Razrahunok rn u rozchinah gidrolizuyuchih soli. Prikaz vode. Hidroliza soli
Čista voda je samo slab elektrolit. Proces disocijacije može se potaknuti jednakim izrazima: HOH ⇆ H + + OH – . Nakon disocijacije vode, bez obzira je li voda različita ili ne, ioni H + i ioni OH - . Koncentracija ovih iona može se iskupiti za pomoć izjednačavanje ionske dodatne vode
C (H +) × C (OH -) \u003d K w,
de K w – konstanta ionskog dodavanja vode ; na 25 ° C K w = 10 -14 .
Međutim, varijacije u kojima su koncentracije H+ i OH iona nazivaju se neutralnim varijacijama. U neutralnom rasponu, C (H +) \u003d C (OH -) \u003d 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, a 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, za čiju pomoć karakteriziraju razlike u kiselosti i mazivosti vode; ova vrijednost se zove vodenim razmetljivim osiguran je formulom:
pH \u003d -lg C (H +)
Kod kiselog pH<7; в нейтральном растворе pH=7; в щелочном растворе pH>7.
Analogno konceptu "vodenog indikatora" (pH), uvodi se koncept "hidroksil" indikatora (pOH):
pOH = –lg C(OH –)
Vodneviy i hidroksil pokazniki pov'yazaní spívvídshennyam
Hidroksil pokazannik vikoristovuêtsya za rozrahunka pH u lokvi ruže.
Sirkanska kiselina- jak elektrolit, koji se u uzgojnim sortama nepovratno disocira i slijedi shemu: H 2 SO 4 ® 2 H + + SO 4 2–. Iz jednadžbe procesa disocijacije može se vidjeti da je C (H +) \u003d 2 C (H 2 SO 4) \u003d 2 × 0,005 mol / l = 0,01 mol/l.
pH = -lg C (H +) \u003d -lg 0,01 \u003d 2.
Natrijev hidroksid je jak elektrolit koji se nepovratno disocira po shemi: NaOH ® Na + +OH - . Iz razine procesa disocijacije može se vidjeti da je C (OH -) \u003d C (NaOH) \u003d 0,1 mol / l.
pOH \u003d -lg C (H +) \u003d -lg 0,1 \u003d 1; pH = 14 - pOH = 14 - 1 = 13.
Disocijacija slabog elektrolita je ključni proces. Konstanta izjednačenja, 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; razd.
Ispitivanje koncentracije iona (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 bi trebali sudjelovati u reakciji 2 - primjer 6 (div. 6) .
U razlici od 0,35% NH 4 OH, molarna koncentracija amonijeva hidroksida je 0,1 mol/l (primjer pretvaranja postotne koncentracije u molarnu je div. primjer 5.1). Qiu se često naziva C0. C0 - ciljna koncentracija elektrolita u rasponu (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 bilješka 2 na stranici 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 amonijevom i hidroksid-ionu u također više x mol / l: C (NH 4 +) \u003d 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.
Izraz predstavljamo kroz x jednake koncentracije svih čestica jednakih konstanti disocijacije:
.
Čak i slabija električna energija se neznatno disocira (x ® 0) i znakom kao što je dodankiv možete se pobuniti:
.
Zvuk na čelu globalnih kemija i transparenti 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 -) \u003d -lg 1,34 ∙ 10 -3 \u003d 2,87.
pH = 14 - pOH = 14 - 2,87 = 11,13.
Koraci disocijacije Elektrolit se može razgraditi kao promjena u koncentraciji elektrolita (x), koji nastaje, do ukupne koncentracije elektrolita (C 0):
(1,34%).
Prvi korak je pretvaranje postotne koncentracije u molarnu (razd. stražnjica 5.1). U ovom slučaju, C0 (H3PO4) = 3,6 mol/l.
Analiza koncentracije iona u vodi u koncentracijama bogato bazičnih slabih kiselina provodi se samo u prvoj fazi disocijacije. Strogo se čini, ukupna koncentracija iona u vodi u rasponu slabih bogatih bazičnih kiselina i dobrog zbroja koncentracija H+ iona, koji su se taložili 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 nadolazećim 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 iona 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 iona 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 \u003d 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 +) \u003d x \u003d 0,217 mol / l; pH \u003d -lg C (H +) \u003d -lg 0,217 = 0,66.
(3,44%)
Upravitelj br.8
Opišite a) pH jakih kiselina i baza; b) vrstu slabog elektrolita i razinu disocijacije elektrolita u istom rasponu (tablica 8). Ograničenje rozchinív prihvatiti jednak 1 g/ml.
Tablica 8 - Zadatak pranja broj 8
| broj opcije | a | b | broj opcije | a | b |
| 0,01 M H2S04; 1% NaOH | 0,35% NH4OH | ||||
| 0,01 MCa(OH)2; 2% HNO3 | 1% CH3COOH | 0,04 M H2S04; 4% NaOH | 1% NH4OH | ||
| 0,5 M HClO4; 1% Ba(OH)2 | 0,98% H3PO4 | 0,7 M HClO4; 4% Ba(OH)2 | 3% H3PO4 | ||
| 0,02 M LiOH; 0,3% HNO3 | 0,34% H2S | 0,06 M LiOH; 0,1% HNO3 | 1,36% H2S | ||
| 0,1 M HMnO4; 0,1% KOH | 0,031% H2CO3 | 0,2 M HMnO4; 0,2% KOH | 0,124% H2CO3 | ||
| 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 | 0,07 M 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 | ||
| 0,02 M H2S04; 2% NaOH | 0,7% NH4OH | 0,06 MH2S04; 0,8% NaOH | 5% CH3COOH | ||
| 0,7 M HClO4; 2% Ba(OH)2 | 1,96% H3PO4 | 0,08 M H2S04; 3% NaOH | 4% H3PO4 | ||
| 0,04 MLiOH; 0,63% HNO3 | 0,68% H2S | 0,008MHI; 1,7% Ba(OH)2 | 3,4% H2S | ||
| 0,3 MHMnO4; 0,56% KOH | 0,062% H2CO3 | 0,08 M LiOH; 1,3% HNO3 | 0,2% H2CO3 | ||
| 0,6 M HCl; 0,05% Ca(OH)2 | 0,94% HNO2 | 0,01 M HMnO4; 1% KOH | 2,35% HNO2 | ||
| 0,03 M NaOH; 1,62% HBr | 0,82% H2SO3 | 0,9 MHCl; 0,01% Ca(OH)2 | 2% H2SO3 | ||
| 0,03 M Ba(OH)2; 1,26% HI | 0,5% HF | 0,09 M NaOH; 6,5% HBr | 5% HF | ||
| 0,03 M H2S04; 0,4% NaOH | 3% CH3COOH | 0,1 M Ba(OH)2; 6,4% HI | 6% CH3COOH | ||
| 0,002MHI; 3% Ba(OH)2 | 1% HF | 0,04 MH2S04; 1,6% NaOH | 3,5% NH4OH | ||
| 0,005 MHBr; 0,24% LiOH | 1,64% H2SO3 | 0,001 M HI; 0,4% Ba(OH)2 | 5% H3PO4 |
Zaliha 7.5 Pomiješali smo 200 ml 0,2M H2SO4 i 300 ml 0,1M NaOH. Razrahuyte pH razchiny, scho nastanio, a 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 ionsko-molekularne ravnoteže reakcije očito je da samo ioni H + i OH – ulaze u reakciju i otapaju molekulu vode. Oni Na + i SO 4 2– ne sudjeluju u reakciji, pa je njihov broj nakon reakcije isti kao i prije reakcije.
