Razrahunok rn w solach rozchinah gidrolizuyuchih. Wyświetlacz wody. Hydroliza soli
Czysta woda to tylko słaby elektrolit. Proces dysocjacji może być napędzany wyrażeniami równości: HOH ⇆ H + + OH – . W wyniku dysocjacji wody, niezależnie od różnicy wody, jony H + i jony OH -. Stężenie tych jonów można wymienić na pomoc wyrównanie dodatkowej wody jonowej
C (H +) × C (OH -) \u003d Kw,
de K w – stała dodawania wody jonowej ; w 25 ° C Kw = 10 -14 .
Warianty, przy których występują jednak stężenia jonów H+ i OH, nazywane są wahaniami obojętnymi. W zakresie neutralnym C (H +) \u003d C (OH -) \u003d 10 -7 mol / l.
W kwaśnym roztworze C(H+)>C(OH-)i, ponieważ wyróżnia się wyrównaniem jonowego dodatku wody, C(H+)>10-7 mol/l oraz C(OH- )< 10 –7 моль/л.
W odmianie kałuży C (OH -) > C (H +); gdy C(OH –) > 10 –7 mol/l oraz C(H +)< 10 –7 моль/л.
pH - wartość, za pomocą której charakteryzuje kwasowość i smarność różnic w wodzie; ta wartość nazywa się vodnevim ostentacyjny zabezpiecza go formuła:
pH \u003d -lg C (H +)
Przy kwaśnym pH<7; в нейтральном растворе pH=7; в щелочном растворе pH>7.
Analogicznie do pojęcia „wskaźnika wody” (pH) wprowadzono pojęcie „wskaźnika hydroksylowego” (pOH):
pOH = –lg C(OH –)
Vodneviy i hydroksylowe pokazniki pov'yazanі spіvvіdshennyam
Pokazannik hydroksylowy vikoristovuєtsya dla pH rozrahunka w różach kałużowych.
Kwas sirchanowy- silny elektrolit, który w odmianach hodowlanych dysocjuje nieodwołalnie i przebiega według schematu: H 2 SO 4 ® 2 H + + SO 4 2–. Z równania procesu dysocjacji można zauważyć, że C (H +) \u003d 2 C (H 2 SO 4) \u003d 2 × 0,005 mol / l \u003d 0,01 mol / l.
pH \u003d -lg C (H +) \u003d -lg 0,01 \u003d 2.
Wodorotlenek sodu jest silnym elektrolitem, który dysocjuje nieodwołalnie według schematu: NaOH ® Na + +OH - . Z poziomu procesu dysocjacji można zauważyć, że 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.
Dysocjacja słabego elektrolitu to kluczowy proces. Nazywa się stałą wyrównania zarejestrowaną dla procesu dysocjacji słabego elektrolitu stała dysocjacji . Na przykład w procesie dysocjacji kwasu ocznego
CH 3 COOH ⇆ CH 3 COO - + H +.
Skórny etap dysocjacji bogatego kwasu zasadowego charakteryzuje się stałą dysocjacji. Stała dysocjacji - wartość dovidkova; dz.
Wzrost stężenia jonów (i pH) w przypadku słabych elektrolitów można w tym celu sprowadzić do rozwiązania problemu równoważności chemicznej, jeśli w domu jest stała równoważności i trzeba znać równe stężenie przemówienia, które biorą udział w reakcji (dyw.
Przy 0,35% różnicy NH 4 OH stężenie molowe wodorotlenku amonu wynosi 0,1 mol/l (przykład przeliczenia stężenia procentowego na molowe to rozdz. przykład 5.1). Qiu jest często określany jako C0. C0 - docelowe stężenie elektrolitu w zakresie (stężenie elektrolitu przed dysocjacją).
NH 4 OH jest traktowany jako słaby elektrolit, który jest odwrotnie dysocjowany w wodzie: NH 4 OH ⇆ NH 4 + + OH - (rozdz. również uwaga 2 na stronie 5). Stała dysocjacji K = 1,8 10 -5 (poprzednia wartość). Oskіlki słaba dysocjacja elektrolityczna niekorzystnego, drażliwego, który wytworzył x mol / l NH 4 OH, równie ważne jest stężenie jonów w jonach amonowych i wodorotlenkowych również w więcej x mol / l: C (NH 4 +) \u003d C (OH -) \u003d x mol / l. Równie ważne jest stężenie nieprodukującego NH 4 OH: C (NH 4 OH) \u003d (C 0 -x) \u003d (0,1 -x) mol / l.
Reprezentujemy wyrażenie przez x równych stężeń wszystkich cząstek równych stałych dysocjacji:
.
Nawet słabszy prąd dysocjuje nieznacznie (x ® 0) i ze znakiem dodankiv można się zbuntować:
.
Dźwięk na czele światowej chemii i chorążych nie ma go w tej fluktuacji, jak (w tej fluktuacji x - stężenie elektrolitu, który jest wytwarzany, - w 10 i mniej razy wybucha w C 0 - wysoka koncentracja w koncentracji energii elektrycznej).
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.
Etapy dysocjacji elektrolit może ulec rozkładowi jako zmiana stężenia elektrolitu (x), który jest wytwarzany, aż do całkowitego stężenia elektrolitu (C 0):
(1,34%).
Pierwszym krokiem jest przeliczenie stężenia procentowego na molowe (div. butt 5.1). W tym przypadku C0 (H3PO4) = 3,6 mol/l.
Dopiero w pierwszym etapie dysocjacji przeprowadza się analizę stężenia jonów w wodzie w stężeniach bogato zasadowych słabych kwasów. Ściśle rzecz biorąc, całkowite stężenie jonów w wodzie w zakresie słabo bogatych kwasów zasadowych i dobra suma stężeń jonów H+, które osiadły na skórnym etapie dysocjacji. Na przykład, dla kwasu fosforowego C(H+) jest wspólne = C(H+) w 1 kroku + C(H+) w 2 krokach + C(H+) w 3 krokach. Jednak dysocjacja słabych elektrolitów przebiega ważniej w pierwszym etapie, a w drugim i kolejnych etapach - nieistotny świat, który
C(H+) na etapie 2 ≈ 0, C(H+) na etapie 3 ≈ 0 i C(H+) jest pełne ≈ C(H+) na etapie 1.
Niech kwas fosforowy zdysocjuje zgodnie z pierwszym etapem x mol / l, a następnie równa dysocjacja H 3 PO 4 ⇆ H + + H 2 PO 4 - wynika z tego, że równe stężenie jonów H + i H 2 PO 4 jest również bardziej prawdopodobne be x mol i równie ważne stężenie niedysocjującego H 3 PO 4 jest równe (3,6-x) mol / l. Można to wykazać za pomocą x stężeń jonów H + w H 2 PO 4 - w cząsteczkach H 3 PO 4 viraz Stałe dysocjacji w pierwszym etapie (K 1 = 7,5 10 -3 - wartość końcowa):
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 \u003d 0,66.
(3,44%)
Kierownik nr 8
Opisać a) pH mocnych kwasów i zasad; b) rodzaj słabego elektrolitu i poziom dysocjacji elektrolitu w tym samym zakresie (tabela 8). Ograniczenie rozchinіv do przyjęcia równego 1 g / ml.
Tabela 8 - Zadanie mycia numer 8
| numer opcji | a | b | numer opcji | a | b |
| 0,01 M H2SO4; 1% NaOH | 0,35% NH4OH | ||||
| 0,01MCa(OH)2; 2% HNO3 | 1% CH3COOH | 0,04 M H2SO4; 4% NaOH | 1% NH4OH | ||
| 0,5M HCIO4; 1% Ba(OH)2 | 0,98% H3PO4 | 0,7M HCIO4; 4% Ba(OH)2 | 3% H3PO4 | ||
| 0,02M LiOH; 0,3% HNO3 | 0,34% H2S | 0,06 M LiOH; 0,1% HNO3 | 1,36% H2S | ||
| 0,1M HMnO4; 0,1% KOH | 0,031% H2CO3 | 0,2M HMnO4; 0,2% KOH | 0,124% H 2 CO 3 | ||
| 0,4 M HC1; 0,08% Ca(OH)2 | 0,47% HNO2 | 0,8 MHC1; 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 | ||
| 0,02M Ba(OH)2; 0,13% HI | 0,2% HF | 0,05 M Ba(OH)2; 2,5% WYSOKA | 2% HF | ||
| 0,02 M H2SO4; 2% NaOH | 0,7% NH4OH | 0,06MH2SO4; 0,8% NaOH | 5% CH3COOH | ||
| 0,7M HCIO4; 2% Ba(OH)2 | 1,96% H3PO4 | 0,08 M H2SO4; 3% NaOH | 4% H3PO4 | ||
| 0,04 ml m/OH; 0,63% HNO3 | 0,68% H2S | 0,008MHI; 1,7% Ba(OH)2 | 3,4% H2S | ||
| 0,3MHMnO4; 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 | 0,9MHC1; 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 H2SO4; 0,4% NaOH | 3% CH3COOH | 0,1M Ba(OH)2; 6,4% HI | 6% CH3COOH | ||
| 0,002MHI; 3% Ba(OH)2 | 1% HF | 0,04MH2SO4; 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 |
Zdjęcie 7,5 Zmieszaliśmy 200 ml 0,2 M H 2 SO 4 i 300 ml 0,1 M NaOH. Razrahuyte pH razchiny, scho osiadł, a stężenie jonów Na + і SO 4 2– w każdym wariancie.
