima približno istu pH vrijednost pri dodavanju velikih količina jake kiseline ili jake baze, kao i pri koncentraciji. Razlike kiselinsko-baznog pufera mogu se ublažiti slabim kiselinama i bazom koja im se dodaje. Jaka kiselina, kada se doda u omjer pufera, "transformira" se u slabu kiselinu, a jaka baza u slabu bazu. Formula za rosrachun pH pufer roszin: pH = pK o + lg C o /WITH h Tse jednako Henderson-Hasselbach . Sa ovog nivoa, jasno je da pH opsega pufera treba da se deponuje u prisustvu spivvídnoshennia koncentracije slabe kiseline i osnovne baze. Krhotine se ne mijenjaju tokom sezone parenja, tada pH razlika ostaje konstantna. Razvod ne može biti bez granica. Sa čak i značajnim razrijeđenim pH razlika će se promijeniti, krhotine će, prvo, koncentracija komponenti postati mala, pa neće biti moguće prevladati autoprotolizam vode, već na drugi način, koeficijenti aktivnosti nenabijenih a nabijene čestice na drugačiji način leže u jonskom.
Promjena pufera održava konstantnu pH vrijednost kada se dodaju samo male količine jake kiseline ili jake baze. Stabilnost raspona pufera "oslanja se" na promjene pH vrijednosti za taloženje zbog koncentracije slabe kiseline i baze povezane s njom, kao i zbog njihove ukupne koncentracije - a karakterizira je kapacitet pufera.
Kapacitet bafera - korištenje beskonačno malog povećanja koncentracije jake kiseline ili jake baze u razlici (bez promjene volumena) istovremeno s povećanjem promjene pH (stranica 239, 7,79)
U jako kiselim i jako mlakim sredinama kapacitet pufera je značajno povećan. Varijacije, u kojima se postiže visoka koncentracija jake kiseline ili jake baze, također mogu ublažiti snagu.
Kapacitet pufera je maksimalan pri pH = RK. Da bi se održala trenutna pH vrijednost, treba izabrati takav raspon puferiranja, u kojem je pKu vrijednost uključena u th skladište slabe kiseline i bliža je th pH. Buffer rozchin maê sens vikoristovuvaty pídtrimki rn, scho znajdatsya u intervalu pKa + _ 1 . Takav interval naziva se radna sila tampon-a.
19. Osnovni pojmovi vezani za složene pojmove. Klasifikacija složenog spoluka. Konstante ekvivalencije, koje su pobjedničke za karakterizaciju složenih slučajeva: konstante osvjetljenja, konstante disocijacije (glava, stepenica, termodinamička, realna i mentalna koncentracija)
U većini slučajeva, kompleks se naziva čestica, nastala kao rezultat interakcije donora i akceptora centralnog atoma (jona), nazvanog formiranjem kompleksa, i naelektrisanih ili neutralnih čestica, zvanih ligandi. Tvorac kompleksa i ligandi su krivi nezavisno od činjenice da je u sredini potreban r-cija tvorca kompleksa.
Kompleksno poslovanje se sastoji od interne i eksterne sfere. K3(Fe(CN)6) - K3-spoljna sfera, Fe-kompleksirajući agens, CN-ligand, agens za kompleksiranje + ligand = unutrašnja sfera.
Broj donorskih centara u ligandu, koji je isti u interakciji donor-akceptor sa uspostavljenim kompleksnim dijelom, naziva se dentitet. Ligandi su monodentatni (Cl-, H2O, NH3), bidentatni (C2O4(2-), 1,10-fenantrolin) i polidentatni.
Broj donorskih centara liganada naziva se koordinacijskim brojem, iz takvih interakcija centralni atom. Imenovana osoba ima primjer: 6-koordinacijski broj. (Ag(NH3)2)+ -koordinacioni broj 2, pošto je amonijak monodentatni ligand, i (Ag(S2O3)2)3- - koordinacioni broj 4, pošto je tiosulfatni jon-bidentatni ligand.
Klasifikacija.
1) Ugar po svom naboju: anjonski ((Fe(CN)6)3-), katjonski ((Zn(NH3)4)2 +) i nenabijen ili kompleksno-neelektrolitički (HgCl2).
2) Ugar po broju atoma metala: mononuklearni i polinuklearni kompleksi. Ispred skladišta mononuklearnog kompleksa ulazi jedan atom metala, a ispred skladišta polinuklearnog kompleksa dva i više. Čestice polinuklearnog kompleksa, koje osvetljavaju iste atome metala, nazivaju se homonuklearnim (Fe2(OH)2)4+ ili Be3(OH)3)3+, a atomi retkih metala, koji se osvete, nazivaju se heteronuklearni (Zr2Al(OH) 5)6+ ).
3) Tip liganada u zaleđu: homogeni ligandi i različiti kompleksi liganda (smišanoligandi).
Kelatno-ciklični kompleks jona metala sa polidentatnim ligandima (zvučni organski), u kojima centralni atom može ući do skladišta jednog ili decilnog ciklusa.
Constanti. Mineralnost kompleksnog jona karakteriše njegova konstanta disocijacije, kako se naziva konstanta nestabilnosti.
Zapravo, podaci o koracima konstante nestabilnosti po danu su potkrijepljeni općom konstantom nestabilnosti kompleksnog jona:
Glavna konstanta neotpora je skuplja za dopunu koraka višedijelnih konstanti otpora.