Razrahunok kílkostí govorovin prije reakcije:
n (H 2 SO 4) \u003d 0,2 mol / l × 0,1 l \u003d 0,02 mol \u003d n (SO 4 2-);
n (H +) = 2 × n (H 2 SO 4) = 2 × 0,02 mol = 0,04 mol;
n (NaOH) \u003d 0,1 mol / l 0,3 l \u003d 0,03 mol \u003d n (Na +) = n (OH -).
Íoni OH - - u neštrajku; smrad će više reagirati. Istodobno su reagirali s kolcima i (do 0,03 mola) H+ ionima.
Razrahunok kílkost íonív nakon reakcije:
n (H +) = n (H +) prije reakcije - n (H +), koji je reagirao \u003d 0,04 mol - 0,03 mol = 0,01 mol;
n(Na+) = 0,03 mol; n(SO 4 2–) = 0,02 mol.
Jer zmíshuyusya razvedí razchiny, dakle
V zag. » V raspon H 2 SO 4 + V raspon 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 \u003d -lg C (H +) \u003d -lg 2 10 -2 = 1,699.
Upravitelj br.9
Izračunajte pH molarne koncentracije metalnih kationa i aniona viška kiseline u rasponu, što će kao rezultat promijeniti raspon jake kiseline u rasponu (tablica 9).
Tablica 9 - Zadatak pranja broj 9
| broj opcije | broj opcije | Ob'êmi to skladište rozchinív kiseline i livade | |
| 300 ml 0,1 M NaOH i 200 ml 0,2 M 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 0,1 M KOH i 300 ml 0,1 M H 2 SO 4 | 1 l 0,05 M Ba(OH) 2 i 200 ml 0,8 M HCl | ||
| 80 ml 0,15 M KOH i 20 ml 0,2 M 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 0,4 M KOH i 250 ml 0,1 M 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 0,1 M NaOH i 150 ml 0,1 M 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 0,5 M NaOH i 100 ml 0,4 M H 2 SO 4 | ||
| 100 ml 1M NaOH i 1900 ml 0,1M H2SO4 | 25 ml 0,1 M KOH i 75 ml 0,01 M H 2 SO 4 | ||
| 300 ml 0,1 M Ba(OH) 2 i 200 ml 0,2 M HCl | 100 ml 0,02 M Ba(OH) 2 i 150 ml 0,04 M HI | ||
| 200 ml 0,05 M KOH i 50 ml 0,2 M H 2 SO 4 | 1 l 0,01 M Ca (OH) 2 i 500 ml 0,05 M 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 H2SO4 | ||
| 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 H2SO4 | ||
| 300 ml 0,25 M Ba(OH) 2 i 200 ml 0,3 M HCl | 1 l 0,03 M Ca (OH) 2 i 500 ml 0,1 M HNO 3 |
Hidroliza soli
Kada se voda odvoji, bila ona sol, dolazi do disocijacije soli na katione i anione. Ako se jačina otopi kationom jake baze i anionom slabe kiseline (na primjer, kalijev nitrit KNO 2), tada će se nitritni ioni vezati s H + ionima, koji su razrijeđeni u molekulama vode, kao uslijed čega se otapa 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 anionom dolazi do suviška OH iona - (reakcija medija je lokva; pH> 7).
Jaki kao kation slabe baze i anion jake kiseline (na primjer, amonijev klorid NH 4 Cl), tada kationi NH 4 + slabe baze otapaju ione OH - u obliku molekula vode i otapaju slabo disocijacijski elektrolit - amonijev hidroksid 1.
NH 4 + + HOH ⇆ NH 4 OH + H + .
NH 4 Cl + HOH ⇆ NH 4 OH + HCl.
Kod različitih soli hidroliziranih kationom postoji višak H+ iona (reakcija medija je kiseli pH< 7).
U hidrolizi soli, zasićene kationom slabe baze i anionom slabe kiseline (na primjer, amonijev fluorid NH 4 F), kationi slabe baze NH 4 + vežu se s ionima OH -, cijepajući molekule vode , a anioni slabo kiseli F - s H + ionima, nakon čega se otapa 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 kationski i anionski, razlikuje se po tome što se radi o nisko ležećem elektrolitu koji rezultira hidrolizom, koja je najjača (može biti mijenja promjenom konstanti disocijacije). U vrijeme 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, napravljena:
– jak bazni kation i anion slabe kiseline (KNO 2 , Na 2 CO 3 , K 3 PO 4 );
– slab bazni kation i jak kiseli anion (NH 4 NO 3 , AlCl 3 , ZnSO 4 );
- slab bazni kation i anion slabe kiseline (Mg(CH 3 COO) 2, NH 4 F).
S molekulama vode međudjeluju kationi slabih baza ili (i) anioni 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 slijed refluksa, koji se preporučuje podrezati prilikom slaganja hidrolize takvih soli.
