Razrahunok rn în săruri rozchinah gidrolizuyuchih. Afișaj de apă. Hidroliza sărurilor
Apa pură este doar un electrolit slab. Procesul de disociere poate fi condus de expresii egale: HOH ⇆ H + + OH – . După disocierea apei, indiferent dacă apa este sau nu diferită, ionii H + și ionii OH - . Concentrația acestor ioni poate fi răscumpărată pentru ajutor egalizarea apei ionice suplimentare
C (H +) × C (OH -) \u003d K w,
de K w – constanta adaosului de apa ionica ; la 25 ° C K w = 10 -14 .
Variațiile, la care sunt totuși concentrațiile de ioni H+ și OH, se numesc variații neutre. Într-un interval neutru, C (H +) \u003d C (OH -) \u003d 10 -7 mol / l.
Într-o soluție acidă, C(H +) > C(OH -) i, așa cum se remarcă din egalizarea adaosului ionic de apă, C (H +) > 10 -7 mol / l și C (OH - )< 10 –7 моль/л.
În soiul baltă C (OH -) > C (H +); când C(OH –) > 10 –7 mol/l și C(H +)< 10 –7 моль/л.
pH - valoare, pentru ajutorul căreia caracterizează aciditatea și lubrifierea diferențelor de apă; această valoare este numită vodnevim ostentativ este asigurat de formula:
pH \u003d -lg C (H +)
La pH acid<7; в нейтральном растворе pH=7; в щелочном растворе pH>7.
Prin analogie cu conceptul de „indicator de apă” (pH), este introdus conceptul de indicator „hidroxil” (pOH):
pOH = –lg C(OH –)
Vodneviy și hidroxil pokazniki pov'yazanі spіvvіdshennyam
Hydroxyl pokazannik vikoristovuєtsya pentru rozrahunka pH-ul în trandafiri baltă.
Acid sircanic- un electrolit puternic, care se disociază în soiurile de reproducere irevocabil şi urmează schema: H 2 SO 4 ® 2 H + + SO 4 2–. Din ecuația procesului de disociere, se poate observa că 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.
Hidroxidul de sodiu este un electrolit puternic care se disociază irevocabil urmând schema: NaOH ® Na + +OH - . De la nivelul procesului de disociere, se poate observa că 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.
Disocierea unui electrolit slab este un proces crucial. Se numește constanta de egalizare, înregistrată pentru procesul de disociere a unui electrolit slab constanta de disociere . De exemplu, pentru procesul de disociere a acidului ocular
CH 3 COOH ⇆ CH 3 COO - + H +.
Stadiul cutanat al disocierii acidului bazic bogat este caracterizat printr-o constantă de disociere. Constanta de disociere - valoarea dovidkova; div.
Investigarea concentrației ionilor (i pH) în cazul electroliților slabi poate duce la rezolvarea problemei echivalenței chimice în acest scop, dacă constanta de echivalență se găsește acasă și este necesar să se cunoască echivalența concentrației. de discursuri, care ar trebui să ia parte la reacția 2 - exemplul 6 (div. 6) .
La o diferență de 0,35% NH4OH, concentrația molară de hidroxid de amoniu este de 0,1 mol/l (exemplul de transformare a concentrației procentuale într-o concentrație molară este exemplul div. 5.1). Qiu este adesea denumit C0. C0 - concentrația țintă a electrolitului în interval (concentrația electrolitului înainte de disociere).
NH 4 OH este luat ca un electrolit slab, care este disociat invers în apă: NH 4 OH ⇆ NH 4 + + OH - (div. nota 2 de la pagina 5). Constanta de disociere K = 1,8 10 -5 (valoare anterioară). Oskіlki disocierea electrolitică slabă a nefavorabile, iritabile, care a produs x mol / l NH 4 OH, este la fel de importantă concentrația de ioni în amoniu și hidroxid-ion în, de asemenea, mai mult x mol / l: C (NH 4 +) \u003d C (OH -) \u003d x mol / l. Concentrația de NH 4 OH neproducător este la fel de importantă: C (NH 4 OH) \u003d (C 0 -x) \u003d (0,1-x) mol / l.
Reprezentăm expresia prin x concentrații egale ale tuturor particulelor constante de disociere egale:
.
Electricitatea și mai slabă disociază nesemnificativ (x ® 0) și cu un semn ca dodankiv te poți răzvrăti:
.