U analitičkoj hemiji, konstante stabilnosti preostalog sata zamjenjuju se konstantama stabilnosti kompleksnog jona: 
Konstanta stabilnosti se uzima u obzir prije procesa usvajanja kompleksnog jona i povratna vrijednost konstante stabilnosti je: Kush = 1/Knest.
Konstanta stabilnosti karakterizira stabilnost kompleksa.
Termodinamička i koncentracijska konstanta div. strana 313.
20. Uticaj različitih faktora na proces formiranja kompleksa i stabilnost kompleksnog spoluka. Priliv koncentracije reaguju na kompleksiranje. Razrakhanok molarnih ponora velikih metalnih jona i kompleksa u jednakim količinama.
1) Stabilnost kompleksnog spoluka na taloženje u prirodi kompleksotvornog i ligandiv. Za dodatnu pomoć može se objasniti pravilnost promjene stabilnosti kompleksa bogatih metala s različitim ligandima. Teorije tvrdih i mekih kiselina i baza (HMCA): meke kiseline se jače talože s mekim bazama, a tvrde kiseline - sa tvrdim. Ligandi (f. baze), i Ag+ ili Hg2+ (m. to-ty) sa S-soda Ligandi (m. bazični) Kompleksi metalnih katjona sa polidentatnim ligandima yavl.
2) jonska snaga. U trenutku povećanja jonske snage i promjene koeficijenata aktivnosti jona, stabilnost kompleksa se mijenja.
3) temperatura. Ako je, kada je kompleks osvijetljen, delta H veća od 0, onda kada temperatura poraste, stabilnost kompleksa se povećava, ako je delta H manja od 0, onda se mijenja.
4) nuspojave. Nakon dodavanja pH stabilnosti kompleksa, deponujte prirodu liganda centralnog atoma. Ako je baza kompleksa veća ili manja, onda kada se pH snizi, protonacija takvih liganada i promjena u molarnom dijelu formiraju ligand, koji učestvuje u uspostavljenom kompleksu. Priliv pH će biti jači, što je veća snaga date baze i manja je stabilnost kompleksa.
5) koncentracija. Sa povećanjem koncentracije liganda mijenja se koncentracija slobodnih iona metala, umjesto kompleksa sa velikim koordinacijskim brojem. Ako postoji višak metalnih jona u rastvoru, dominuvatim je monoligandni kompleks.
Molarni udio metalnih jona koji nisu povezani sa kompleksom
Molarni dio složenih dijelova
Poznato je da koncentracije soli koje se hidroliziraju stagniraju u medicinskoj praksi. Dakle, kada kiseline dođu na kožu, rane diljanke se tretiraju vodom, a zatim natrijum karbonatom Na 2 CO 3 . Takva metoda omogućava neutralizaciju viška kiseline, komadići vode Na 2 CO 3 mogu dovesti do reakcije lokve. Međutim, malo je vjerovatno da će količina Na 2 CO 3 stagnirati kako bi se smanjila povećana kiselost soka koji se skuplja kroz visoku lokvicu. Za ove svrhe, koncentracije natrijum bikarbonata NaHCO 3 karakterišu niže pH vrednosti. Za ovu vezu, kako bi se tačno uskladio lijek koji se zasniva na hidrolizi, liječnik treba procijeniti pH vrijednosti soli koje se hidroliziraju.
1. Na različite vrste soli NH4Cl:
de , PC,- Negativne desetine logaritma drugih vrijednosti.
Oscilki na t 0 = 20-25 0 C = 14, zatim, također:
2. Vrsta soli CH 3 COONa:
3. Na različite vrste soli NH4CN:
U slučaju pariteta = razlomački dio formule će se pretvoriti u nulu i pH = 7.
Ako je snaga hidrolize u koracima kilke, onda se može uzeti u obzir da je pH vrijednost razlike u količini soli važnija od prvog koraka hidrolize.
Etaloni cherishenya zavdan
1. Izračunajte konstantu i stupanj hidrolize soli NH 4 Cl u smislu (NH 4 Cl) = 0,1 mol / l, tj. (NH 3 × H 2 O) = 1,8 × 10 - 5.
NH 4 Cl + H-OH ⇄ NH 3 ∙H 2 O + HCl2. Izračunati konstantu i korak hidrolize Na 2 CO 3 prema prvom koraku u rasponu od (Na 2 CO 3) = 0,01 mol/l, što je za H 2 CO 3 = 4 × 10 - 7; = 5×10-11.
Hidroliza Na 2 CO 3 se često javlja:
Na 2 CO 3 + H-OH ⇄ NaHCO 3 + NaOH (1 stepen)
Na kratkotrajni pogled, ljubomora izgleda ovako:
CO 3 2 - + H-OH ⇄ HCO 3 - + VÍN -NaHCO 3 + H-OH ⇄ H 2 CO 3 + NaOH (2 koraka)
HCO 3 - + H-OH ⇄ H 2 CO 3 + BIN -Hidrolizom Na 2 CO 3 u prvom koraku se proizvodi do otopine hidrokarbonatnog jona HCO 3 -, koji je slab elektrolit:
HCO 3 - ⇄ H + + CO 3 2 -
Dane izjednačenje disocijacije H 2 CO 3 drugog stupnja karakterizira konstanta (H 2 CO 3) = 5 × 10 - 11.
3. Podesite korake hidrolize NaNO 2 u različitim solima sa koncentracijama od 0,1 i 0,001 mol / l, tako da (HNO 2) = 4 × 10 - 4.
Unesite vrijednost: 1 = 0,1 mol/l; Z 2 \u003d 0,001 mol / l.