Sprowadźmy reakcję H 2 SO 4 + 2 NaOH → Na 2 SO 4 + 2 H 2 O do szybkiego jonowo-molekularnego wyglądu: H + + OH - → H 2 O
Z równowagi jonowo-molekularnej reakcji wynika, że tylko jony H + i OH – wchodzą do reakcji i rozpuszczają cząsteczkę wody. Na + i SO 4 2– nie biorą udziału w reakcji, więc ich ilość po reakcji jest taka sama jak przed reakcją.
Razrahunok kіlkostі speechovin przed reakcją:
n (H 2 SO 4) \u003d 0,2 mol / l × 0,1 l \u003d 0,02 mol \u003d n (SO 4 2-);
n (H +) \u003d 2 × n (H 2 SO 4) \u003d 2 × 0,02 mol \u003d 0,04 mol;
n (NaOH) \u003d 0,1 mol / l 0,3 l \u003d 0,03 mol \u003d n (Na +) \u003d n (OH -).
soni OH – – w braku uderzenia; smród zareaguje bardziej. W tym samym czasie reagowały z pałeczkami i (tobto 0,03 mola) jonami H+.
Razrahunok kіlkost іonіv po reakcji:
n (H +) \u003d n (H +) przed reakcją - n (H +), które przereagowało \u003d 0,04 mola - 0,03 mola \u003d 0,01 mola;
n(Na+) = 0,03 mola; n(SO 4 2-) = 0,02 mol.
Bo zmіshuyusya razvedі razchiny, a następnie
Zag. »V zakres H 2 SO 4 + V zakres 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 mola: 0,5 l \u003d 0,02 mol / l;
pH \u003d -lg C (H +) \u003d -lg 2 10 -2 \u003d 1,699.
Kierownik nr 9
Oblicz pH stężenia molowego kationów metali i anionów nadmiaru kwasu w zakresie, który w efekcie zmieni zakres mocnego kwasu w tym zakresie (Tabela 9).
Tabela 9 - Zadanie mycia numer 9
| numer opcji | numer opcji | Ob'єmi ten magazyn kwasu rozchinіv i łąk | |
| 300 ml 0,1M NaOH i 200 ml 0,2M H2SO4 | |||
| 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 H2SO4 | 1 l 0,05 M Ba(OH) 2 i 200 ml 0,8 M HCl | ||
| 80 ml 0,15M KOH i 20 ml 0,2M H2SO4 | 400ml 0,05M NaOH i 600ml 0,02M H2SO4 | ||
| 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 H2SO4 | ||
| 700ml 0,05M NaOH i 300ml 0,1M H2SO4 | 200ml 0,05M Ca(OH)2 i 200ml 0,04M HCl | ||
| 50 ml 0,2 M Ba(OH) 2 i 150 ml 0,1 M HCl | 150ml 0,08M NaOH i 350ml 0,02M H2SO4 | ||
| 900ml 0,01M KOH i 100ml 0,05M H2SO4 | 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 H2SO4 | 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 H2SO4 | ||
| 100 ml 1M NaOH i 1900 ml 0,1M H2SO4 | 25 ml 0,1M KOH i 75 ml 0,01M H2SO4 | ||
| 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 0,01M 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 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 0,03M Ca (OH) 2 i 500 ml 0,1M HNO 3 |
Hydroliza solna
Kiedy woda jest oddzielona, czy to sól, następuje dysocjacja soli na kationy i aniony. Jeśli siła zostanie rozpuszczona przez kation mocnej zasady i anion słabego kwasu (na przykład azotyn potasu KNO 2), wówczas jony azotynowe zwiążą się z jonami H +, które są rozcieńczone w cząsteczkach wody, jako w wyniku czego rozpuszcza się słaby kwas azotawy. W wyniku wzajemnej modalności różnica będzie równa:
NO 2 - + HOH ⇆ HNO 2 + OH -
KNO 2 + HOH ⇆ HNO 2 + KOH.
W ten sposób w przypadku soli hydrolizujących przez anion występuje nadmiar jonów OH - (odczyn pożywki to kałuża; pH > 7).
Tak silne jak kation słabej zasady i anion mocnego kwasu (np. chlorek amonu NH 4 Cl), to kationy NH 4 + słabe zasady rozpuszczają jony OH - w postaci cząsteczek wody i rozpuszczają słabo dysocjujący elektrolit - wodorotlenek amonu 1.
NH4++HOH — NH4OH+H+.
NH4Cl + HOH NH4OH + HCl.
Przy różnych solach, hydrolizujących przez kation, występuje nadmiar jonów H+ (odczyn pożywki to kwaśne pH< 7).
W hydrolizie soli nasyconej kationem słabej zasady i anionem słabego kwasu (na przykład fluorku amonu NH 4 F), kationami słabej zasady wiązanie NH 4 + z jonami OH - , rozszczepianie cząsteczek wody , a aniony słabo kwaśne F - z jonami H +, po czym rozpuszczają się słaba zasada NH 4 OH i słaby kwas HF: 2
NH 4 + + F - + HOH ⇆ NH 4 OH + HF
NH4F + HOH NH4OH + HF.
Reakcja pożywki w różnych solach, która hydrolizuje zarówno pod względem kationu, jak i pod względem anionu, wyróżnia się tym, że jest to elektrolit nisko położony, który powoduje hydrolizę, która jest najsilniejsza (może być zmieniane przez zmianę stałych dysocjacji). W czasie hydrolizy NH 4 F środek będzie kwaśny (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 .
W tej kolejności hydrolizę (aby rozprowadzić ją przez wodę) poddaje się soli, wytworzonej:
– mocny kation zasadowy i słaby anion kwasowy (KNO 2 , Na 2 CO 3 , K 3 PO 4);
– kation słabo zasadowy i anion silnie kwasowy (NH 4 NO 3 , AlCl 3 , ZnSO 4);
- słaby kation zasadowy i słaby anion kwasowy (Mg(CH 3 COO) 2, NH 4 F).
Z cząsteczkami wody oddziałującymi kationami słabych zasad lub (i) anionami słabych kwasów; sole utrwalone przez kationy mocnych zasad i aniony mocnych kwasów nie podlegają hydrolizie.
Hydroliza soli nasyconych bogato naładowanymi kationami i anionami zachodzi często; Poniżej, na konkretnych niedopałkach, pokazano sekwencję refluksu, którą zaleca się przyciąć przy układaniu hydrolizy takich soli.
Uwagi
1. Jak już wspomniano wcześniej (przypis dyw. 2 na str. 5) jest alternatywnym punktem świtu, opartym na pewnym wodorotlenku amonu - mocnej zasadzie. Reakcja kwasowa ośrodka w zakresie soli amonowych, silnych kwasów, na przykład NH 4 Cl, NH 4 NO 3, (NH 4) 2 SO 4, jest wyjaśniona tym podejściem przez odwrócony proces dysocjacji jon amonowy NH 4 + ⇄ NH 3 + H + lub dokładniej NH 4 + + H 2 O ⇄ NH 3 + H 3 O +.
2. Jeśli jako mocną zasadę stosuje się wodorotlenek amonu, to w zakresie soli amonowych, pogarszanych przez słabe kwasy, na przykład NH 4 F jest podobny do NH 4 + + F - ⇆ NH 3 + HF, w którym występuje konkurencja o jon H + między cząsteczkami amoniaku i słabymi anionami kwasowymi.
Zdjęcie 8.1 Napisz pod względem wyglądu molekularnego i jonowo-molekularnego reakcję hydrolizy węglanu sodu. Wprowadź wartość pH (pH>7, pH<7 или pH=7).
1. Równa dysocjacja soli: Na 2 CO 3 ® 2Na + + CO 3 2–
2. Silne kationy (Na+) mocnej zasady NaOH i anion (CO 3 2–) słabego kwasu H2CO3. Również silna hydroliza przez anion:
CO 3 2– + HOH ⇆ ... .
Hydroliza w większości przypadków jest odwrócona (znak ⇄); dla 1 jonu biorącego udział w procesie hydrolizy rejestrowana jest 1 cząsteczka HOH .
3. Ujemnie naładowane jony węglanowe CO 3 2– wiążą się z dodatnio naładowanymi jonami H + , rozszczepiając swoje gatunki cząsteczek HOH i rozpuszczając jony wodorowęglanowe HCO 3 – ; Jest wzbogacony jonami OH - (średnia kałuża; pH > 7):
CO 3 2– + HOH ⇆ HCO 3 – + OH – .
Ceionowo-molekularne wyrównanie pierwszego etapu hydrolizy Na2CO3.
4. Równanie pierwszego etapu hydrolizy w ujęciu molekularnym można wyeliminować, ale wszystkie są równe CO 3 2– + HOH ⇆ HCO 3 – + OH – aniony (CO 3 2– , HCO 3 – i OH –) z kationami Na + , po rozpuszczeniu soli Na 2 CO 3, NaHCO 3 i na bazie NaOH:
Na2CO3 + HOH NaHCO3 + NaOH.
5. W wyniku hydrolizy w pierwszym etapie wodorowęglany jonowe osiadły, więc biorą udział w kolejnym etapie hydrolizy:
HCO 3 - + HOH ⇆ H 2 CO 3 + OH -
(ujemnie naładowane jony wodorowęglanowe HCO 3 - wiązanie z dodatnio naładowanymi jonami H+ w postaci cząsteczek HOH).
6. Równoważnik innego etapu hydrolizy pod względem molekularnym można wyeliminować, łącząc bezpośrednio z równym HCO 3 - + HOH ⇆ H 2 CO 3 + OH - aniony (HCO 3 - і OH -) z kationami Na +, po zredukowaniu siła NaHCO 3 w bazie NaOH:
NaHCO 3 + HOH ⇆ H 2 CO 3 + NaOH
CO 3 2– + HOH ⇆ HCO 3 – + OH – Na 2 CO 3 + HOH ⇆ NaHCO 3 + NaOH
HCO 3 - + HOH H 2 CO 3 + OH - NaHCO 3 + HOH H 2 CO 3 + NaOH.