Bilješke
1. Kao što je već spomenuto ranije (div. bilješka 2 na stranici 5) je alternativna točka zore, bazirana na malo amonijevog hidroksida - jake baze. Kisela reakcija medija u rasponu amonijevih soli, utvorene jake kiseline, na primjer, NH 4 Cl, NH 4 NO 3, (NH 4) 2 SO 4, objašnjava se ovim pristupom obrnutim protokom procesa disocijacije amonijev ion NH 4 + ⇄ NH 3 + H + ili, točnije, NH 4 + + H 2 O ⇄ NH 3 + H 3 O +.
2. Ako se amonijev hidroksid koristi kao jaka baza, tada je u rasponima amonijevih soli, pogoršanih slabim kiselinama, na primjer, NH 4 F sličan NH 4 + + F - ⇆ NH 3 + HF, u kojem postoji natjecanje za H + ion između molekula amonijaka i aniona slabe kiseline.
Zaliha 8.1 Napiši 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 kationi (Na+) jake baze NaOH i anion (CO 3 2–) slabe kiseline H2CO3. Također, jaka hidroliza anionom:
CO 3 2– + HOH ⇆ ... .
Hidroliza je u većini slučajeva obrnuta (znak ⇄); za 1 ion, koji sudjeluje u procesu hidrolize, evidentira se 1 molekula HOH .
3. Negativno nabijeni karbonatni ioni CO 3 2– vežu se s pozitivno nabijenim ionima H +, cijepajući njihove vrste molekula HOH, te otapaju bikarbonatne ione HCO 3 – ; Obogaćen je OH ionima - (srednja lokva; pH> 7):
CO 3 2– + HOH ⇆ HCO 3 – + OH – .
Ceionsko-molekularno poravnanje prve faze hidrolize Na2CO3.
4. Jednadžba prvog stupnja hidrolize u molekularnom smislu može se eliminirati, ali svi su jednaki CO 3 2– + HOH ⇆ HCO 3 – + OH – anionima (CO 3 2– , HCO 3 – i OH –) s 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, ion bikarbonat je otopljen, pa sudjeluju u drugoj fazi hidrolize:
HCO 3 - + HOH ⇆ H 2 CO 3 + OH -
(negativno nabijeni hidrogenkarbonatni ioni HCO 3 - veza s pozitivno nabijenim ionima H + u obliku molekula HOH).
6. Ekvivalent drugog stupnja hidrolize u molekularnom smislu može se eliminirati izravnim povezivanjem na jednake HCO 3 - + HOH ⇆ H 2 CO 3 + OH - anione (HCO 3 - í OH -) s Na + kationima, nakon redukcije jačina NaHCO 3 í 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 zadovoljna kationi (Al 3+) slaba baza Al (OH) 3 i anioni (SO 4 2–) jake kiseline H 2 SO 4. Otzhe, sil hidrolizira kation; 1 molekula HOH zabilježena je za 1 Al 3+ ion: Al 3+ + HOH ⇆ … .
3. Pozitivno nabijeni ioni Al 3+ vežu se s negativno nabijenim ionima OH – cijepajući njihove vrste molekula HOH i otapaju ione hidroksoaluminija AlOH 2+; Razlika je obogaćena H+ ionima (kiseli medij; pH<7):
Al 3+ + HOH ⇆ AlOH 2+ + H + .
Ceionsko-molekularno poravnanje prve faze hidrolize Al2(SO4)3.
4. Jednadžba prvog stupnja hidrolize u molekularnom smislu može se eliminirati povezivanjem svih manifestacija u Al 3+ + HOH ⇆ AlOH 2+ + H + kationa (Al 3+ , AlOH 2+ í H +) s anionima SO 4 2–, nakon što su otopljene 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, hidroksoaluminijevi kationi AlOH 2+ su otopljeni, pa sudjeluju u drugoj fazi hidrolize:
AlOH 2+ + HOH ⇆ Al(OH) 2 + + H +
(Pozitivno nabijeni ioni AlOH 2+ povezani su s negativno nabijenim OH ionima, koji su podijeljeni tipovi molekula HOH).
6. Jednadžba drugog stupnja 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 + ) s anionima SO 4 2 - 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 drugog stupnja hidrolize, otopljeni su dihidroksoaluminij Al(OH) 2 + kationi, pa sudjeluju u trećem stupnju hidrolize:
Al(OH) 2 + + HOH ⇆ Al(OH) 3 + H +
(pozitivno nabijeni ioni Al(OH) 2 + povezani su s negativno nabijenim OH ionima, koji su podijeljeni tipovi molekula HOH).
8. Jednadžba treće faze hidrolize u molekularnom smislu može se eliminirati povezivanjem u Al(OH) 2 + + HOH ⇆ Al(OH) 3 + H + kationa (Al(OH) 2 + í H +) sa SO anioni 4 2–, nakon što su otopili 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 uzimat ćemo 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 s amonijevim ortofosfatom. 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 zadovoljna kationi (NH 4 +) slaba baza NH4OH i anioni
(PO 4 3–) slaba kiselina H3PO4. otzhe, jaka hidroliza i kation, í anion : NH 4 + + PO 4 3– +HOH ⇆ … ; ( po paru iona NH 4 + i PO 4 3– u ovom smjeru Zabilježena je 1 molekula HOH ). Pozitivno nabijeni ioni NH 4 + vežu se s negativno nabijenim ionima OH - cijepajući íx tipova molekula HOH, zadovoljavajući slabu bazu NH 4 OH, a negativno nabijeni ioni PO 4 3– vežu se s ionima 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. Jednadžba prvog stupnja hidrolize u molekularnom smislu može se eliminirati izravnim povezivanjem u jednadžbu NH 4 + + PO 4 3– + HOH ⇆ NH 4 OH + HPO 4 2– aniona (PO 4 3– , HPO 4 2 –) NH 4 kationi + 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 otopljen je hidrogen fosfatni anion HPO 4 2–, pa zajedno s kationima NH 4 + sudjeluje u drugoj fazi hidrolize:
NH 4 + + HPO 4 2– + HOH ⇆ NH 4 OH + H 2 PO 4 –
(Ioni NH 4 + vežu se s OH ionima -, HPO 4 2– ioni - s H + ionima, cijepajući ove vrste molekula HOH, utvlvno NH 4 OH bazu i dihidrofosfatne ione H 2 PO 4 -).