Sunetul în fruntea chimiei globale și bannermen nu îl au în acea fluctuație, cum ar fi (în această fluctuație x - concentrația de electrolit, care este produs, - de 10 ori și mai puțin explodează în C 0 - concentrație mare în concentrația de energie electrică).
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.
Etape de disociere electrolitul poate fi descompus ca o modificare a concentrației de electrolit (x), care este produs, până la concentrația totală de electrolit (C 0):
(1,34%).
Primul pas este convertirea concentrației procentuale în molar (div. cap 5.1). În acest caz, CO (H3PO4) = 3,6 mol/l.
Analiza concentrației ionilor în apă în concentrațiile de acizi slabi bogat bazici se efectuează numai în prima etapă de disociere. Aparent strict, concentrația totală de ioni în apă în intervalul de acizi bazici slabi și bogat și o bună sumă de concentrații de ioni H +, care s-au stabilit în stadiul pielii de disociere. De exemplu, pentru acidul fosforic C(H+) este comun = C(H+) în 1 pas + C(H+) în 2 pași + C(H+) în 3 pași. Cu toate acestea, disocierea electroliților slabi are loc mai important în prima etapă, iar în celelalte și în etapele următoare - o lume nesemnificativă, care
C(H +) în stadiul 2 ≈ 0, C(H +) în stadiul 3 ≈ 0 și C(H +) este plin ≈ C(H +) în stadiul 1.
Lăsați acidul fosforic să se disocieze conform primei etape x mol / l, apoi disocierea egală a H 3 PO 4 ⇆ H + + H 2 PO 4 - urmând ca și concentrația egală a ionilor H + și H 2 PO 4 să fie mai probabil să fi x mol.și concentrația la fel de importantă de H 3 PO 4 nedisociator este egală cu (3,6-x) mol/l. Se poate arăta prin x concentrații de ioni H + і H 2 PO 4 - і molecule H 3 PO 4 viraz constante de disociere în prima etapă (K 1 = 7,5 10 -3 - valoare finală):
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%)
Managerul nr. 8
Descrieți a) pH-ul acizilor și bazelor puternice; b) tipul de electrolit slab și nivelul de disociere a electrolitului în același interval (Tabelul 8). Limitarea rozchinіv de a accepta egal 1 g/ml.
Tabelul 8 - Sarcina de spălare numărul 8
| numărul opțiunii | A | b | numărul opțiunii | A | b |
| 0,01 M H2S04; 1% NaOH | 0,35% NH4OH | ||||
| 0,01MCa(OH)2; 2% HNO3 | 1% CH3COOH | 0,04 M H2S04; 4% NaOH | 1% NH4OH | ||
| 0,5 M HCI04; 1% Ba(OH)2 | 0,98% H3PO4 | 0,7 M HCI04; 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 HMn04; 0,1% KOH | 0,031% H2CO3 | 0,2 M HMn04; 0,2% KOH | 0,124% H2C03 | ||
| HCI 0,4 M; 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% H2S03 | 0,07 M NaOH; 3,24% HBr | 1,23% H2S03 | ||
| 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 | 0,06MH2S04; 0,8% NaOH | 5%CH3COOH | ||
| HCI04 0,7 M; 2%Ba(OH)2 | 1,96% H3PO4 | 0,08 M H2S04; 3% NaOH | 4% H3PO4 | ||
| 0,04 MLiOH; 0,63% HNO3 | 0,68% H2S | 0,008 MHI; 1,7% Ba(OH)2 | 3,4% H2S | ||
| 0,3MHMn04; 0,56% KOH | 0,062% H2CO3 | 0,08 M LiOH; 1,3% HNO3 | 0,2% H2CO3 | ||
| 0,6 M HCI; 0,05% Ca(OH)2 | 0,94% HNO2 | 0,01 M HMn04; 1% KOH | 2,35% HNO2 | ||
| 0,03 M NaOH; 1,62% HBr | 0,82% H2S03 | 0,9MHCI; 0,01% Ca(OH)2 | 2% H2S03 | ||
| 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 | ||
| 0,002 MHI; 3% Ba(OH)2 | 1% HF | 0,04MH2S04; 1,6% NaOH | 3,5% NH4OH | ||
| 0,005 MHBr; 0,24% LiOH | 1,64% H2S03 | 0,001 M HI; 0,4% Ba(OH)2 | 5% H3PO4 |
Stoc 7.5 Am amestecat 200 ml de H2SO4 0,2M și 300 ml de NaOH 0,1M. Razrahuyte pH razchiny, scho stabilit, și concentrația ionilor Na + і SO 4 2– în fiecare variantă.