Zdjęcie 8,2 Napisz pod względem wyglądu cząsteczkowego i jonowo-cząsteczkowego reakcję hydrolizy siarczanu glinu. Wprowadź wartość pH (pH>7, pH<7 или pH=7).
1. Równa dysocjacja soli: Al 2 (SO 4) 3 ® 2Al 3+ + 3SO 4 2–
2. Siła jest zaspokojona kationy (Al 3+) słaba zasada Al (OH) 3 i aniony (SO 4 2–) mocne kwasy H 2 SO 4. Otzhe, sil hydrolizuje kation; 1 cząsteczka HOH jest rejestrowana dla 1 jonu Al 3+: Al 3+ + HOH ⇆ … .
3. Dodatnio naładowane jony Al 3+ wiążą się z ujemnie naładowanymi jonami OH –, rozszczepiając ich typy cząsteczek HOH i rozpuszczając jony hydroksyglinu AlOH 2+; Różnica jest wzbogacona jonami H+ (ośrodek kwaśny; pH<7):
Al 3+ + HOH ⇆ AlOH 2+ + H + .
Cejonowo-molekularne wyrównanie pierwszego etapu hydrolizy Al2(SO4)3.
4. Równanie pierwszego etapu hydrolizy pod względem molekularnym można wyeliminować łącząc wszystkie przejawy w kationach Al 3+ + HOH ⇆ AlOH 2+ + H + (Al 3+ , AlOH 2+ і H +) z anionami SO 4 2– , po rozpuszczeniu soli Al 2 (SO 4) 3 AlOHSO 4 i kwasu H 2 SO 4:
Al 2 (SO 4) 3 + 2HOH ⇆ 2AlOHSO 4 + H 2 SO 4.
5. W wyniku hydrolizy w pierwszym etapie rozpuszczone zostały kationy hydroksyglinu AlOH 2+, dzięki czemu biorą udział w kolejnym etapie hydrolizy:
AlOH 2+ + HOH ⇆ Al(OH) 2 + + H +
(Dodatnio naładowane jony AlOH 2+ są połączone z ujemnie naładowanymi jonami OH, które są rozszczepionymi typami cząsteczek HOH).
6. Równanie drugiego etapu hydrolizy pod względem molekularnym można wyeliminować, łącząc wszystkie przejawy w kationach AlOH 2+ + HOH ⇆ Al(OH) 2 + + H + (AlOH 2+ , Al(OH) 2 + , і H+ ) z anionami SO 4 2 - o rozpuszczonych solach AlOHSO 4, (Al (OH) 2) 2 SO 4 i kwas H 2 SO 4:
2AlOHSO 4 + 2HOH ⇆ (Al(OH) 2) 2 SO 4 + H 2 SO 4.
7. W wyniku kolejnego etapu hydrolizy doszło do rozpuszczenia kationów dihydroksoglinu Al(OH) 2+, które biorą udział w trzecim etapie hydrolizy:
Al(OH) 2 + + HOH ⇆ Al(OH) 3 + H +
(dodatnio naładowane jony Al(OH) 2 + są połączone z ujemnie naładowanymi jonami OH, które są rozszczepionymi typami cząsteczek HOH).
8. Równanie trzeciego etapu hydrolizy pod względem molekularnym można wyeliminować łącząc je w kationach Al(OH) 2 + + HOH ⇆ Al(OH) 3 + H + (Al(OH) 2 + і H +) z SO aniony 4 2–, po rozpuszczeniu mocy (Al (OH) 2) 2 SO 4 i kwas H 2 SO 4:
(Al(OH) 2) 2 SO 4 + 2 HOH ⇆ 2Al(OH) 3 + H 2 SO 4
W wyniku tych mirkuvanie przyjmiemy początek hydrolizy:
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.
Zdjęcie 8,3 Napisz pod względem wyglądu molekularnego i jonowo-molekularnego podobieństwo reakcji hydrolizy do ortofosforanu amonu. Wprowadź wartość pH (pH>7, pH<7 или pH=7).
1. Równa dysocjacja soli: (NH 4) 3 PO 4 ® 3NH 4 + + PO 4 3–
2. Siła jest zaspokojona kationy (NH 4 +) słaba zasada NH4OH i aniony
(PO 4 3-) słaby kwas H3PO4. Otzhe, silna hydrolizacja i kation, anion : NH 4 + + PO 4 3– +HOH ⇆ … ; ( na parę jonów NH 4 + i PO 4 3– w tym kierunku Zarejestrowano 1 cząsteczkę HOH ). Dodatnio naładowane jony NH 4 + wiążą się z ujemnie naładowanymi jonami OH - , rozszczepiając typy їx cząsteczek HOH, zaspokajając słabą zasadę NH 4 OH, a ujemnie naładowane jony PO 4 3– wiążą się z jonami H + , rozpuszczając jony hydrofosforanowe HPO:
NH 4 + + PO 4 3– + HOH ⇆ NH 4 OH + HPO 4 2– .
Wyrównanie cejonowo-cząsteczkowe pierwszego etapu hydrolizy (NH 4) PO 4 .
4. Równanie pierwszego etapu hydrolizy w ujęciu molekularnym można wyeliminować łącząc bezpośrednio w równaniu NH 4 + + PO 4 3– + HOH ⇆ NH 4 OH + HPO 4 2– aniony (PO 4 3– , HPO 4 2 –) kationy NH 4 + rozpuszczone sole (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. W wyniku hydrolizy w pierwszym etapie rozpuszczony został anion wodorofosforanowy HPO 4 2–, więc razem z kationami NH 4 + biorą udział w kolejnym etapie hydrolizy:
NH 4 + + HPO 4 2– + HOH ⇆ NH 4 OH + H 2 PO 4 –
(Jony NH 4 + wiążą się z jonami OH -, jony HPO 4 2– - z jonami H +, rozszczepiając te typy cząsteczek HOH, głównie zasady NH 4 OH i jonów dihydrofosforanowych H 2 PO 4 -).
6. Można odjąć równanie drugiego etapu hydrolizy w ujęciu molekularnym, wiążąc bezpośrednio z równymi NH 4 + + HPO 4 2– + HOH ⇆ NH 4 OH + H 2 PO 4 – aniony (HPO 4 2– i H 2 PO 4 – ) z kationami NH 4 + sole rozcieńczające (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. W wyniku kolejnego etapu hydrolizy, dihydrofosforanowe aniony H 2 PO 4 - uległy rozpuszczeniu i wraz z kationami NH 4 + biorą udział w trzecim etapie hydrolizy:
NH 4 + + H 2 PO 4 - + HOH ⇆ NH 4 OH + H 3 PO 4
(jony NH 4 + wiążą się z jonami OH -, jony H 2 PO 4 - - z jonami H + w rozszczepionych typach cząsteczek HOH i rozpuszczają słabe elektrolity NH 4 OH w H 3 PO 4).
8. Równanie trzeciego etapu hydrolizy pod względem molekularnym można wyeliminować, łącząc obecność w równych NH 4 + + H 2 PO 4 - + HOH ⇆ NH 4 OH + H 3 PO 4 aniony H 2 PO 4 - kationy NH 4 + po rozpuszczeniu siły NH 4 H 2 PO 4:
NH 4 H 2 PO 4 + HOH ⇆ NH 4 OH + H 3 PO 4.
W wyniku tych mirkuvanie przyjmiemy początek hydrolizy:
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 hydrolizy przebiega ważniej w pierwszym etapie, ponieważ wyróżnia się reakcja środka w soli, który hydrolizuje zarówno pod względem kationu, jak i pod względem anionu, który jest jednym z elektrolitów o niskiej dysocjacji osiadających w pierwszym etapie, hydroliza Wu tsomu vipadku
NH 4 + + PO 4 3– + HOH ⇆ NH 4 OH + HPO 4 2–
średni odczyn (pH>7), parzy jon HPO 4 2– – słaby elektrolit, niższy NH 4 OH: KNH 4 OH = 1,8 10 –5 > KHPO 4 2– = K III H 3 PO 4 = 1,3 × 10 – 12 (dysocjacja jonu HPO 4 2– – dysocjacja H 3 PO 4 w trzecim etapie, objętość KHPO 4 2– = K III H 3 PO 4).
Kierownik nr 10
Zanotuj wygląd molekularny i jonowo-molekularny reakcji hydrolizy soli (tabela 10). Wprowadź wartość pH (pH>7, pH<7 или pH=7).
Tabela 10 - Zadanie zmywania numer 10
| numer opcji | Lista soli | numer opcji | Lista 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 |
Postępowanie w tabelach 10
| numer opcji | Lista soli | numer opcji | Lista 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 |
Lista referencji
1. Lur'e, Yu.Yu. Doktor chemii analitycznej / Yu.Yu. Wabik. - M.: Chimija, 1989. - 448 s.
2. Rabinowicz, W.A. Krótki esej chemiczny / V.A. Rabinowicz, Z.Ya. Khavin - L.: Chemia, 1991. - 432 s.
3. Glinka, N.L. Chemia Zagalna/N.L. Glinka; na czerwono. V.A. Rabinowicz. - 26 widok. - L.: Chemia, 1987. - 704 s.
4. Glinka, N.L. Szef prawicy od światowej chemii: przewodnik dla uczelni / N.L. Glinka; na czerwono. V.A. Rabinovich i Kh.M. Rubin - 22 gatunek. - L.: Chemia, 1984. - 264 s.
5. Chemia globalna i nieorganiczna: notatki wykładowe dla studentów kierunków technologicznych: ok. 2 lata. / Państwowy Uniwersytet Żywności w Mohyłowie; automatyczne zamówienie V.A. Ogorodnikowa. - Mogilov, 2002. - Część 1: Globalne odżywianie chemii. - 96 pkt.