Todi: 
; 
.
Podijelimo jedan viraz na drugi i uzmemo ga:
NaCN + H-OH ⇄ HCN + NaOH
pH > 7 medij je blago mlak.
6. Saznajte razliku u pH između Na 2 S i NaHS sa istim koncentracijama soli, kao što je (H 2 S) = 7, (H 2 S) = 13.
Vídnímemo od prvog jednak drugom i otrimaêmo:
Hrana za samokontrolu
1. Koji se proces naziva hidroliza soli?
2. Koji je razlog za promjenu pH vrijednosti za hidrolizu rahunoka?
2. Koje vrste soli su poznate za hidrolizu u maloprodaji? Donesite primjere.
3. Zašto soli poput NaCl, KI, CaCl 2 ne prepoznaju hidrolizu?
4. U nekim vrstama hidrolize soli nastaju kisele (bazne) soli? Donesite primjere.
5. Koje vrste vremena doživljavaju nepovratnu hidrolizu soli? Donesite primjere.
6. Koji se produkti rastvaraju u interakciji hrom (III) hlorida i amonijum sulfida (NH 4) 2 S u vodi?
7. Šta se naziva hidrolizna konstanta? Koje brade pasti, a preko kojih ne pasti je hidrolizna konstanta?
8. Šta se naziva korak hidrolize? Kako je to povezano sa konstantom hidrolize različitih vrsta soli?
9. Koje faktore treba dodati vrijednosti koraka hidrolize soli?
10. Zašto se hidroliza povećava na povišenim temperaturama?
11. Za neke vrste soli, razlika se praktično ne dodaje koracima hidrolize?
12. Na koji način se FeCl 3 može hidrolizirati dok se Fe(OH) 3 ne otopi?
13. Prilikom hidrolize ovih soli pH je blizu 7?
14. Zašto NaHCO 3 može biti slabo kisela reakcija, a zašto je NaHSO 3 slabo kisela reakcija? (H2CO3) = 4×10-7, (H2SO3) = 1,7×10-2.
15. Potrebno je pripremiti različite FeSO 4 soli tokom hidrolize, jer se uspostavlja mala raznolikost tla (zamućenost). Koju podlogu (kiselu i lokvastu) treba pripremiti da bi se uklonila njegova zamućenost? Zašto?
Opcije za nezavisnu viziju
Opcija broj 1
1. Napišite jednačinu za hidrolizu (u smislu molekularnog i jonskog izgleda) i reakciju medija promjene vode u preraspodjelu soli: Na 2 SO 4 , FeCl 2 , Na 2 S.
3. Izračunajte pH vrijednost između CH 3 COOK i C(CH 3 COOK) = 0,005 mol/l, dakle (CH 3 COOH) = 1,8 x 10 - 5 .
Opcija broj 2
1. Napišite jednačinu za hidrolizu (u smislu molekularnog i jonskog izgleda) i reakciju medija promjene vode u preraspodjelu soli: MnSO 4 , KI, Na 2 SiO 3 .
3. Izračunajte pH vrijednost između NaNO 2 C(NaNO 2) = 0,01 mol/l, tj. (HNO 2) = 4×10 - 4 .
4. Promenite vrednosti konstanti hidrolize Pb(NO 3) 2 prema prvom i ostalim koracima, kao za Pb(OH) 2 = 9,6×10 - 4; = 3×10-8.
Opcija broj 3
1. Napišite jednačinu za hidrolizu (u smislu molekularnog i jonskog izgleda) i reakciju medija promjene vode u preraspodjelu soli: Ca (NO 3) 2 , Na 2 SO 3 , Cu (NO 3) 2 .
2. Izračunajte konstantu i korak hidrolize KClO u opsegu od C(KClO) = 0,1 mol/l, odnosno (HClO) = 5,6×10 - 8.
3. Izračunajte pH vrijednost soli KCN sa C(KCN) = 0,05 mol/l, dakle (HCN) = 8×10 - 10.
Opcija broj 4
1. Napišite jednačinu za hidrolizu (u smislu molekularnog i jonskog izgleda) i reakciju medija promjene vode u preraspodjelu soli: K 3 PO 4 , CaCl 2 , ZnCl 2 .
2. Podesite korake hidrolize NaCN u različitim vrstama sa molarnom koncentracijom ekvivalenta soli od 0,1 i 0,001 mol/l xxo (HCN) = 8×10 - 10.
3. Izračunajte pH vrijednost između NH 4 NO 3 i C(NH 4 NO 3) = 0,1 mol/l, dakle (NH 3 × H 2 O) = 1,8 × 10 - 5.
Opcija broj 5
1. Napišite jednačinu za hidrolizu (u smislu molekularnog i jonskog izgleda) i reakciju medija promjene vode u preraspodjelu soli: CuSO 4 , Li 2 S, NaBr.
3. Izračunajte pH vrijednost NH 4 I s koncentracijom soli od 0,02 mol / l, tako da (NH 3 × H 2 O) = 1,8 × 10 - 5.
4. Izjednačiti vrijednosti konstanti hidrolize Na 2 SiO 3 u prvom i ostalim koracima, kao za H 2 SiO 3 = 1,3 × 10 - 10; = 2×10-12.
Opcija broj 6
1. Napišite jednačinu za hidrolizu (u smislu molekularnog i jonskog izgleda) i reakciju medija promjene vode u preraspodjelu soli: SrCl 2 , Fe (NO 3) 3 , K 2 S.