6. Jednadžba drugog stupnja hidrolize u molekularnom smislu može se oduzeti, povezujući se izravno na jednake NH 4 + + HPO 4 2– + HOH ⇆ NH 4 OH + H 2 PO 4 – anione (HPO 4 2– i H 2 PO 4 – ) s kationima NH 4 + soli za razrjeđivanje (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 drugog stupnja hidrolize, dihidrofosfatni anioni H 2 PO 4 - su otopljeni i zajedno s kationima NH 4 + sudjeluju u trećoj fazi hidrolize:
NH 4 + + H 2 PO 4 - + HOH ⇆ NH 4 OH + H 3 PO 4
(ioni NH 4 + vežu se s ionima OH -, ioni H 2 PO 4 - - s ionima H + u cijepanju tipova HOH molekula i otapaju slabe elektrolite NH 4 OH í H 3 PO 4).
8. Jednadžba treće faze hidrolize u molekularnom smislu može se eliminirati povezivanjem prisutnosti 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 otopio snagu NH 4 H 2 PO 4:
NH 4 H 2 PO 4 + HOH ⇆ NH 4 OH + H 3 PO 4.
Kao rezultat ovih mirkuvanja uzimat ćemo 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 aniona, 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), opeče ion 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 iona HPO 4 2– – disocijacija H 3 PO 4 u trećem stupnju, volumen KHPO 4 2– = K III H 3 PO 4).
Upravitelj br.10
Zabilježite molekularni i ionsko-molekularni izgled reakcija hidrolize soli (tablica 10). Unesite pH vrijednost (pH>7, pH<7 или pH=7).
Tablica 10 - Zadatak pranja broj 10
| broj opcije | Popis soli | broj opcije | Popis 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 tablice 10
| broj opcije | Popis soli | broj opcije | Popis 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 |
Popis referenci
1. Lur'e, Yu.Yu. Doktor analitičke kemije / Yu.Yu. Mamac. - M.: Khimiya, 1989. - 448 str.
2. Rabinovich, V.A. Kratki kemijski esej / V.A. Rabinovich, Z.Ya. Khavin - L.: Kemija, 1991. - 432 str.
3. Glinka, N.L. Zagalna kemija/N.L. Glinka; za crveno. V.A. Rabinovich. - 26. pogled. - L.: Kemija, 1987. - 704 str.
4. Glinka, N.L. Voditelj desnice iz globalne kemije: vodič za sveučilišta / N.L. Glinka; za crveno. V. A. Rabinovich i Kh.M. Rubin - 22. vrsta. - L.: Kemija, 1984. - 264 str.
5. Globalna i anorganska kemija: bilješke s predavanja za studente tehnoloških specijalnosti: oko 2 god. / Mogilov State University of Food; automatska narudžba V.A. Ogorodnikov. - Mogilov, 2002. - 1. dio: Globalna prehrana kemije. - 96 str.
U početku viđeno
ZAHALNA KEMIJA
Metodičke upute i kontrolni zadaci
za studente tehnoloških specijalnosti
Upravitelj: Ogorodnikov Valerij Anatolyovich
Urednik T.L. Mateusz
Tehnički urednik O.O. Ščerbakova
Potpisan prijatelju. Format 60'84 1/16
Druk offset. Vrijeme slušalica. Druk šablona
Um. pich. luk. Uch. pogled. l. 3.
Tiraž primjeraka. Zamovlennya.
Upućen na 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 anionom (snagu čine slaba kiselina i jaka baza, na primjer CH 3 COO Na). pH vrijednost izračunava se prema formuli: pH = 7 + 1/2 pK do + 1/2 lg C
b) hidroliza soli kationom (snagu se stvara slabom bazom i jakom kiselinom, npr. NH 4 Cl).
c) hidroliza soli kationom i anionom (snagu se postiže slabom kiselinom i slabom bazom, na primjer CH 3 COO NH 4). U tom slučaju, pH rozrachunke treba voditi prema sljedećoj formuli:
pH = 7 + 1/2 pK do - 1/2 pK o
Ako je jak sa slabom bogatom bazičnom kiselinom ili slabom bogatom protonskom bazom, tada se u ponovnom izlaganju formule (7-9) pH vrijednost daje vrijednosti pK do i pK za ostatak disocijacije
4. Razrahunok pH u različitim zbrojima kiselina i baza
Prilikom izlijevanja kiselih baza, pH zbroja oduzima se količini uzete kiseline i bazama te jačine.
4. Međuspremni sustavi
Za međuspremnike se može vidjeti sažetak:
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) zbroj kiselih soli različite kiselosti, na primjer NaH 2 PO 4 + Na 2 HPO 4
d) zbroj kiselih i srednjih soli, na primjer NaNCO 3 + Na 2 CO 3
e) zbroj bazičnih soli različite bazičnosti, na primjer Al(OH) 2 Cl + Al(OH)Cl 2 itd.
Razrahunok pH u puferskim sustavima slijede formule: pH = pK do - lg C to / C í pH = 14 - pK o + lg C pro / C s
Kiselinsko-bazno puferiranje, Henderson-Haselbach omjer. Značajna karakteristika. Princip díí̈. Rozrahunok pH puferiran. Kapacitet međuspremnika.
tamponima - Sustavi koji poboljšavaju vrijednost bilo kojeg parametra (pH, potencijal sustava, itd.) prilikom promjene pohrane sustava.
Kiselina-baza se naziva puferiranje , koji uzima približno istu pH vrijednost pri dodavanju velikih količina jake kiseline ili jake baze, kao i pri koncentriranju. Razlike kiselinsko-baznog pufera mogu se ublažiti slabim kiselinama i dodavanjem baze. Jaka kiselina, kada se doda u puferski omjer, "transformira" se u slabu kiselinu, a jaka baza u slabu bazu. Formula za rosrachun pH pufer roszin: pH = pK oko + lg C oko /S h Tse jednako Henderson-Hasselbach . Iz ove razine jasno je da pH raspona pufera treba deponirati u prisutnosti spivvídnoshennia koncentracije slabe kiseline i temeljne baze. Krhotine se ne mijenjaju tijekom sezone razmnožavanja, tada pH razlika ostaje konstantna. Razvod ne može biti bez granica. Kod čak i značajnog razrijeđenog 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 ionskom.
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, a također i zbog njihove ukupne koncentracije - a karakterizira je kapacitet pufera.
Kapacitet međuspremnika - 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 znatno povećan. Varijacije, u kojima se postiže visoka koncentracija jake kiseline ili jake baze, također mogu puferirati snagu.
Kapacitet pufera je maksimalan pri pH = RK. Kako bi se održala trenutna pH vrijednost, potrebno je odabrati 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 tampona.