Początkowo widziany
CHEMIA ZAHALNA
Instrukcje metodyczne i zadania kontrolne
dla studentów kierunków technologicznych
Menedżer: Ogorodnikov Valeriy Anatolyovich
Redaktor T.L. Mateusz
Redaktor techniczny O.O. Szczerbakowa
Podpisany do przyjaciela. Format 60'84 1/16
Druk offsetowy. Czasy zestawu słuchawkowego. Wzornik druku
Umysł. pich. łuk. Uch. pogląd. l. 3.
Egzemplarze obiegowe. Zamovlennya.
Poinstruowany w zakresie risografu redakcji i redakcji
położyć fundament
„Państwowy Uniwersytet Żywności w Mohyłowie”
1. Razrahunok pH dla mocnych kwasów i zasad.
Razrahunok pH w zakresie mocnych jednozasadowych kwasów i zasad przeprowadza się według wzorów:
pH \u003d - lg C do i pH \u003d 14 + lg C
De C do, C promolowe stężenie kwasu lub zasady, mol/l
2. Różowe pH dla słabych kwasów i zasad
Analizę pH w zakresach słabych kwasów jednozasadowych i zasad przeprowadza się zgodnie ze wzorami: pH \u003d 1/2 (pK do - lgC k) і pH \u003d 14 - 1/2 (pK - lg C O)
3. Razrahunok rn w solach hydrolizujących rozchinah
Istnieją 3 rodzaje hydrolizy soli:
a) hydroliza soli przez anion (siłę zapewnia słaby kwas i mocna zasada, np. CH 3 COO Na). Wartość pH oblicza się według wzoru: pH = 7 + 1/2 pK do + 1/2 lg C
b) hydroliza soli przez kation (siłę zapewnia słaba zasada i mocny kwas, np. NH 4 Cl).
c) hydroliza soli przez kation i anion (siłę uzyskuje się słabym kwasem i słabą zasadą, na przykład CH 3 COO NH 4). W takim przypadku pH rozrachunki należy prowadzić według następującego wzoru:
pH = 7 + 1/2 pK do - 1/2 pK o
Jeśli jest mocny ze słabym bogatym kwasem zasadowym lub słabą bogatą zasadą protonową, to w ponownym wytworzeniu wzoru (7-9) wartość pH jest przypisywana wartości pK do i pK dla reszty dysocjacji
4. Razrahunok pH w różnych sumach kwasów i zasad
Podczas nalewania zasad kwasowych, pH sumy jest odejmowane od ilości pobranego kwasu i zasad o tej mocy.
4. Systemy buforowe
Do układów buforowych można zaobserwować podsumowanie:
a) słaby kwas i sól її, na przykład CH 3 COO H + CH 3 COO Na
b) słabo zasadowa sól, na przykład NH 4 OH + NH 4 Cl
c) suma soli kwasowych o różnej kwasowości, np. NaH 2 PO 4 + Na 2 HPO 4
d) suma soli kwasowych i średnich, np. NaНCO 3 + Na 2 CO 3
e) suma soli zasadowych o różnej zasadowości, na przykład Al(OH) 2 Cl + Al(OH) Cl 2 itd.
Razrahunok pH w układach buforowych postępuj zgodnie ze wzorami: pH = pK do - lg C do / C і pH = 14 - pK o + lg C pro / C s
Buforowanie kwasowo-zasadowe, stosunek Hendersona-Haselbacha. Znacząca charakterystyka. Zasada nie. Rozrahunok buforowany pH. Pojemność bufora.
bufory - Systemy poprawiające wartość dowolnego parametru (pH, potencjał systemu itp.) przy zmianie pamięci systemu.
Kwasowo-zasadowa nazywana jest buforowaniem , który przy dodawaniu dużych ilości mocnego kwasu lub mocnej zasady oraz przy zagęszczaniu przyjmuje w przybliżeniu taką samą wartość pH. Różnice między buforami kwasowo-zasadowymi można złagodzić za pomocą słabych kwasów i dodanej do niego zasady. Silny kwas po dodaniu do odpowiedniego współczynnika buforowania „przekształca się” w słaby kwas, a mocną zasadę w słabą zasadę. Formuła dla rosrachun pH bufor roszin: pH = pK o + LG C o /Z h Tse równe Henderson-Hasselbach . Z tego poziomu jasne jest, że pH zakresu buforów powinno być odkładane w obecności stężenia spivvіdnoshennia słabego kwasu i podstawowej zasady. Odłamki nie zmieniają się w sezonie lęgowym, wtedy różnica pH pozostaje stała. Rozwód nie może być pozbawiony granic. Przy nawet znacznym rozcieńczeniu pH różnica się zmieni, odłamki najpierw zmniejszą się stężenie składników, więc nie będzie można przezwyciężyć autoprotolizmu wody, ale w inny sposób współczynniki aktywności nienaładowanej a naładowane cząstki w inny sposób leżą w jonach
Zmiana buforu utrzymuje stałą wartość pH przy dodawaniu tylko niewielkich ilości mocnego kwasu lub mocnej zasady. Stabilność zakresu buforów „polega” na zmianach pH osadzających się na skutek stężenia słabego kwasu i związanej z nim zasady, a także na skutek ich całkowitego stężenia – i charakteryzuje się pojemnością buforową.
Pojemność bufora - zastosowanie nieskończenie małego wzrostu stężenia mocnego kwasu lub mocnej zasady w różnicy (bez zmiany objętości) przy jednoczesnym wzroście zmiany pH (str. 239, 7.79)
W środowiskach silnie kwaśnych i mocno letnich, pojemność buforowa jest znacznie zwiększona. Wariacje, w których można osiągnąć wysokie stężenie mocnego kwasu lub mocnej zasady, mogą również buforować moc.
Pojemność buforowa jest maksymalna przy pH = RK. W celu utrzymania aktualnej wartości pH należy dobrać taki zakres buforowania, w którym wartość pKu mieści się w magazynie słabego kwasu i jest bliższa pH. Bufor rozchin maє sens vikoristovuvaty pіdtrimki rn, scho znajdatsya w przedziale pKa + _ 1 . Taki przedział nazywa się siłą roboczą bufora.
19. Podstawowe pojęcia związane z terminami złożonymi. Klasyfikacja spoluka złożonego. Stałe równoważności, które są zwycięskie w charakterystyce złożonych przypadków: stałe oświetlenia, stałe dysocjacji (głowa, krok, termodynamiczna, rzeczywista i mentalna koncentracja)
W większości przypadków kompleks nazywa się cząstką, powstałą w wyniku oddziaływania donor-akceptor centralnego atomu (jonu), zwanych cząsteczkami kompleksotwórczymi i ładującymi lub obojętnymi, zwanych ligandami. Twórca kompleksu i ligandy są winne niezależnie od tego, że w środku wymagana jest racja twórcy kompleksu.
Złożony biznes składa się ze sfery wewnętrznej i zewnętrznej. K3(Fe(CN)6) - sfera zewnętrzna K3, czynnik kompleksujący Fe, ligand CN, czynnik kompleksujący + ligand = sfera wewnętrzna.
Liczba centrów dawcy w ligandzie, która jest taka sama w interakcji dawca-akceptor z ustaloną częścią złożoną, nazywana jest zębowością. Ligandy są jednokleszczowe (Cl-, H2O, NH3), dwukleszczowe (C2O4(2-), 1,10-fenantrolina) i wielokleszczowe.
Liczba centrów donorowych ligandów nazywana jest liczbą koordynacyjną, od takich oddziaływań atom centralny. Wyznaczona osoba ma przykład: 6-numer koordynacyjny. (Ag(NH3)2)+ - liczba koordynacyjna 2, ponieważ amoniak jest ligandem jednokleszczowym, oraz (Ag(S2O3)2)3- - liczba koordynacyjna 4, ponieważ tiosiarczanowy ligand dwukleszczowy.
Klasyfikacja.
1) Odłogiem pod względem ładunku: anionowy ((Fe(CN)6)3-), kationowy ((Zn(NH3)4)2+) oraz nienaładowany lub kompleksowy nieelektrolityczny (HgCl2).
2) Odłogiem pod względem liczby atomów metali: kompleksy jednojądrowe i wielojądrowe. Przed magazynem kompleksu jednojądrowego wchodzi jeden atom metalu, a przed magazynem kompleksu wielojądrowego dwa i więcej. Wielopierścieniowe cząsteczki złożone, które mszczą te same atomy metali, nazywane są homojądrowymi (Fe2(OH)2)4+ lub Be3(OH)3)3+, a atomy metali rzadkich, które mszczą, nazywane są heterojądrowymi (Zr2Al(OH) 5)6+).
3) Ugorów typu odłogiego: ligandy homogeniczne i różne kompleksy ligandów (smishanoligandy).
Złożone jony chelatująco-cykliczne jonów metali z polikleszczowymi ligandami (dźwięk organiczny), w których centralny atom może wejść do magazynu jednego lub więcej cykli decylowych.
Constanti. Mineralność jonu złożonego charakteryzuje się stałą dysocjacji, ponieważ nazywa się ją stałą niestabilności.
W rzeczywistości dane dotyczące stopni stałej niestabilności na dzień są potwierdzone przez ogólną stałą niestabilności jonu zespolonego:
Główna stała nieoporu jest droższa w uzupełnieniu kroków wieloczęściowych stałych nieoporu.
W chemii analitycznej stałe stabilności pozostałej godziny zastępuje się stałymi stabilności jonu kompleksowego: 
Stała stabilności jest brana pod uwagę przed procesem adopcji jonu zespolonego, a zwracana wartość stałej stabilności wynosi: Kush = 1/Knest.