2. Izjednačiti korak hidrolize NaF u različitim vrstama sa molarnom koncentracijom ekvivalenta soli od 0,2 i 0,002 mol/l. (HF) \u003d 6,6 10 - 4.
3. Izračunajte pH vrijednost razlike između HCOOH i molarne koncentracije soli od 0,05 mol/l, dakle (HCOOH) = 2,2 × 10 - 4.
Opcija broj 7
1. Napišite jednačinu za hidrolizu (u smislu molekularnog i jonskog izgleda) i reakciju medija promjene vode u preraspodjelu soli: NaNO 3 , ZnSO 4 , Ca(OCl) 2 .
3. Izračunajte pH vrijednost C 6 H 5 COONa sa koncentracijom soli od 0,01 mol/l, odnosno (C 6 H 5 COOH) = 6,3×10 - 5.
Opcija broj 8
1. Napišite jednačinu za hidrolizu (u smislu molekularnog i jonskog izgleda) i reakciju medija promjene vode u preraspodjelu soli: Pb (NO 3) 2 , CaS, KC1.
2. Izjednačiti vrijednosti konstanti i koraka hidrolize NaF i NaCN soli u različitim koncentracijama, tj. (HF) = 6,6 × 10 - 4; (HCN) = 8×10 - 10 .
3. Izračunajte pH vrijednost CH 3 COONH 4 s molarnom koncentracijom soli od 0,05 mol / l, tj. (CH 3 COOH) = 1,8 × 10 - 5; (NH 3 × H 2 O) = 1,8 × 10-5.
Opcija broj 9
1. Napišite jednačinu za hidrolizu (u smislu molekularnog i jonskog izgleda) i reakciju medija promjene vode u preraspodjelu soli: Ba (NO 3) 2 , NiCl 2 , K 2 SO 3 .
3. Izračunati pH vrijednost soli KF sa koncentracijom od 0,001 mol/l, gdje je (HF) = 6,6×10 - 4.
Opcija broj 10
1. Napišite jednačinu za hidrolizu (u smislu molekularnog i jonskog izgleda) i reakciju medija promjene vode u preraspodjelu soli: CoSO 4 , Na 2 C 2 O 4 , Sr (NO 3) 2 .
2. Uravnotežite vrijednosti konstanti i koraka hidrolize NH 4 F u različitim koncentracijama od 0,02 mol / l i 0,002 mol / l, tj. (HF) = 6,6 × 10 - 4, (NH 3 × H 2 O) \u003d 1 ,8×10-5.
3. Izračunajte pH vrijednost NH 4 CN s koncentracijom od 0,01 mol / l, tako da (HCN) \u003d 8 × 10 - 10 (NH 3 × H 2 O) = 1,8 × 10 - 5.
4. Promijeniti vrijednosti konstanti hidrolize Na 2 S u prvom i ostalim koracima, tj. (H 2 S) = 1 × 10 - 7; (H 2 S) \u003d 1 × 10 - 13.
Opcija broj 11
1. Napišite jednačinu za hidrolizu (u smislu molekularnog i jonskog izgleda) i reakciju medija promjene vode u preraspodjelu soli: BaS, K 2 SO 4, CrCl 3.
2. Izračunajte konstantu i korak hidrolize HCOONa pri različitoj koncentraciji molarne soli od 0,001 mol/l, tj. (HCOOH) = 2,2×10 - 4.
3. Izračunajte pH vrijednost NH 4 F s koncentracijom od 0,02 mol / l, tako da (NH 3 × H 2 O) = 1,8 × 10 - 5 (HF) = 6,6 × 10 - 4.
Opcija broj 12
1. Napišite jednačinu za hidrolizu (u smislu molekularnog i jonskog izgleda) i reakciju medija promjene vode u preraspodjelu soli: Ni(NO 3) 2 , K 2 CO 3 , VaS1 2 .
2. Izjednačiti vrijednosti konstanti koraka u hidrolizi NH 4 NO 3 pri različitim koncentracijama soli od 0,02 i 0,002 mol/l, jakšo (NH 3 × H 2 O) = 1,8 × 10 - 5.
3. Izračunajte pH vrijednost razlike između KClO i koncentracije soli od 0,04 mol/l, odnosno (HClO) = 5,6×10 - 8.
Opcija broj 13
1. Napišite jednačinu za hidrolizu (u smislu molekularnog i jonskog izgleda) i reakciju medija promjene vode u preraspodjelu soli: NaI, K 2 SiO 3 , Fe 2 (SO 4) 3 .
2. Izračunajte konstantu i stepen hidrolize C 2 H 5 COONa u rasponu od (C 2 H 5 COONa) = 0,l mol/l, yakcho (C 2 H 5 COOH) = 1,3 × 10 - 5.
3. Izračunajte pH vrijednost NaHCO 3 sa koncentracijom od 0,1 mol/l, tj. (H 2 3 ) = 4×10 - 7 , (H 2 CO 3 ) = 5×10 - 11 .
Opcija broj 14
1. Napišite jednačinu za hidrolizu (u smislu molekularnog i jonskog izgleda) i reakciju medija promjene vode u preraspodjelu soli: Na 2 HPO 4 , KNO 3 , Bi(NO 3) 3 .
2. Izračunajte stupanj hidrolize NH 4 F u smislu (NH 4 F) = 0,02 mol / l, čak (HF) = 6,6 × 10 - 4, (NH 3 × H 2 O) = 1,8 × 10-5.