19. Osnovni pojmovi vezani uz složene pojmove. Klasifikacija složenog spoluka. Konstante ekvivalencije, koje su pobjedničke za karakterizaciju složenih slučajeva: konstante osvjetljenja, konstante disocijacije (glava, korak, termodinamička, realna i mentalna koncentracija)
U većini slučajeva, kompleks se naziva čestica, nastala kao rezultat interakcije donora i akceptora središnjeg atoma (iona), nazvanog formiranjem kompleksa, i nabijenih ili neutralnih čestica, zvanih ligandi. Tvorac kompleksa i ligandi su krivi neovisno o činjenici da je u sredini potreban r-cija tvorca kompleksa.
Složeno poslovanje sastoji se od unutarnje i vanjske sfere. K3(Fe(CN)6) - K3-vanjska sfera, Fe-kompleksirajući agens, CN-ligand, agens za kompleksiranje + ligand = unutarnja sfera.
Broj donorskih centara u ligandu, koji je isti u interakciji donor-akceptor s 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 središnji atom. Imenovana osoba ima primjer: 6-koordinacijski broj. (Ag(NH3)2)+ -koordinacijski broj 2, budući da je amonijak monodentatni ligand, i (Ag(S2O3)2)3- - koordinacijski broj 4, budući da je tiosulfatni ion-bidentatni ligand.
Klasifikacija.
1) Ugar po svom naboju: anionski ((Fe(CN)6)3-), kationski ((Zn(NH3)4)2 +) i nenabijen ili kompleksno-neelektrolitski (HgCl2).
2) Ugar po broju atoma metala: mononuklearni i polinuklearni kompleksi. Prije skladišta mononuklearnog kompleksa ulazi jedan atom metala, a prije skladišta polinuklearnog kompleksa dva i više. Polinuklearne kompleksne čestice, koje osvećuju iste atome metala, nazivaju se homonuklearnim (Fe2(OH)2)4+ ili Be3(OH)3)3+, a atomi rijetkih metala, koji se osvećuju, nazivaju se heteronuklearni (Zr2Al(OH) 5)6+ ).
3) Falow tip liganada: homogeni ligandi i različiti kompleksi liganda (smišanoligandi).
Kelativno-ciklički kompleksni ioni metalnih iona s polidentatnim ligandima (zvučni organski), u kojima središnji atom može ući do skladišta jednog ili decilnog ciklusa.
Constanti. Mineralnost kompleksnog iona karakterizira njegova konstanta disocijacije, kako se naziva konstanta nestabilnosti.
Zapravo, podaci o koracima konstante nestabilnosti po danu potkrijepljeni su općom konstantom nestabilnosti kompleksnog iona:
Glavna konstanta neotpora je skuplja za dopunu koraka višedijelnih konstanti otpora.
U analitičkoj kemiji, konstante stabilnosti preostalog sata zamjenjuju se konstantama stabilnosti kompleksnog iona: 
Konstanta stabilnosti se uzima u obzir prije procesa usvajanja kompleksnog iona i povratna vrijednost konstante stabilnosti je: Kush = 1/Knest.
Konstanta stabilnosti karakterizira stabilnost kompleksa.
Termodinamička i koncentracijska konstanta div. strana 313.
20. Utjecaj različitih čimbenika na proces nastanka kompleksa i stabilnost složenog spoluka. Priljev koncentracije reagiraju na kompleksiranje. Razrakhanok molarnih ponora velikih metalnih iona i kompleksa u jednakim zbrojima.
1) Stabilnost kompleksnog spoluka na taloženje u prirodi kompleksotvornog i ligandiv. Za dodatnu pomoć može se objasniti pravilnost promjene stabilnosti bogatih metalnih kompleksa s različitim ligandima. Teorije tvrdih i mekih kiselina i baza (HMCA): meke kiseline jače se talože s mekim bazama, a tvrde kiseline - s tvrdim. Ligandi (f. baze), te Ag+ ili Hg2+ (m. to-ty) sa S-soda Ligandi (m. bazični) Kompleksi metalnih kationa s polidentatnim ligandima javl.
2) ionska snaga. U trenutku porasta ionske snage i promjene koeficijenata aktivnosti iona mijenja se stabilnost kompleksa.
3) temperatura. Ako je, kada je kompleks osvijetljen, delta H veća od 0, onda kada temperatura raste, stabilnost kompleksa se povećava, ako je delta H manja od 0, tada se mijenja.
4) nuspojave. Nakon dodavanja pH stabilnosti kompleksa, deponirajte prirodu liganda središnjeg atoma. Ako je baza kompleksa veća ili manja, onda kada se pH snizi, protonacija takvih liganada i promjena u molarnom dijelu formiraju ligand koji sudjeluje u uspostavljenom kompleksu. Dotok pH bit će jači, što je veća snaga zadane baze i manja je stabilnost kompleksa.
5) koncentracija. S povećanjem koncentracije liganda mijenja se koncentracija slobodnih iona metala, umjesto kompleksa s velikim koordinacijskim brojem. Ako u otopini postoji višak metalnih iona, dominuvatim je monoligandni kompleks.
Molarni udio metalnih iona koji nije povezan s kompleksom
Molarni dio složenih dijelova
Poznato je da koncentracije soli koje su hidrolizirane stagniraju u medicinskoj praksi. Dakle, kada kiseline dođu na kožu, rane diljanke se tretiraju vodom, a zatim natrijevim karbonatom Na 2 CO 3 . Takva metoda omogućuje neutraliziranje viška kiseline, krhotine vode Na 2 CO 3 mogu dovesti do reakcije lokve. Međutim, malo je vjerojatno da će količina Na 2 CO 3 stagnirati kako bi se smanjila povećana kiselost soka koji se skuplja kroz visoku lokvicu. U te svrhe, koncentracije natrijevog bikarbonata NaHCO 3 karakteriziraju niže pH vrijednosti. Za ovu vezu, kako bi se točno uskladio lijek koji se temelji na hidrolizi, liječnik treba procijeniti pH vrijednosti soli koje se hidroliziraju.
1. Kod različitih vrsta soli NH4Cl:
de , PC,- Negativne desetine logaritma drugih vrijednosti.