Stała stabilności charakteryzuje stabilność kompleksu.
Stała termodynamiczna i stężenia div. bok 313.
20. Wpływ różnych czynników na proces powstawania kompleksu i trwałość spoluku złożonego. Napływ stężenia reaguje na kompleks. Razrakhanok rozpadlin molowych dużych jonów metali i kompleksów w równych sumach.
1) Stabilność spoluku złożonego do osadzania w naturze kompleksotwórczej i ligandiv. Dodatkową pomocą można wyjaśnić regularność zmiany stabilności kompleksów metali bogatych z różnymi ligandami. Teorie twardych i miękkich kwasów i zasad (HMCA): miękkie kwasy osadzają się silniej z miękkimi zasadami, a twarde - z twardymi. Ligandy (f. zasady) i Ag+ lub Hg2+ (m. to-ty) z S-sodą Ligandy (m. zasadowe) Kompleksy kationów metali z ligandami wielokleszczowymi yavl.
2) siła jonowa. Wraz ze wzrostem siły jonowej i zmianą współczynników aktywności jonów zmienia się stabilność kompleksu.
3) temperatura. Jeśli, gdy kompleks jest oświetlony, delta H jest większa niż 0, to gdy temperatura wzrasta, stabilność kompleksu wzrasta, jeśli delta H jest mniejsza niż 0, to się zmienia.
4) skutki uboczne. Po dodaniu pH do stabilności kompleksów, osadza się charakter ligandu centralnego atomu. Jeśli zasada kompleksu jest większa lub mniejsza, to przy obniżeniu pH protonowanie takich ligandów i zmiana części molowej tworzą ligand, który bierze udział w założonym kompleksie. Napływ pH będzie tym silniejszy, im większa siła danej zasady i mniejsza stabilność kompleksu.
5) koncentracja. Wraz ze wzrostem stężenia ligandu zmienia się stężenie wolnych jonów metali, zamiast kompleksów o dużej liczbie koordynacyjnej. Jeśli w roztworze występuje nadmiar jonów metali, dominuvatim jest kompleksem monoligandu.
Ułamek molowy jonów metali niezwiązanych z kompleksem
Część molowa części złożonych
Wiadomo, że w praktyce medycznej stężenia hydrolizowanej soli pozostają w stanie stagnacji. Tak więc, gdy kwasy dostaną się na skórę, rany dilyanki są traktowane wodą, a następnie węglanem sodu Na 2 CO 3 . Taka metoda pozwala zneutralizować nadmiar kwasu, odłamki wody Na 2 CO 3 mogą prowadzić do reakcji kałużowej. Jednak jest mało prawdopodobne, aby ilość Na 2 CO 3 uległa stagnacji w celu zmniejszenia zwiększonej kwasowości soku z obkurczonego soku przez wysoką kałużę. W tym celu stężenia wodorowęglanu sodu NaHCO 3 charakteryzują się niższymi wartościami pH. W tym celu, aby dokładnie dopasować lek, który opiera się na hydrolizie, lekarz musi ocenić wartości pH hydrolizowanych soli.
1. Przy różnych rodzajach soli NH4Cl:
de komputer,- Ujemne dziesiątki logarytmów innych wartości.
Oscilki w t 0 = 20-25 0 C = 14, to także:
2. Rodzaj soli CH 3 COONa:
3. Przy różnych rodzajach soli NH4CN:
W przypadku parzystości = część ułamkowa wzoru zmieni się na zero i pH = 7.
Jeżeli siła hydrolizy jest w kilku etapach, można wziąć pod uwagę, że wartość pH różnicy w ilości soli jest ważniejsza niż pierwszy etap hydrolizy.
Etaloni cherishenya zavdan
1. Oblicz stałą i stopień hydrolizy soli NH 4 Cl pod względem (NH 4 Cl) \u003d 0,1 mol / l, tj. (NH 3 × H 2 O) \u003d 1,8 × 10 - 5.
NH4Cl + H-OH ⇄ NH3 ∙H2O + HCl2. Oblicz stałą i stopień hydrolizy Na 2 CO 3 zgodnie z pierwszym krokiem w zakresie (Na 2 CO 3) = 0,01 mol/l, czyli dla H 2 CO 3 = 4 × 10 – 7; = 5×10-11.
Hydroliza Na 2 CO 3 występuje często:
Na 2 CO 3 + H-OH ⇄ NaHCO 3 + NaOH (1 etap)
Na wybuchowym spojrzeniu zazdrość wygląda tak:
CO 3 2 - + H-OH ⇄ HCO 3 - + ВІН -NaHCO 3 + H-OH ⇄ H 2 CO 3 + NaOH (2 etapy)
HCO 3 - + H-OH ⇄ H 2 CO 3 + BIN -Hydroliza Na 2 CO 3 w pierwszym etapie do wytworzenia roztworu jonu wodorowęglanowego HCO 3 - będącego słabym elektrolitem:
HCO 3 - ⇄ H + + CO 3 2 -
Wyrównanie Duńczyka dysocjacji H 2 CO 3 innego stopnia charakteryzuje się stałą (H 2 CO 3) = 5 × 10 - 11.
3. Dostosuj etapy hydrolizy NaNO 2 w różnych solach o stężeniach 0,1 i 0,001 mol / l, więc (HNO 2) \u003d 4 × 10 - 4.
Wprowadź wartość: 1 = 0,1 mol/l; Z 2 \u003d 0,001 mola / l.
Todi: 
; 
.
Dzielimy jeden viraz na drugi i bierzemy to:
NaCN + H-OH ⇄ HCN + NaOH
Pożywka o pH > 7 jest lekko letnia.
6. Znajdź różnicę w pH między Na 2 S i NaHS przy tych samych stężeniach soli, np. (H 2 S) = 7, (H 2 S) = 13.
Vіdnіmemo od pierwszego równego drugiemu i otrimаєmo:
Jedzenie dla samokontroli
1. Który proces nazywa się hydrolizą soli?
2. Jaki jest powód zmiany wartości pH hydrolizy rahunok?
2. Jakie rodzaje soli są znane z hydrolizy w handlu detalicznym? Przynieś przykłady.
3. Dlaczego sole takie jak NaCl, KI, CaCl 2 nie rozpoznają hydrolizy?
4. W niektórych rodzajach hydrolizy soli ustala się sole kwaśne (zasadowe)? Przynieś przykłady.
5. W jakich warunkach pogodowych występuje nieodwracalna hydroliza soli? Przynieś przykłady.
6. Jakie produkty rozpuszczają się w interakcji chlorku chromu (III) i siarczku amonu (NH 4) 2 S w wodzie?
7. Co nazywa się stałą hydrolizy? Które chinniki się przewrócić, a których nie przewrócić, to stała hydrolizy?
8. Co nazywa się etapem hydrolizy? Jak to się ma do stałej hydrolizy różnych rodzajów soli?
9. Jakie czynniki należy dodać do wartości etapu hydrolizy soli?
10. Dlaczego hydroliza wzrasta w podwyższonych temperaturach?
11. W przypadku niektórych soli różnica praktycznie nie jest dodawana do etapów hydrolizy?
12. W jaki sposób można zhydrolizować FeCl 3 aż do rozpuszczenia Fe(OH) 3?
13. Przy hydrolizie tych soli pH jest bliskie 7?
14. Dlaczego NaHCO 3 może być reakcją słabo kwaśną, a NaHSO 3 reakcją lekko kwaśną? (H2CO3) = 4×10-7, (H2SO3) = 1,7×10-2.
15. Konieczne jest przygotowanie różnych soli FeSO 4 podczas hydrolizy, ponieważ ustala się niewielka różnorodność gleby (zmętnienie). Jakie podłoże (kwaśne i kałużowe) przygotować, aby pozbyć się jego zmętnienia? Czemu?
Opcje niezależnej wizji
Numer opcji 1
1. Napisz równanie hydrolizy (w aspekcie wyglądu cząsteczkowego i jonowego) oraz reakcji ośrodka przemiany wody w redystrybucję soli: Na 2 SO 4 , FeCl 2 , Na 2 S.
3. Oblicz wartość pH między CH 3 COOK a C(CH 3 COOK) = 0,005 mol/l, czyli (CH 3 COOH) = 1,8 x 10 - 5 .
Numer opcji 2
1. Napisz równanie hydrolizy (w aspekcie wyglądu cząsteczkowego i jonowego) oraz reakcji ośrodka przemiany wody w redystrybucję soli: MnSO 4 , KI, Na 2 SiO 3 .
3. Oblicz wartość pH pomiędzy NaNO 2 C(NaNO 2) = 0,01 mol/l, czyli (HNO 2) = 4×10 - 4 .
4. Zmień wartości stałych hydrolizy Pb(NO 3) 2 zgodnie z pierwszym i kolejnymi krokami, jak dla Pb(OH) 2 = 9,6×10 - 4; = 3×10-8.
Numer opcji 3
1. Napisz równanie hydrolizy (w aspekcie wyglądu cząsteczkowego i jonowego) i reakcji ośrodka przemiany wody w redystrybucję soli: Ca (NO 3) 2 , Na 2 SO 3 , Cu (NO 3) 2 .
2. Oblicz stałą i stopień hydrolizy KClO w zakresie C(KClO) = 0,1 mol/l, tj. (HClO) = 5,6×10 - 8.
3. Oblicz wartość pH soli KCN przy C(KCN) = 0,05 mol/l, czyli (HCN) = 8×10 - 10.
Numer opcji 4
1. Napisz równanie hydrolizy (w aspekcie wyglądu cząsteczkowego i jonowego) i reakcji ośrodka przemiany wody w redystrybucję soli: K 3 PO 4 , CaCl 2 , ZnCl 2 .