Hidroliza soli reakcijom intermodalnosti jona soli s vodom, uslijed čega se stvaraju slabi elektroliti. Rožčin neutralnog z'ednannya - soli - nabubri zbog svoje kisele ili lokve reakcije. Očigledno, soli se same rastvaraju zbog reakcije neutralizacije, uz interakciju kiselina i baza. Od svih vrsta soli, samo tri vrste se mogu primijeniti na hidrolizu, koje se uspostavljaju u interakciji:
1) slaba kiselina i jaka baza;
2) jake kiseline i slabe baze;
3) slaba kiselina i slaba baza.
Četvrta vrsta soli, koje se rastvaraju interakcijom jake baze i jake kiseline, na primjer, NaOH i HCI, za reakciju
NaOH+HCI=NaCl+N2O
hidroliza nije dozvoljena, jer je jačina koju NaCl otapa takođe jak elektrolit i u vodi molekule disociraju na hidrataciju (tobto. izoštrene molekulima vode) jona Na+ i Cl-. Istovremeno, 2N 2 O ↔ N Z O + + VÍN - se ne razgrađuje i, stoga, hidroliza ne funkcionira, praznine postaju neutralne. PH ruzmarina takve razlike je 7.
Pogledajmo hidrolizu kože tipa soli Okremo.
1. Ako je jak sa slabom očnom kiselinom CH 3 COOH i jakom bazom NaOH, na primjer natrijum acetatom CH 3 COONa, tada se piše jednaka hidroliza na sljedeći način:
● u molekularnom obliku
CH 3 COOHa + H 2 O CH 3 CSON + NaOHl; (2.8 a)
● u jonskom obliku
CH Z COO - + Na + + H 2 0 CH 3 COOH+Na + + VIN -; (2,8 b)
● kratka jonska forma
CH 3 COO - + H 2 0 CH 3 COOH + + VIN - . (2,8 st)
Kao što se vidi iz indukcije nivoa, tokom hidrolize CH 3 COONa putem vezivanja acetat-jona sa jonima u vodi, voda u slaboj očnoj kiselini u opsegu akumulira ione BIN - i pH će biti veći od 7 .
Jednaka reakciona konstanta (2.8.c) zapisuje se na:
. (2.9)
Uzimajući koncentraciju vode sa vrijednošću konstante i kombinujući je sa konstantom K sa, uzimamo viraz za konstantnu hidrolizu:
. (2.10)
Virazivši kroz jonski dobutok vode, možda
. (2.11)
Tako kao u ostalom 
je vrijednost, povratna konstanta disocijacije oktične kiseline 
,
virazu za stalnu hidrolizu soli, napravljenu sa slabom kiselinom i jakom bazom (2.10), zapišite ofanzivni rang:
Kao što je očito iz ostatka formule, niža slaba kiselina, tobto. Što je manja konstanta disocijacije, što je svijet veći, to je jača hidroliza.
Na primjer, proces hidrolize se također može okarakterizirati korakom hidrolize "h", koji je omjer broja molekula soli, koji je prepoznat kao hidroliza, prema broju molekula u klipu. Koncentracija tog dijela soli, kako je dat na hidrolizu, bila je brojčano veća od koncentracije jona VÍN - na drugi način, jak, u svojoj liniji, vjerovatno je bila do jednaka (2,8c) više od koncentracije kiseline, koja je odobrena, tobto.
[CH 3 COOH] \u003d [BIN -] \u003d h ∙ C,
de C - primarna koncentracija CH 3 COOHa, g-mol/l. Koncentracija acetatnih jona [CH 3 COO - ] veća od maloprodajne
[CH 3 COO -] \u003d C - h ∙ C = C ∙ (1-h).
Uz korekciju unesene vrijednosti h, uzimamo u obzir viraz, koji povezuje konstantu i stepen hidrolize:
. (2.13)
Sa vrijednošću h na baneru ostatka viraza moguće ga je prevazići, a onda se formula (2.13) može napisati na sljedeći način:
zvijezde. (2.15)
Korak hidrolize je veći, što je veći broj razblaženja, kao i što je temperatura veća, do te mere da K W raste sa povećanjem temperature. Dodatak rozchin ioniv VIN - zgídno z principom pomicanja rívnovag Le Chatelier, bude prigíchuvat protses gidrolizu.