Oscilki na t 0 = 20-25 0 C = 14, tada također:
2. Vrsta soli CH 3 COONa:
3. Na različite vrste soli NH4CN:
U slučaju pariteta = frakcijski 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. Izračunajte 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 događa:
Na 2 CO 3 + H-OH ⇄ NaHCO 3 + NaOH (1 stupanj)
Na kratkotrajni pogled, ljubomora izgleda ovako:
CO 3 2 - + H-OH ⇄ HCO 3 - + ÍN -NaHCO 3 + H-OH ⇄ H 2 CO 3 + NaOH (2 koraka)
HCO 3 - + H-OH ⇄ H 2 CO 3 + BIN -Hidroliza Na 2 CO 3 u prvom koraku proizvodi do otopine hidrokarbonatnog iona 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 s koncentracijama od 0,1 i 0,001 mol / l, tako da (HNO 2) \u003d 4 × 10 - 4.
Unesite vrijednost: 1 = 0,1 mol/l; Z 2 \u003d 0,001 mol / l.
Todi: 
; 
.
Podijelimo jedan viraz u drugi i uzmemo ga:
NaCN + H-OH ⇄ HCN + NaOH
pH > 7 medij je malo mlak.
6. Otkrijte razliku u pH između Na 2 S i NaHS s 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 promjene pH vrijednosti za hidrolizu rahunoka?
2. Koje su vrste soli poznate za hidrolizu u maloprodaji? Donesite primjere.
3. Zašto soli poput NaCl, KI, CaCl 2 ne prepoznaju hidrolizu?
4. U nekim vrstama hidrolize soli uspostavljaju se kisele (bazične) soli? Donesite primjere.
5. Koje vrste vremena doživljavaju nepovratnu hidrolizu soli? Donesite primjere.
6. Koji su produkti otopljeni u interakciji krom (III) klorida i amonijevog sulfida (NH 4) 2 S u vodi?
7. Što se naziva hidrolizna konstanta? Koje brade pasti, a preko kojih ne pasti je hidrolizna konstanta?
8. Što se naziva korakom hidrolize? Kako je to povezano s konstantom hidrolize različitih vrsta soli?
9. Koje čimbenike treba dodati vrijednosti koraka hidrolize soli?
10. Zašto se hidroliza povećava na povišenim temperaturama?
11. Za neke vrste soli, razlika se praktički 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 tijekom hidrolize, jer se uspostavlja mala raznolikost tla (zamućenost). Koju podlogu (kiselu i lokvastu) treba pripremiti da bi se riješila njegova zamućenost? Zašto?
Mogućnosti za neovisnu viziju
Opcija broj 1
1. Napišite jednadžbu za hidrolizu (u smislu molekularnog i ionskog 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 jednadžbu za hidrolizu (u smislu molekularnog i ionskog 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. Promijenite vrijednosti 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 jednadžbu za hidrolizu (u smislu molekularnog i ionskog 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 rasponu od C(KClO) = 0,1 mol/l, tj. (HClO) = 5,6×10 - 8.
3. Izračunajte pH vrijednost soli KCN s C(KCN) = 0,05 mol/l, dakle (HCN) = 8×10 - 10.
Opcija broj 4
1. Napišite jednadžbu za hidrolizu (u smislu molekularnog i ionskog 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 s 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 jednadžbu za hidrolizu (u smislu molekularnog i ionskog 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, dakle (NH 3 × H 2 O) \u003d 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 jednadžbu za hidrolizu (u smislu molekularnog i ionskog 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 s 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 jednadžbu za hidrolizu (u smislu molekularnog i ionskog 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 s koncentracijom soli od 0,01 mol/l, tj. (C 6 H 5 COOH) = 6,3×10 - 5.
Opcija broj 8
1. Napišite jednadžbu za hidrolizu (u smislu molekularnog i ionskog 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 koncentracijom molarne soli od 0,05 mol / l, tj. (CH 3 COOH) \u003d 1,8 × 10 - 5; (NH 3 × H 2 O) = 1,8 × 10-5.
Opcija broj 9
1. Napišite jednadžbu za hidrolizu (u smislu molekularnog i ionskog izgleda) i reakciju medija promjene vode u preraspodjelu soli: Ba (NO 3) 2 , NiCl 2 , K 2 SO 3 .
3. Izračunajte pH vrijednost soli KF koncentracije 0,001 mol/l, gdje je (HF) = 6,6×10 - 4.
Opcija broj 10
1. Napišite jednadžbu za hidrolizu (u smislu molekularnog i ionskog 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) \u003d 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, dakle (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 jednadžbu za hidrolizu (u smislu molekularnog i ionskog 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, dakle (NH 3 × H 2 O) \u003d 1,8 × 10 - 5 (HF) = 6,6 × 10 - 4.
Opcija broj 12
1. Napišite jednadžbu za hidrolizu (u smislu molekularnog i ionskog 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, yaksho (NH 3 × H 2 O) = 1,8 × 10 - 5.
3. Izračunajte pH vrijednost razlike između KClO i koncentracije soli od 0,04 mol/l, tj. (HClO) = 5,6×10 - 8.
Opcija broj 13
1. Napišite jednadžbu za hidrolizu (u smislu molekularnog i ionskog izgleda) i reakciju medija promjene vode u preraspodjelu soli: NaI, K 2 SiO 3 , Fe 2 (SO 4) 3 .
2. Izračunajte konstantu i stupanj 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 s koncentracijom 0,1 mol/l, tj. (H 2 3 ) = 4×10 - 7 , (H 2 CO 3 ) = 5×10 - 11 .
Opcija broj 14
1. Napišite jednadžbu za hidrolizu (u smislu molekularnog i ionskog 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) \u003d 0,02 mol / l, čak (HF) \u003d 6,6 × 10 - 4, (NH 3 × H 2 O) = 1,8 × 10-5.