2. Dostosuj etapy hydrolizy NaCN w różnych gatunkach przy stężeniu molowym równoważnika soli 0,1 i 0,001 mol/l xxo (HCN) = 8×10 - 10.
3. Oblicz wartość pH między NH 4 NO 3 a C(NH 4 NO 3) = 0,1 mol/l, czyli (NH 3 × H 2 O) = 1,8 × 10 - 5.
Numer opcji 5
1. Napisz równanie hydrolizy (w aspekcie wyglądu cząsteczkowego i jonowego) oraz reakcji ośrodka przemiany wody w redystrybucję soli: CuSO 4 , Li 2 S, NaBr.
3. Oblicz wartość pH NH 4 I przy stężeniu soli 0,02 mol / l, więc (NH 3 × H 2 O) \u003d 1,8 × 10 - 5.
4. Wyrównać wartości stałych hydrolizy Na 2 SiO 3 w pierwszym i pozostałych krokach, jak dla H 2 SiO 3 = 1,3 × 10 - 10; = 2×10-12.
Numer opcji 6
1. Napisz równanie hydrolizy (w aspekcie wyglądu cząsteczkowego i jonowego) i reakcji ośrodka przemiany wody w redystrybucję soli: SrCl 2 , Fe (NO 3) 3 , K 2 S.
2. Wyrównaj etap hydrolizy NaF w różnych indywiduach przy molowym stężeniu równoważnika soli 0,2 i 0,002 mol/l. (HF) \u003d 6,6 10 - 4.
3. Oblicz wartość pH różnicy między HCOOH a stężeniem molowym soli 0,05 mol/l, więc (HCOOH) = 2,2 × 10 - 4.
Numer opcji 7
1. Napisz równanie hydrolizy (w aspekcie wyglądu cząsteczkowego i jonowego) i reakcji ośrodka przemiany wody w redystrybucję soli: NaNO 3 , ZnSO 4 , Ca(OCl) 2 .
3. Oblicz wartość pH C 6 H 5 COONa o stężeniu soli 0,01 mol/l, tj. (C 6 H 5 COOH) = 6,3×10 - 5.
Numer opcji 8
1. Napisz równanie hydrolizy (w aspekcie wyglądu cząsteczkowego i jonowego) i reakcji ośrodka przemiany wody w redystrybucję soli: Pb (NO 3) 2 , CaS, KC1.
2. Wyrównać wartości stałych i etapów hydrolizy soli NaF i NaCN w różnych stężeniach, tj. (HF) = 6,6 × 10 - 4; (HCN) = 8×10 - 10 .
3. Oblicz wartość pH CH 3 COONH 4 przy molowym stężeniu soli 0,05 mol / l, tj. (CH 3 COOH) \u003d 1,8 × 10 - 5; (NH3xH2O) = 1,8x10-5.
Numer opcji 9
1. Napisz równanie hydrolizy (w aspekcie wyglądu cząsteczkowego i jonowego) i reakcji ośrodka przemiany wody w redystrybucję soli: Ba (NO 3) 2 , NiCl 2 , K 2 SO 3 .
3. Oblicz wartość pH soli KF o stężeniu 0,001 mol/l, gdzie (HF) = 6,6×10 - 4.
Numer opcji 10
1. Napisz równanie hydrolizy (w aspekcie wyglądu cząsteczkowego i jonowego) oraz reakcji ośrodka przemiany wody w redystrybucję soli: CoSO 4 , Na 2 C 2 O 4 , Sr (NO 3) 2 .
2. Zrównoważ wartości stałych i etapów hydrolizy NH 4 F w różnych stężeniach 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. Oblicz wartość pH różnicy między NH 4 CN o stężeniu 0,01 mol / l, więc (HCN) \u003d 8 × 10 - 10 (NH 3 × H 2 O) \u003d 1,8 × 10 - 5.
4. Zmień wartości stałych hydrolizy Na 2 S w pierwszym i drugim etapie, tj. (H 2 S) = 1 × 10 - 7; (H 2 S) \u003d 1 × 10 - 13.
Numer opcji 11
1. Napisz równanie hydrolizy (w aspekcie wyglądu cząsteczkowego i jonowego) oraz reakcji ośrodka przemiany wody w redystrybucję soli: BaS, K 2 SO 4, CrCl 3.
2. Oblicz stałą i etap hydrolizy HCOONa przy różnych stężeniach molowych soli 0,001 mol/l, tj. (HCOOH) = 2,2×10 - 4.
3. Oblicz wartość pH NH 4 F o stężeniu 0,02 mol / l, więc (NH 3 × H 2 O) \u003d 1,8 × 10 - 5 (HF) \u003d 6,6 × 10 - 4.
Numer opcji 12
1. Napisz równanie hydrolizy (w aspekcie wyglądu cząsteczkowego i jonowego) i reakcji ośrodka przemiany wody w redystrybucję soli: Ni(NO 3) 2 , K 2 CO 3 , ВаС1 2 .
2. Wyrównaj wartości stałych etapu hydrolizy NH 4 NO 3 przy różnych stężeniach soli 0,02 i 0,002 mol / l, yaksho (NH 3 × H 2 O) = 1,8 × 10 - 5.
3. Oblicz wartość pH różnicy między KClO a stężeniem soli 0,04 mol/l, tj. (HClO) = 5,6×10 - 8.
Numer opcji 13
1. Napisz równanie hydrolizy (w aspekcie wyglądu cząsteczkowego i jonowego) oraz reakcji ośrodka przemiany wody w redystrybucję soli: NaI, K 2 SiO 3 , Fe 2 (SO 4) 3 .
2. Oblicz stałą i stopień hydrolizy C 2 H 5 COONa w zakresie (C 2 H 5 COONa) = 0,1 mol/l, yakcho (C 2 H 5 COOH) = 1,3 × 10 - 5.
3. Oblicz wartość pH NaHCO 3 o stężeniu 0,1 mol/l, tj. (H 2 3 ) = 4×10 - 7 , (H 2 CO 3 ) = 5×10 - 11 .
Numer opcji 14
1. Napisz równanie hydrolizy (w aspekcie wyglądu cząsteczkowego i jonowego) oraz reakcji ośrodka przemiany wody w redystrybucję soli: Na 2 HPO 4 , KNO 3 , Bi(NO 3) 3 .
2. Oblicz stopień hydrolizy NH 4 F pod względem (NH 4 F) \u003d 0,02 mol / l, nawet (HF) \u003d 6,6 × 10 - 4, (NH 3 × H 2 O) \u003d 1,8 × 10-5.
Hydroliza soli poprzez reakcję intermodalności jonów soli z wodą, w wyniku której powstają słabe elektrolity. Rozchin neutralnej z'ednannya - soli - pęcznieje we własnej reakcji kwaśnej lub kałuży. Najwyraźniej sole rozpuszczają się same w wyniku reakcji neutralizacji, z interakcją kwasów i zasad. Ze wszystkich rodzajów soli do hydrolizy można zastosować tylko trzy rodzaje, które są ustalane podczas interakcji:
1) słaby kwas i mocna zasada;
2) mocne kwasy i słabe zasady;
3) słaby kwas i słaba zasada.
Czwarty rodzaj soli, które rozpuszczają się w wyniku oddziaływania mocnej zasady i mocnego kwasu, na przykład NaOH i HCl, do reakcji
NaOH+HCl=NaCl+Н2О
hydroliza nie jest dozwolona, ponieważ siła jaką rozpuszcza NaCl to także mocny elektrolit a w wodzie cząsteczki dysocjują po uwodnieniu (tobto. zaostrzone cząsteczkami wody) jony Na+ i Cl-. Jednocześnie 2Н 2 О ↔ Н З О + + ВІН - nie psuje się, a zatem hydroliza nie działa, szczeliny stają się neutralne. pH rozmarynu przy takiej różnicy wynosi 7.
Przyjrzyjmy się hydrolizie skóry typu soli Okremo.
1. Jeśli jest mocny ze słabym kwasem ocznym CH 3 COOH i mocną zasadą NaOH, na przykład octanem sodu CH 3 COONa, to równa hydroliza jest zapisywana w następujący sposób:
● w formie molekularnej
CH 3 COOHa + H 2 O CH3CSON + NaOH1; (2.8a)
● w formie jonowej
CH Z COO - + Na + + H 2 0 CH 3 COOH+Na + + VIN -; (2.8b)
● krótka forma jonowa
CH 3 COO - + H 2 0 CH 3 COOH + + VIN - . (2,8 st.)
Jak widać z indukcji poziomów, podczas hydrolizy CH 3 COONa poprzez wiązanie jonów octanowych z jonami w wodzie, woda w słabym kwasie ocznym w zakresie akumuluje jony BIN - i pH będzie większe niż 7 .
Równa stała reakcji (2.8.c) do zapisania w:
. (2.9)
Biorąc stężenie wody o wartości stałej i łącząc ją ze stałą K z, bierzemy viraz do stałej hydrolizy:
. (2.10)
Może przez Virazivshi przez jonny dobutok
. (2.11)
Tak jak w pozostałych 
jest wartością, stałą powrotną dysocjacji kwasu oktanowego 
,
virasa do ciągłej hydrolizy soli, zrobiona słabym kwasem i mocną zasadą (2.10), zapisz rangę ofensywną:
Jak wynika z pozostałej części formuły, niższy słaby kwas, tobto. Im mniejsza stała dysocjacji, im większy świat, tym silniejsza jest hydroliza.