Ako je dovoljno jak s bogatom bazičnom kiselinom, tada je proces hidrolize važniji u prvom koraku. Tako, na primjer, jednako hidrolizi sode Na 2 CO 3 napišite kako slijedi:
CO 3 2- + H 2 O ↔ HCO 3 - + OH -
a konstanta hidrolize je određena vrijednošću konstante disocijacije ugljične kiseline u prvom koraku:
H 2 CO 3 ↔ H ++ HCO 3 -
Za ottremannyu formulu za rozrachunku pH rozchinív, scho utavlyuyutsya kao rezultat hidrolize, pretvara virazu (2.10), za koju je prihvatljivo da je vrijednost koncentracije acetat-iona kroz mali korak hidrolize praktična
tobto. koncentracija iona u hidroksidu [OH - ], koji je dobiven kao rezultat hidrolize, veća je [OH - ] \u003d C. (2.17)
Kako ubrzati na momente sa operatorom p ≡ -lg, a zatim zapišite kako
pOH = -lg = , (2.18)
inače, vrakhovuchi virazi (2.7. i 2.12)
pH = 14 - = 7 + 
. (2.19)
2. Koliko jaku čine jaka kiselina i slaba baza,
NH 4 0H + HCl, \u003d NH 4 Cl + H 2 Pro,
tada se jednako hidrolizi piše ovako:
● u molekularnom obliku
N H 4 Cl + H 2 0 = NH 4 0H + HCl; (2.20 a)
● u jonskom obliku
NH + 4 + Cl -, + 2H 2 0 \u003d NH 4 0H + H 3 0 + + Cl -; (2,20 b)
● kratka jonska forma
NH + 4 + 2H 2 0 = NH 4 0H + H 3 0 +. (2,20 in)
Konstanta hidrolize u bilo kom pravcu koji vidim
.(2.21)
Ako pomnožite broj i zastavu vašeg jednakog sa [OH -], onda ću viraz za K G u budućnosti tražiti
. (2.22)
U trenutku razblaženog rastvora moguće je prihvatiti da je koncentracija hidrolizovanog dela soli, što je važno [H 3 0 + ], dobra koncentracija baze, tobto. = , A koncentracija iona je jednaka koncentraciji soli (C). Todi 
(2.23)
Takođe, koncentracija jona u hidroksonijumu, koja je dobijena hidrolizom,
= . (2.24)
Ubrzavanje vrijednosti p = – lg; uzeti
pH == 7 - 
. (2.25)
Korak hidrolize
. (2.26)
Također, ako je baza slaba (što je manje), onda koncentracija jona u razlici odgovara više, tobto. postoji više hidrolize soli, napravljene sa jakom kiselinom i slabom bazom. Ako se doda razlika, oni mogu biti oslabljeni ili zapobígti proces hidrolize, tako da je dobro za jednake (2,20 in) jednake kada se pomakne ulijevo.
3. Hidroliza soli, titrirane slabom bazom i slabom kiselinom, na primjer, amonijum acetat CH 3 COONH 4 prema shemi
CH 3 COONH 4 + H 2 O ↔ CH 3 COOH + NH 4 OH,
može ponovo procuriti.
Konstanta hidrolize
. (2.27)
pH takve razlike treba taložiti samo ovisno o vrijednostima konstanti disocijacije kiseline i baze, a ne u zavisnosti od koncentracije soli:
= (2.28)
і 
. (2.29)
Na taj način soli se podvrgavaju hidrolizi, uslijed čega se uspostavlja slab elektrolit, snižavajući temperaturu.
2.4. tamponima
Puferi se nazivaju vodene otopine elektrolita, koje održavaju praktično konstantnu pH vrijednost pri razrjeđivanju ili dodavanju malih količina kiseline u vodu. Razlike pufera su pomiješane ili sa slabom kiselinom i soli, napravljenom sa jakom kiselinom i jakom bazom, ili sa slabom bazom i jakom kiselinom, napravljenom sa jakom kiselinom i jakom kiselinom.
Yakscho, na primjer. da se razvoju slabe oktične kiseline CH 3 COOH doda jačina, kako bi se osvetio isti anion (na primjer, natrijum acetat CH 3 COOHa), tada, prema principu Le Chateliera, jednaka procesu disocijacije kiseline
CH 3 COOH ↔ CH 3 COO - + H + (2,30)
Ostat će lijevo, što je praktično za gušenje procesa disocijacije kiseline i koraka disocijacije α na nulu (α = 0).
Snaga će biti nacionalno odvojena u korist jednakih
CH 3 COOHa ↔ CH 3 COO - + Na + (2,31)
U ovom slučaju, u zbiru kiselina i soli, koncentracija nedisociranih molekula kiselina je veća od stvarne koncentracije kiseline C kiseline, a koncentracija acetatnih jona u CH 3 COO je stvarna koncentracija soli C.
Kako staviti qi vrijednosti u viraze za konstantu disocijacije kiseline
, (2.32)
tada je koncentracija jona [H 3 O + ] na različitim nivoima veća
(2.33)
. (2.34)
Na taj način, da bi se odredio pH razlike pufera, savijenog slabom kiselinom i solju, zasićenog kiselinom i jakom bazom, potrebno je poznavati samo klipove.
centriranje ovih komponenti.
Za zbir slabih baza NH 4 OH i njene soli NH 4 Cl, anjona kao što je anjon jake hlorovodonične kiseline, koji se kreće naprijed, može se pokazati da je kiselost takvog raspona jednaka
, (2.35)
a pH sume pufera je jednak
pH = p - lg. (2.36)
Na osnovu šumskih ugara vidi se da se pH puferskih naslaga ne može taložiti u jesen, tako da se u ovom padu, međutim, mijenja koncentracija kiseline i koncentracija soli (ili baza i soli). iu ovom slučaju koncentracija ostaje nepromijenjena. Tse persha karakteristična karakteristika veličine pufera.
Ako dodate malu količinu kiseline puferu na vrijednost pufera, tada će se pH ovih razlika neznatno promijeniti. Cijena pirinča prijatelja.
Na primjer, što se tiče razlike u acetatnom puferu, da se kompenzira suma CH3 COOH i CH 3 COONa, da se doda mala količina HCI, tada će natrijum acetat stupiti u interakciju sa hlorovodoničnom kiselinom, što će povećati disocijaciju u H 3 Pro + i Cl ioni - prema shemi
CH 3 COO - + Na + + H 3 O - + Cl - ↔ CH 3 COOH + Na + + Cl -. + H 2 Pro
Promjena koncentracije jona [H 3 0 +], kao i pH razlika, prema jednadžbi (2.36), se praktično ne uzima u obzir. Što je manja promjena pH vrijednosti pri dodavanju kiseline ili baze, to je jači pufer. To područje koncentracije, za koje su razlike pH pufera praktički nepromijenjene, naziva se kapacitet pufera:
Na ovaj način, kapacitet pufera je količina g-ekvivalentne kiseline ili abolulu, tako da možete dodati do 1 litar pufera da promijenite pH vrijednost za jedan. Odstupanja pufera se naširoko koriste za usklađivanje standardnih varijansi sa istim pH vrijednostima kada se kalibriraju različiti dodaci koji kontroliraju kiselost varijansi, na primjer, pH metri.