Hidroliza soli reakcijom intermodalnosti iona soli s vodom, uslijed čega se uspostavljaju slabi elektroliti. Rozchin neutralnog z'ednannya - soli - nabubri zbog vlastite reakcije kiselosti ili lokve. Očigledno, soli se same otapaju zbog reakcije neutralizacije, uz interakciju kiselina i baza. Od svih vrsta soli, samo tri vrste mogu se 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 otapaju interakcijom jake baze i jake kiseline, na primjer, NaOH i HCI, za reakciju
NaOH+HCl=NaCl+N2O
hidroliza nije dopuštena, jer je jačina koju NaCl otapa također jak elektrolit i u vodi molekule disociraju na hidrataciju (tobto. izoštrene molekulama vode) iona Na + i Cl -. Istodobno, 2N 2 O ↔ N Z O + + VÍN - ne razgrađuje se i, stoga, hidroliza ne radi, praznine postaju neutralne. pH ružmarina 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 natrijev acetat CH 3 COONa, tada se zapisuje jednaka hidroliza kako slijedi:
● u molekularnom obliku
CH 3 COOHa + H 2 O CH3CSON + NaOHl; (2,8 a)
● u ionskom obliku
CH Z COO - + Na + + H20CH3COOH+Na + + VIN -; (2,8 b)
● kratki ionski oblik
CH 3 COO - + H 2 0 CH 3 COOH + + VIN - . (2,8 st)
Kao što se može vidjeti iz indukcije razina, tijekom hidrolize CH 3 COONa kroz vezanje acetat-iona s ionima u vodi, voda u slaboj očnoj kiselini u rasponu akumulira ione BIN - a pH će biti veći od 7 .
Jednaku reakcijsku konstantu (2.8.c) treba napisati na:
. (2.9)
Uzimajući koncentraciju vode s vrijednošću konstante i kombinirajući je s konstantom K s, uzimamo viraz za konstantnu hidrolizu:
. (2.10)
Virazivshi kroz ionny dobutok vodu, možda
. (2.11)
Tako kao i u ostalom 
je vrijednost, povratna konstanta disocijacije oktične kiseline 
,
virazu za stalnu hidrolizu soli, napravljenu sa slabom kiselinom i jakom bazom (2.10), zapišite napadni 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 također se može okarakterizirati korakom hidrolize "h", što je omjer broja molekula soli, koji je prepoznat kao hidroliza, prema broju molekula u klipu. Koncentracija tog dijela soli, kako se dao na hidrolizu, bila je brojčano veća od koncentracije iona VÍN - na drugi način, jak, u svojoj liniji, vjerojatno je bila do jednaka (2,8c) više nego koncentracija 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 iona [CH 3 COO - ] veća od maloprodajne
[CH 3 COO -] \u003d C - h ∙ C \u003d C ∙ (1-h).
Uz korekciju unesene vrijednosti h, uzimamo u obzir viraz, koji povezuje konstantu i stupanj hidrolize:
. (2.13)
S vrijednošću h na zastavi ostatka viraza moguće ju je prevladati, a onda se formula (2.13) može napisati na sljedeći način:
zvijezde. (2.15)
Korak hidrolize je veći, što je veći broj razrjeđenja, kao i što je temperatura veća, do te mjere da K W raste s povećanjem temperature. Dodatak rozchin ioniv VIN - zgídno z princip 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 određena je vrijednošću konstante disocijacije ugljične kiseline u prvom koraku:
H 2 CO 3 ↔ H ++ HCO 3 -
Za ottremannya formulu za rozrachunku pH rozchinív, scho utavlyuyutsya kao rezultat hidrolize, pretvaraju virazu (2.10), za koju je prihvatljivo da je vrijednost koncentracije acetatnih 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 na trenutke ubrzati s 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 jaka čine jaka kiselina i slaba baza,
NH 4 0H + HCl, \u003d NH 4 Cl + H 2 Pro,
tada je jednako hidrolizi zapisano ovako:
● u molekularnom obliku
N H4Cl + H20 = NH40H + HCl; (2,20 a)
● u ionskom obliku
NH + 4 + Cl -, + 2H 2 0 \u003d NH 4 0H + H 3 0 + + Cl -; (2,20 b)
● kratki ionski oblik
NH + 4 + 2H 2 0 = NH 4 0H + H 3 0 +. (2,20 in)
Konstanta hidrolize u kojem god smjeru vidim
.(2.21)
Ako pomnožite broj i zastavu vašeg jednakog sa [OH -], tada ću viraz za K G u budućnosti tražiti
. (2.22)
U vrijeme razrijeđene otopine moguće je prihvatiti da je koncentracija hidroliziranog dijela soli, što je važno [H 3 0 + ], dobra koncentracija baze, tobto. = , A koncentracija iona jednaka je koncentraciji soli (C). Todi 
(2.23)
Također, koncentracija iona u hidroksoniju, dobivena hidrolizom,
= . (2.24)
Ubrzavanje vrijednosti p = – lg; poduzete
pH == 7 - 
. (2.25)
Korak hidrolize
. (2.26)
Također, ako je baza slaba (što je manje), tada koncentracija iona u razlici odgovara više, tobto. postoji više hidrolize soli, napravljene s jakom kiselinom i slabom bazom. Dodajući razliku, 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, amonijev acetat CH 3 COONH 4 prema shemi
CH 3 COONH 4 + H 2 O ↔ CH 3 COOH + NH 4 OH,
može ponovno procuriti.
Konstanta hidrolize
. (2.27)
pH takve razlike treba taložiti samo ovisno o vrijednostima konstanti disocijacije kiseline i baze, a ne taložiti ovisno o koncentraciji 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 praktički konstantnu pH vrijednost pri razrjeđivanju ili dodavanju male količine kiseline u vodu. Razlike pufera pomiješane su ili sa slabom kiselinom i soli, napravljenom s jakom kiselinom i jakom bazom, ili slabom bazom i jakom kiselinom, napravljenom s jakom kiselinom i jakom kiselinom.
Yakscho, na primjer. dodati razvoju slabe oktične kiseline CH 3 COOH jačinu, da osveti isti anion (npr. natrijev acetat CH 3 COOHa), tada, prema principu Le Chateliera, jednak 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 za dobrobit jednakih
CH 3 COOHa ↔ CH 3 COO - + Na + (2,31)
U ovom slučaju, u zbroju kiselina i soli, koncentracija nedisociranih molekula kiselina veća je od stvarne koncentracije kiseline C kiseline, a koncentracija acetatnih iona u CH 3 COO je stvarna koncentracija soli C.
Kako staviti qi vrijednosti u viraze za konstantu disocijacije kiseline
, (2.32)
tada je koncentracija iona [H 3 O + ] na različitim razinama veća
(2.33)
. (2.34)
Na taj način, da bi se odredio pH razlike pufera, nabranog slabom kiselinom i soli, zasićenog kiselinom i jakom bazom, potrebno je poznavati samo kon-
centriranje ovih komponenti.