Na przykład proces hydrolizy można również scharakteryzować etapem hydrolizy „h”, który jest stosunkiem liczby cząsteczek soli rozpoznanej przez hydrolizę do liczby cząsteczek kolb. Stężenie tej części soli, jak została poddana hydrolizie, było liczbowo wyższe niż stężenie jonów ВІН - inaczej, jaka, we własnej linii prawdopodobnie dochodziło do równej (2,8c) więcej niż stężenie kwasu, które zostało zatwierdzone, tobto.
[CH 3 COOH] \u003d [BIN -] \u003d h ∙ C,
de C - pierwotne stężenie CH 3 COOHa, g-mol/l. Stężenie jonów octanowych [CH 3 COO - ] większe niż w sprzedaży detalicznej
[CH 3 COO -] \u003d C - h ∙ C \u003d C ∙ (1-h).
Przy korekcie wprowadzonej wartości h uwzględniamy viraz, który wiąże stałą i stopień hydrolizy:
. (2.13)
Przy wartości h na sztandarze reszty virazu można ją przezwyciężyć, a następnie wzór (2.13) można zapisać w następujący sposób:
gwiazdy. (2.15)
Stopień hydrolizy jest tym większy, im większa jest liczba rozcieńczeń, a także im wyższa temperatura, do tego stopnia, że KW rośnie wraz ze wzrostem temperatury. Dodanie rozchin ionіv ВІН - zgіdno z zasadą przesuwania rіvnovagi Le Chatelier, uwzględni proces hydrolizy.
Jeśli jest wystarczająco mocny z bogatym kwasem zasadowym, w pierwszym etapie ważniejszy jest proces hydrolizy. Na przykład równa hydrolizie sody Na 2 CO 3 napisz w następujący sposób:
CO 3 2- + H 2 O ↔ HCO 3 - + OH -
a stała hydrolizy jest określona przez wartość stałej dysocjacji kwasu węglowego w pierwszym etapie:
H 2 CO 3 ↔ H ++ HCO 3 -
W przypadku formuły ottremannya dla rozrachunku pH rozchinіv, scho utavlyuyutsya w wyniku hydrolizy, przekonwertuj virasę (2.10), dla której dopuszczalne jest, aby wartość stężenia jonów octanowych poprzez mały etap hydrolizy była praktyczna
Tobto. stężenie jonów w wodorotlenku [OH - ], które otrzymano w wyniku hydrolizy, jest większe [OH - ] \u003d C. (2.17)
Jak czasami przyspieszyć z operatorem p ≡ -lg, a następnie zapisz jak
pOH = -lg = , (2,18)
w przeciwnym razie vrakhovuchi virazi (2.7. i 2.12)
pH = 14 - = 7 + 
. (2.19)
2. Jak mocny jest mocny kwas i słaba zasada,
NH 4 0H + HCl, \u003d NH 4 Cl + H 2 Pro,
to równa się hydrolizie zapisujemy w ten sposób:
● w formie molekularnej
n H4CI + H20 = NH40H + HCI; (2.20a)
● w formie jonowej
NH + 4 + Cl -, + 2H 2 0 \u003d NH 4 0H + H 3 0 + + Cl -; (2.20 b)
● krótka forma jonowa
NH + 4 + 2H 2 0 = NH 4 0H + H 3 0 +. (2,20 cala)
Stała hydrolizy w dowolnym kierunku, który widzę
.(2.21)
Jeśli pomnożysz liczbę i sztandar swojego równego przez [OH -], to viraz dla K G w przyszłości będę szukał
. (2.22)
W momencie rozcieńczania roztworu można przyjąć, że istotne stężenie hydrolizowanej części soli [H 3 0 + ] jest dobrym stężeniem zasady, tobto. = , A stężenie jonów jest równe stężeniu soli (C). Todi 
(2.23)
Również stężenie jonów w hydroksonium, które uzyskano podczas hydrolizy,
= . (2.24)
Przyspieszenie wartości p = – lg; zajęty
pH == 7 - 
. (2.25)
Hydroliza krokowa
. (2.26)
Również, jeśli podstawa jest słaba (czyli mniej), to stężenie jonów w różnicy pasuje bardziej, tobto. więcej jest hydrolizy soli, wytworzonej mocnym kwasem i słabą zasadą. Dodając do różnicy, mogą one zostać osłabione lub zapobіgti proces hydrolizy, więc jest to dobre dla równych (2,20 cala) równych, gdy przesuwa się w lewo.
3. Hydroliza soli, miareczkowana słabą zasadą i słabym kwasem, na przykład octanem amonu CH 3 COONH 4 zgodnie ze schematem
CH 3 COONH 4 + H 2 O ↔ CH 3 COOH + NH 4 OH,
może ponownie przeciekać.
Stała hydrolizy
. (2.27)
Wartość pH takiej różnicy powinna być osadzana tylko w zależności od wartości stałych dysocjacji kwasu i zasady a nie osadzana w zależności od stężenia soli:
= (2.28)
і 
. (2.29)
W ten sposób sole poddawane są hydrolizie, w wyniku której powstaje słaby elektrolit, obniżający temperaturę.
2.4. bufory
Bufory nazywane są wodnymi roztworami elektrolitów, które podczas rozcieńczania lub dodawania niewielkich ilości kwasu do wody utrzymują praktycznie stałą wartość pH. Różnice w buforach miesza się albo ze słabym kwasem i solą, wytworzonymi z mocnego kwasu i mocnej zasady, albo ze słabą zasadą i mocnym kwasem, wytworzonymi z mocnego kwasu i mocnego kwasu.
Na przykład Yakscho. dodać do rozwoju słabego kwasu oktanowego moc CH 3 COOH, aby pomścić ten sam anion (na przykład octan sodu CH 3 COOHa), następnie, zgodnie z zasadą Le Chateliera, równy procesowi dysocjacji kwasu
CH 3 COOH ↔ CH 3 COO - + H + (2.30)
Zostanie zostawiony w lewo, co jest praktyczne, aby stłumić proces dysocjacji kwasu i etapy dysocjacji α do zera (α = 0).
Siła zostanie rozdzielona narodowo z korzyścią dla równych
CH 3 COOHa ↔ CH 3 COO - + Na + (2,31)
W tym przypadku w sumie kwasów i soli stężenie niezdysocjowanych cząsteczek kwasu jest wyższe niż rzeczywiste stężenie kwasu C, a stężenie jonów octanowych w CH3COO jest rzeczywistym stężeniem soli C.
Jak umieścić wartości qi w virasach dla stałej dysocjacji kwasu?
, (2.32)
wtedy stężenie jonów [H 3 O + ] na różnych poziomach jest większe
(2.33)
. (2.34)
W ten sposób, w celu wyznaczenia różnicy pH buforu sfałdowanego słabym kwasem i solą, nasyconego kwasem i mocną zasadą, konieczne jest poznanie jedynie zawartości kolb.
centrowanie tych elementów.
Dla sumy słabych zasad NH 4 OH i soli її NH 4 Cl, anionu takiego jak anion mocnego kwasu chlorowodorowego, pędzącego naprzód miringu, można wykazać, że kwasowość takiego zakresu jest równa
, (2.35)
a pH sumy buforów jest równe
pH = p - lg. (2.36)
Na podstawie odłogów leśnych można zauważyć, że pH osadów buforowych nie może odkładać się jesienią, więc jesienią tego roku jednak zmienia się stężenie kwasu i stężenie soli (lub zasad i soli), iw tym przypadku stężenie pozostaje niezmienione. Tse persza osobliwość rozmiary buforów.
Jeśli do buforu dodasz niewielką ilość kwasu do wartości buforu, pH tych wartości zmieni się nieznacznie. Cena ryżu przyjaciela.
Na przykład, jeśli chodzi o różnicę buforów octanowych, aby skompensować sumę CH3 COOH i CH 3 COONa, dodać niewielką ilość HCl, wówczas octan sodu będzie oddziaływał z kwasem solnym, co zwiększy dysocjację do H 3 Pro jony + i Cl - wg schematu
CH 3 COO - + Na + + H 3 O - + Cl - ↔ CH 3 COOH + Na + + Cl -. + H 2 Pro
Praktycznie nie uwzględnia się zmiany stężenia jonów [H 3 0 +], a także różnicy pH według równań (2,36). Im mniejsza zmiana pH po dodaniu kwasu lub zasady, tym silniejsza jest moc buforowa. Ten obszar stężeń, dla którego różnice buforów pH są praktycznie niezmienione, nazywamy pojemnością buforową:
W ten sposób pojemność buforowa to ilość g-równoważnika kwasu lub abolulu, więc możesz dodać do 1 litra buforu, aby zmienić wartość pH o jeden. Wariancje buforów są szeroko stosowane w celu dopasowania standardowych wariancji z tymi samymi wartościami pH podczas kalibracji różnych akcesoriów kontrolujących kwasowość wariancji, na przykład mierników pH.
Wykład nr 12. Dysocjacja elektrolityczna wody.
Niezależnie od tych, w których woda jest uzdatniana nieelektrolitem, często dysocjuje się od zatwierdzonego kationu hydroksoniowego i anionu wodorotlenkowego:
H 2 O + H 2 O H 3 O + + OH -
Często zapisuje się uproszczoną formę zapisu tego procesu:
H 2 O H + + OH -
Qia równa charakteryzuje się podwójną stałą:
Odłamki w czystej wodzie i róże wodne = const, ten viraz można przekształcić w ofensywną formę:
KW =
Stała Otrimana nazywana jest jonowym vitvirem wody. Dla 25 ° C K W \u003d 10 -14. Pokazuje, że czysta woda ma wartości neutralne = = Ö10 -14 = 10 -7 . Widać, że kwaśne mają >10 -7, a kałuże< 10 -7 . На практике часто пользуются wskaźnik stężenia kationów w wodzie- Ujemny logarytm dziesiąty (pH = -lg). W kwaśnym pH< 7, в щелочных pH >7 w obojętnym środowisku pH = 7. Podobnie można wprowadzić wskaźnik hydroksylowy pOH = -lg. Wskazania Vodnevy'ego i hydroksylowego dla prostego wypluwania: pH + pOH = 14.