Predavanje br. 12. Elektrolitička disocijacija vode.
Bez obzira na one kojima se voda tretira neelektrolitom, ona se često odvaja od odobrenog hidroksidnog kationa i hidroksidnog anjona:
H 2 O + H 2 O H 3 O + + OH -
Često je napisan pojednostavljeni oblik snimanja ovog procesa:
H 2 O H + + OH -
Qia equal karakterizira dvostruka konstanta:
Krhotine u čistoj vodi i vodene ruže = const, ovaj viraz se može transformirati u uvredljiv oblik:
K W =
Otrimanova konstanta naziva se jonski vitvir vode. Za 25 ° C K W \u003d 10 -14. Pokazuje da čista voda ima neutralne vrijednosti = = Ö10 -14 = 10 -7 . Očigledno je da kiseli imaju >10 -7, a lokve< 10 -7 . На практике часто пользуются indikator koncentracije kationa u vodi- Negativan deseti logaritam (pH = -lg). U kiselom pH< 7, в щелочных pH >7 u neutralnom mediju pH = 7. Slično, možete unijeti hidroksilni indikator pOH = -lg. Vodneve i hidroksilne indikacije za jednostavno spiving: pH + pOH = 14.
Pogledajte pH vodenih rastvora jakih i slabih kiselina.
Kundak br. 1. Centimolarni opseg (0,01 mol/l) hlorovodonične kiseline (jaka jednobazna kiselina).
HCl \u003d H + + Cl -
C HCl = 0,01; pH = -lg 0,01 = 2
Kundak br. 2. Centimolarna razlika (0,01 mol/l) u odnosu na natrijum hidroksid (jaka monokiselina baza).
NaOH \u003d Na + + OH -
C NaOH = 0,01; pOH = -lg 0,01 = 2;
pH = 14 - pOH = 12
Kundak br. 3. Centimolarni opseg (0,01 mol/l) optičke kiseline (slaba jednobazna kiselina).
CH 3 COO - + H + CH 3 COOH
Jednaka reakcija je jaka, sho = . Za slab elektrolit » C. Stavimo ovu formulu u konstantu kiselinske disocijacije oktoične kiseline i rješivu eliminaciju viraza:
= 1,75×10 -5; ; »
pH = - lg = -1/2 (lgK a + lgC) = 1/2 (pK a - lgC) = 1/2 (4,75 + 2) = 3,38
Slučaj br. 4. Centimolarni opseg (0,01 mol/l) amonijaka (amonijum hidroksid, slaba monokiselina baza).
NH 3 + H 2 O NH 4 + + OH -
Jednaka reakcija je jaka, sho = . Oskilki amonijum hidroksid je slab elektrolit, zatim » C. Zamjenom ovih formula u konstantu ionizacije amonijaka kao baze, možemo uzeti:
= 1,8×10 -5; ; =
pOH \u003d -lg \u003d 1/2 (pK b - lgC);
pH = 14 - pOH = 14 + 1/2 (lgC - pK b) = 14 + 1/2 (-2 - 4,76) = 10,62
Hidroliza soli . Inspekcija kiselosti vodenih soli u smislu kiselosti čista voda označeno njihovom hidrolizom. Hidroliza - razmjena govora vodom. Za šiling do hidrolize soli, dijeli se na chotiri tipi:
1. Soli napravljene sa jakom kiselinom i jakom bazom (na primjer, NaCl, Na 2 SO 4) ne podliježu hidrolizi. Vodene razlike takvih soli mogu imati neutralnu reakciju (pH = 7).
2. Soli, napravljene sa slabom bazom i slabom kiselinom, hidroliziraju se od strane značajnog svijeta i često nepovratno, npr.
Al 2 S 3 + 6H 2 O \u003d 2Al (OH) 3 + 3H 2 S
Kiselost ovih varijanti je karakterističnija za govor, a zvuk je blizu neutralnog (pH "7).
3. Soli, zasićene slabom bazom i jakom kiselinom, hidroliziraju se reverzibilno, povezujući hidroksidne anjone, i na taj način formirajući kiselu reakciju raspadanja (pH< 7). Например, гидролиз хлорида аммония можно описать следующими уравнениями:
NH 4 Cl + H 2 O NH 3 × H 2 O + HCl
Iz uočavanja rijeka jasno je da se hidrolizom ne primjenjuje sva snaga, već samo kation. Kationi soli, utvorennye bogate kiselim slabim bazama, hidrolizirani su na sličan način, sukcesivno u obliku vodenog hidroksid-aniona:
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 +
Ukupno, hidroliza aluminijumskog kationa može izgledati ovako:
Al 3+ + 3H 2 O Al(OH) 3 + 3H +
4. Soli, zasićene jakom bazom i slabom kiselinom, hidroliziraju se anjonom, koji upija vodu iz vodenog katjona. Hidroksid anioni, koji se formiraju, daju širok spektar reakcija (pH > 7). Na primjer, hidroliza natrijevog acetata teče ovako:
CH 3 COONa + H 2 O CH 3 COOH + NaOH
Očigledno je da se hidroliza anjonskih soli slabo bogatih bazičnih kiselina odvija često, npr.