Za zbroj slabih baza NH 4 OH i njezinih soli NH 4 Cl, aniona kao što je anion jake klorovodične kiseline, koji se kreće naprijed, može se pokazati da je kiselost takvog raspona jednaka
, (2.35)
a pH zbroja pufera je jednak
pH = p - lg. (2,36)
Na temelju šumskih ugara vidljivo je da se pH puferskih naslaga ne može taložiti u jesen, tako da se u ovom padu mijenja koncentracija kiseline i koncentracija soli (ili baza i soli). i u tom slučaju koncentracija ostaje nepromijenjena. Tse persha razlikovna značajka veličine pufera.
Ako dodate malu količinu kiseline puferu na vrijednost pufera, tada će se pH tih razlika neznatno promijeniti. Cijena prijateljeve riže.
Na primjer, što se tiče razlike u acetatnom puferu, da se nadoknadi zbroj CH3 COOH i CH 3 COONa, doda se mala količina HCI, tada će natrijev acetat stupiti u interakciju s klorovodičnom 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 iona [H 3 0 +], a također i pH razlika, prema jednadžbama (2.36), praktički se 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 taj način, kapacitet pufera je količina g-ekvivalentne kiseline ili abolulu, tako da možete dodati do 1 litru pufera da promijenite pH vrijednost za jedan. Odstupanja pufera naširoko se koriste za usklađivanje standardnih varijacija s istim pH vrijednostima prilikom kalibracije raznih dodataka koji kontroliraju kiselost varijansi, na primjer, pH metara.
Predavanje br.12. Elektrolitička disocijacija vode.
Bez obzira na one koje se voda tretira neelektrolitom, često se odvaja od odobrenog hidroksidnog kationa i hidroksidnog aniona:
H 2 O + H 2 O H 3 O + + OH -
Često je napisan pojednostavljeni oblik snimanja ovog procesa:
H 2 O H + + OH -
Qia jednako karakterizira dvostruka konstanta:
Krhotine u čistoj vodi i vodene ruže = const, ovaj se viraz može transformirati u uvredljiv oblik:
K W =
Otrimanova konstanta naziva se ionski vitvir vode. Za 25 ° C K W \u003d 10 -14. Pokazuje da čista voda ima neutralne vrijednosti = = Ö10 -14 = 10 -7 . Očito je da kiseli imaju > 10 -7, a lokve< 10 -7 . На практике часто пользуются pokazatelj 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 zalijevanje: pH + pOH = 14.
Pogledajte pH vodenih otopina jakih i slabih kiselina.
Kundak br. 1. Centimolarni raspon (0,01 mol / l) klorovodične 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 natrijev 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 raspon (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 rješivog eliminacije viraza:
= 1,75×10 -5; ; »
pH \u003d - lg \u003d -1/2 (lgK a + lgC) = 1/2 (pK a - lgC) \u003d 1/2 (4,75 + 2) \u003d 3,38
Slučaj br. 4. Centimolarni raspon (0,01 mol/l) amonijaka (amonijev hidroksid, slaba monokiselina baza).
NH 3 + H 2 O NH 4 + + OH -
Jednaka reakcija je jaka, sho = . Oskilki amonijev 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 . Provjera kiselosti vodenih soli u smislu kiselosti čista voda označeno njihovom hidrolizom. Hidroliza - izmjena govora s vodom. Za šiling do hidrolize soli, dijeli se na chotiri tipi:
1. Soli napravljene s jakom kiselinom i jakom bazom (npr. 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 značajnim svijetom i često nepovratno, npr.
Al 2 S 3 + 6H 2 O \u003d 2Al (OH) 3 + 3H 2 S
Kiselost ovih sorti karakterističnija je za govor, a zvuk je blizak neutralnom (pH "7).
3. Soli, zasićene slabom bazom i jakom kiselinom, hidroliziraju se reverzibilno, vežući hidroksidne anione, te tako tvore 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 kisele slabe baze, 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 aluminijevog kationa može izgledati ovako:
Al 3+ + 3H 2 O Al(OH) 3 + 3H +
4. Soli, zasićene jakom bazom i slabom kiselinom, hidrolizira anion, koji upija vodu iz vodenog kationa. Hidroksid anioni, koji nastaju, daju širok raspon reakcija (pH > 7). Na primjer, hidroliza natrijevog acetata teče ovako:
CH 3 COONa + H 2 O CH 3 COOH + NaOH
Očito je da se hidroliza anionskih 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 jednaka hidrolizi fosfatnog aniona 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, a također i polisaharida.
Karakterizirana je hidroliza glibina korak hidrolize(h)- postavljanje količine govora, koja prepoznaje hidrolizu, na ukupnu količinu govora u maloprodaji. Reverzna hidroliza se također može okarakterizirati konstantom. Na primjer, za proces hidrolize acetat aniona, hidrolizna konstanta je zapisana sljedećim redoslijedom:
Jednako je važno da koncentracija vode u viraz konstantna hidroliza 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 amonijev klorid (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 natpisa desnog dijela ravnodušnosti s koncentracijom hidroksidnih iona, hidrolizna konstanta može se promijeniti uvredljivim rangom:
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 se vidi da konstanta i jednaka hidrolizi soli raste od promjene konstante disocijacije supstancije, tobto. íz izmenshennyam yoga snagu. Krím tsgogo, stupín gidrolízu i gíbina yogo protíkannya zbíshuêtsya íz zmenshennyam tsíí̈ (zvílshennyam razvedennja) sílí. Hidrolizna konstanta, kao konstanta, bila ona jednaka, zbog koncentracije, ne laže. Povećajte temperaturu i dovedite je na razinu stalne hidrolize, hidroliza skaliranja je endotermni proces.
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 natrijev acetat (jak, napravljen s 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 s koncentracijom vodenog kationa, može se pretvoriti 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 omjer (0,01 mol/l) prema amonijevom 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 s dodatnom koncentracijom vodenog kationa i hidroksid-aniona (ionska vodoopskrba), možete ga pretvoriti u napadački rang:
= = 0,32×10 -4
Z jednako hidrolizi je očito, scho = = Ch todi
C - Ch = C(1-h), očito,
0,0056 ili 0,56%
Molekula amonijaka je hidratizirana, koja se otapa kao rezultat hidrolize, disocijacije, cijepanja hidroksidnog aniona:
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 iona:
Vídpovídno do ívnyannja hidroliza = , a = , tadaí
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; S. 296 - 302 (prikaz, stručni).