Spójrz na pH wodnych roztworów mocnych i słabych kwasów.
Butt nr 1. Zakres centymolowy (0,01 mol / l) kwasu solnego (silny kwas jednozasadowy).
HCl \u003d H + + Cl -
C HC1 = 0,01; pH = -lg 0,01 = 2
Tyłek nr 2. Centymolowa różnica (0,01 mol/l) względem wodorotlenku sodu (mocna zasada monokwasu).
NaOH \u003d Na + + OH -
C NaOH = 0,01; pOH = -lg 0,01 = 2;
pH = 14 - pOH = 12
Butt nr 3. Zakres centymolowy (0,01 mol/l) kwasu optycznego (słaby kwas jednozasadowy).
CH 3 COO - + H + CH 3 COOH
Równa reakcja jest silna, sho = . Dla słabego elektrolitu » C. Umieśćmy ten wzór w stałej dysocjacji kwasu oktoowego i rozpuszczalnej eliminacji wiraz:
= 1,75×10 -5; ; »
pH \u003d - lg \u003d -1/2 (lgK a + lgC) \u003d 1/2 (pK a - lgC) \u003d 1/2 (4,75 + 2) \u003d 3,38
Przypadek 4. Zakres centymolowy (0,01 mol/l) amoniaku (wodorotlenek amonu, słaba zasada monokwasu).
NH 3 + H 2 O NH 4 + + OH -
Równa reakcja jest silna, sho = . Wodorotlenek amonu Oskilki jest słabym elektrolitem, to » C. Podstawiając te wzory do stałej jonizacji amoniaku jako zasady, możemy przyjąć:
= 1,8×10 -5; ; =
pOH \u003d -lg \u003d 1/2 (pK b - lgC);
pH = 14 - pOH = 14 + 1/2(lgC - pKb) = 14 + 1/2(-2 - 4,76) = 10,62
Hydroliza solna . Badanie kwasowości soli wodnych pod względem kwasowości czysta woda co oznacza ich hydroliza. Hydroliza - wymiana wymiany mowy z wodą. Od szylinga do hydrolizy soli dzieli się na chotiri tipi:
1. Sole wytworzone z mocnym kwasem i mocną zasadą (na przykład NaCl, Na 2 SO 4) nie podlegają hydrolizie. Wodne różnice takich soli mogą mieć odczyn obojętny (pH = 7).
2. Sole wytworzone ze słabej zasady i słabego kwasu są hydrolizowane przez znaczący świat i często nieodwracalnie, np.
Al 2 S 3 + 6H 2 O \u003d 2Al (OH) 3 + 3H 2 S
Kwasowość tych odmian jest bardziej charakterystyczna dla mowy, a dźwięk jest zbliżony do neutralnego (pH "7).
3. Sole nasycone słabą zasadą i mocnym kwasem ulegają hydrolizie odwracalnej, wiążąc aniony wodorotlenkowe i tworząc w ten sposób kwaśną reakcję rozkładu (pH< 7). Например, гидролиз хлорида аммония можно описать следующими уравнениями:
NH4Cl + H2O NH3 × H2O + HCl
Z obserwacji rzek jasno wynika, że hydroliza nie wykorzystuje całej siły, a jedynie kation. Kationy soli, utvorennye bogatych w kwaśne słabe zasady, hydrolizowane podobnie, kolejno w postaci wodorotlenku-anionu:
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 +
W sumie hydroliza kationu glinu może wyglądać tak:
Al 3+ + 3H 2 O Al(OH) 3 + 3H +
4. Sole nasycone mocną zasadą i słabym kwasem są hydrolizowane przez anion, który absorbuje wodę z kationu wody. Tworzące się aniony wodorotlenkowe dają szeroki zakres reakcji (pH > 7). Na przykład hydroliza octanu sodu przebiega tak:
CH 3 COONa + H 2 O CH 3 COOH + NaOH
Oczywiste jest, że hydroliza anionowych soli słabo bogatych kwasów zasadowych przebiega często, np.
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 -
Całkowicie równa hydrolizie anionu fosforanowego może wyglądać tak
PO 4 3- + 3H 2 O H 3 PO 4 + 3OH -
Do hydrolizy poddaje się nie tylko sole, ale także kowalencyjne nieorganiczne organiczne kiełki. Na przykład:
PCl 3 + 3H 2 O \u003d H 3 PO 3 + 3HCl
Ważną rolę w życiu organizmów żywych odgrywa hydroliza niektórych biocząsteczek – białek i polipeptydów, tłuszczów, a także polisacharydów.
Hydroliza glibiny jest scharakteryzowana hydroliza etapowa(h)- ustalenie ilości mowy, która po rozpoznaniu hydrolizy, do całkowitej ilości mowy w sprzedaży detalicznej. Hydrolizę odwrotną można również scharakteryzować jako stałą. Na przykład dla procesu hydrolizy anionu octanowego stałą hydrolizy zapisuje się w następującej kolejności:
Równie ważne jest stężenie wody w stałej hydrolizie viraz, aby nie wchodzić, odłamki są nie na miejscu i automatycznie przenoszone do lewej części zrównoważenia.
Wzrost stałego etapu hydrolizy, a także różnice pH wody w solach można zaobserwować w konkretnych zastosowaniach.
Magazyn nr 5. Różnica centymolowa (0,01 mol/l) w stosunku do chlorku amonu (mocnego, wytworzonego ze słabej zasady i mocnego kwasu). Zapiszmy stałą hydrolizy w formie jonowej i złóżmy viraz dla stałej hydrolizy.
NH 4 + + H 2 O NH 3 × H 2 O + H +
Mnożąc liczbę i sztandar prawej części zrównoważenia przez stężenie jonów wodorotlenowych, stałą hydrolizy można zmienić według rangi ofensywnej:
5,56×10 -10
Z równe hydrolizie jest jasne, w = = Ch, a = C - Ch = C (1-h). Widpowidno,
Oskilki<< 1, а (1-h) ® 1, полученное выражение можно упростить:
; gwiazdki h »
2,36×10 -4 lub 0,0236%
Z otrimanih equals jasno wynika, że stała i równa hydrolizie soli wzrasta od zmiany stałej dysocjacji uzasadnienia, tobto. іz izmenshennyam siła jogi. Krіm tsgogo, stupіn gidrolіzu i glibina yogo protіkannya zbіshuєtsya іz zmenshennyam kontsentії (zvіlshennyam razvedennja) sіlі. Stała hydrolizy, podobnie jak stała, czy jest równa, ze względu na stężenie nie kłamie. Podnieś temperaturę i doprowadź ją do poziomu hydrolizy stałej, hydroliza skalująca jest procesem endotermicznym.
Wraz ze zmianą wartości pH zmienia się zmiana soli, w = , a pierwsza najbliższa to » C.
; gwiazda »
pH = - lg = -1/2 (lgK w + lgC + pK b) = 7 - 1/2 (pK b + lgC) = 7 - 1/2 (4,76 - 2) = 5,62
Przypadek nr 6. Różnica centymolowa (0,01 mol/l) względem octanu sodu (mocnego, wytworzonego z mocnej zasady i słabego kwasu). Zapiszmy stałą hydrolizy w formie jonowej i złóżmy viraz dla stałej hydrolizy.
CH 3 COO - + H 2 O CH 3 COOH + OH -
Mnożąc liczbę i sztandar prawej części zrównoważenia przez stężenie kationu wody, można go przekształcić w następującą postać:
1×10 -14 / 1,75×10 -5 = 5,71×10 -10
Z równe hydrolizie jest jasne, w = = Ch, a = C - Ch = C (1-h).
Widpowidno,
; ; gwiazdy h =
2,39×10 -4 lub 0,0239%
Kiedy rozrahunku wartości pH vrahuyemo, sho = i »C.
; zvіdsi”;
pOH \u003d -lg \u003d -1/2 (lgK w + lgC + pK a) \u003d 7 - 1/2 (pK a + lgC)
pH = 14 - pOH = 7 + 1/2 (pKa + lgC) = 7 + 1/2 (4,75 - 2) = 9,75
Magazyn nr 7. Stosunek centymolowy (0,01 mol/l) do octanu amonu (mocny, wytworzony ze słabej zasady i słabego kwasu). Zapiszmy stałą hydrolizy w formie jonowej i złóżmy viraz dla stałej hydrolizy.
NH 4 + + CH 3 COO - + H 2 O NH 3 × H 2 O + CH 3 COOH
Mnożąc liczbę i sztandar prawej części zrównoważenia przez dodatkowe stężenie kationu wody i anionu wodorotlenkowego (zaopatrzenie w wodę jonową), można zamienić go na rangę ofensywną:
= = 0,32×10 -4
Z równe hydrolizie jest oczywiste, scho = = Ch todi
C - Ch = C(1-h), oczywiście,
0,0056 lub 0,56%
Cząsteczka amoniaku ulega uwodnieniu, które rozpuszcza się w wyniku hydrolizy, dysocjacji, rozszczepienia anionu wodorotlenowego:
NH3 × H2O NH4 + + OH -
; gwiazdy
Podobnie dysocjacja kwasu oktanowego zapewnia wchłanianie kationów w wodzie:
CH 3 COO - + H + CH 3 COOH
Znamy stężenie tych jonów:
Vіdpovіdno do hydrolizy іvnyannja = , а = , thenі
Oskіlki = K w /, następnie 2 = ; gwiazda =
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: s. 243 - 255; Z. 296 - 302