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 -
Potpuno jednak hidrolizi fosfatnog anjona može izgledati ovako
PO 4 3- + 3H 2 O H 3 PO 4 + 3OH -
Hidrolizi se ne daju samo soli, već i kovalentne anorganske organske klice. Na primjer:
PCl 3 + 3H 2 O \u003d H 3 PO 3 + 3HCl
Važnu ulogu u životu živih organizama ima hidroliza nekih biomolekula - proteina i polipeptida, masti, ali i polisaharida.
Karakterizirana je hidroliza glibina korak hidrolize(h)- postavljanje količine govora, koji prepoznaju hidrolizu, na ukupnu količinu govora u maloprodaji. Reverzna hidroliza se također može okarakterizirati konstantom. Na primjer, za proces hidrolize acetat aniona, hidrolizna konstanta se zapisuje sljedećim redoslijedom:
Jednako je važna koncentracija vode u virazu konstantne hidrolize da ne uđe, krhotine su van mjesta i automatski se prenose na lijevi dio ravnodušnosti.
Porast konstantne faze hidrolize, kao i pH razlike vode u solima, može se vidjeti na specifičnim primjenama.
Zaliha br. 5. Centimolarna razlika (0,01 mol/l) u odnosu na amonijum hlorid (jak, napravljen sa slabom bazom i jakom kiselinom). Zapišimo konstantu hidrolize u ionskom obliku i preklopimo viraz za konstantu hidrolize.
NH 4 + + H 2 O NH 3 × H 2 O + H +
Množenjem broja i zastave desnog dijela ravnodušnosti sa koncentracijom hidroksidnih jona, hidrolizna konstanta se može promijeniti za ofanzivni rang:
5,56×10 -10
Z jednako hidrolizi je jasno, w = = Ch, a = C - Ch = C (1-h). Vidpovidno,
Oskilki h<< 1, а (1-h) ® 1, полученное выражение можно упростить:
; zvijezde h »
2,36×10 -4 ili 0,0236%
Iz izostavljanja jednakih može se vidjeti da konstanta i jednaka hidrolizi soli raste od promjene konstante disocijacije supstancije, tobto. íz izmenšennyam yoga snagu. Krím tsgogo, stupín gidrolízu i gíbina yogo protíkannya zbíshuêtsya íz zmenshennyam tsíí̈ (zvílshennyam razvedennja) sílí. Konstanta hidrolize, kao konstanta, bila jednaka, zbog koncentracije, ne laže. Povećajte temperaturu i dovedite je na nivo stalne hidrolize, hidroliza skaliranja je endotermni proces.
Sa promjenom pH vrijednosti mijenja se i promjena soli, w = , a prva najbliža je » C.
; zvijezda »
pH = - lg = -1/2 (lgK w + lgC + pK b) = 7 - 1/2 (pK b + lgC) = 7 - 1/2 (4,76 - 2) = 5,62
Slučaj br. 6. Centimolarna razlika (0,01 mol/l) u odnosu na natrijum acetat (jak, napravljen sa jakom bazom i slabom kiselinom). Zapišimo konstantu hidrolize u ionskom obliku i preklopimo viraz za konstantu hidrolize.
CH 3 COO - + H 2 O CH 3 COOH + OH -
Pomnožeći broj i zastavu desnog dijela ravnodušnosti sa koncentracijom vodenog kationa, može se transformirati u sljedeći oblik:
1×10 -14 / 1,75×10 -5 = 5,71×10 -10
Z jednako hidrolizi je jasno, w = = Ch, a = C - Ch = C (1-h).
Vidpovidno,
; ; zvijezde h =
2,39×10 -4 ili 0,0239%
Kada rozrahunku pH vrijednosti vrahuyemo, sho = , i »C.
; zvídsi";
pOH \u003d -lg \u003d -1/2 (lgK w + lgC + pK a) \u003d 7 - 1/2 (pK a + lgC)
pH = 14 - pOH = 7 + 1/2 (pK a + lgC) = 7 + 1/2 (4,75 - 2) = 9,75
Zaliha br. 7. Centimolarni odnos (0,01 mol/l) prema amonijum acetatu (jak, napravljen sa slabom bazom i slabom kiselinom). Zapišimo konstantu hidrolize u ionskom obliku i preklopimo viraz za konstantu hidrolize.
NH 4 + + CH 3 COO - + H 2 O NH 3 × H 2 O + CH 3 COOH
Pomnožeći broj i zastavu desnog dijela ravnodušnosti dodatnom koncentracijom vodenog kationa i hidroksid-aniona (jonsko vodosnabdijevanje), možete ga pretvoriti u ofanzivni rang:
= = 0,32×10 -4
Z jednako hidrolizi je očigledno, scho = = Ch todi
C - Ch = C(1-h), očigledno,
0,0056 ili 0,56%
Molekula amonijaka je hidratizirana, koja se rastvara kao rezultat hidrolize, disocijacije, cijepanja hidroksidnog anjona:
NH 3 × H 2 O NH 4 + + OH -
; zvijezde
Slično, disocijacija oktične kiseline osigurava apsorpciju kationa u vodi:
CH 3 COO - + H + CH 3 COOH
Znamo koncentraciju ovih jona:
Vídpovídno do ívnyannja hidroliza = , a = , zatimí
Oskílki = K w /, tada je 2 = ; zvijezda =
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
Literatura: str. 243 - 255; With. 296 - 302