Să aducem reacția H 2 SO 4 + 2 NaOH → Na 2 SO 4 + 2 H 2 O la un aspect ionico-molecular rapid: H + + OH - → H 2 O
Din echilibrul ionico-molecular al reacției, este evident că doar ionii H + și OH – intră în reacție și dizolvă molecula de apă. Ele Na + și SO 4 2– nu participă la reacție, astfel încât numărul lor după reacție este același ca înainte de reacție.
Razrahunok kіlkostі speechovin înainte de reacție:
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 -).
Іoni OH - - în non-grevă; duhoarea va reacționa mai mult. În același timp, au reacționat cu stilk și (tobto 0,03 mol) ioni H+.
Razrahunok kіlkost іonіv după reacție:
n (H +) \u003d n (H +) înainte de reacție - n (H +), care a reacționat \u003d 0,04 mol - 0,03 mol \u003d 0,01 mol;
n(Na+) = 0,03 mol; n(SO 4 2–) = 0,02 mol.
pentru că zmіshuyusya razvedі razchiny, atunci
V zag. » Domeniul V H 2 SO 4 + Domeniul V 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 \u003d 1.699.
Managerul nr. 9
Calculați pH-ul concentrației molare de cationi metalici și anioni ai excesului de acid din interval, care, ca urmare, va modifica intervalul acidului puternic din interval (Tabelul 9).
Tabelul 9 - Sarcina de spălare numărul 9
| numărul opțiunii | numărul opțiunii | Ob'єmi acel depozit de acid rozchinіv și pajiști | |
| 300 ml 0,1 M NaOH și 200 ml 0,2 M H2SO4 | |||
| 2 l 0,05 M Ca (OH) 2 și 300 ml 0,2 M HNO 3 | 0,5 l 0,1 M KOH și 200 ml 0,25 M H2SO4 | ||
| 700 ml 0,1 M KOH și 300 ml 0,1 M H 2 SO 4 | 1 l 0,05 M Ba(OH) 2 și 200 ml 0,8 M HCI | ||
| 80 ml 0,15 M KOH și 20 ml 0,2 M H2SO4 | 400 ml 0,05 M NaOH și 600 ml 0,02 M H 2 SO 4 | ||
| 100 ml 0,1 M Ba(OH) 2 și 20 ml 0,5 M HCI | 250 ml 0,4M KOH și 250 ml 0,1M H2SO4 | ||
| 700 ml 0,05 M NaOH și 300 ml 0,1 M H2SO4 | 200 ml 0,05 M Ca(OH) 2 și 200 ml 0,04 M HCI | ||
| 50 ml 0,2 M Ba(OH) 2 și 150 ml 0,1 M HCI | 150 ml 0,08 M NaOH și 350 ml 0,02 M H2SO4 | ||
| 900 ml 0,01 M KOH și 100 ml 0,05 M H 2 SO 4 | 600 ml 0,01 M Ca(OH) 2 și 150 ml 0,12 M HCI | ||
| 250 ml NaOH 0,1 M și 150 ml H2SO4 0,1 M | 100 ml 0,2M Ba(OH)2 și 50 ml HCI 1M | ||
| 1 l 0,05 M Ca (OH) 2 și 500 ml 0,1 M HNO 3 | 100 ml NaOH 0,5M și 100 ml H2SO4 0,4M | ||
| 100 ml NaOH 1M și 1900 ml H2SO4 0,1M | 25 ml 0,1 M KOH și 75 ml 0,01 M H2SO4 | ||
| 300 ml 0,1 M Ba(OH) 2 și 200 ml 0,2 M HCl | 100 ml 0,02 M Ba(OH) 2 și 150 ml 0,04 M HI | ||
| 200 ml 0,05 M KOH și 50 ml 0,2 M H 2 SO 4 | 1 l 0,01 M Ca (OH) 2 și 500 ml 0,05 M HNO 3 | ||
| 500 ml 0,05 M Ba(OH) 2 și 500 ml 0,15 M HI | 250 ml 0,04 M Ba(OH) 2 și 500 ml 0,1 M HCI | ||
| 1 l 0,1 M KOH și 2 l 0,05 M H2S04 | 500 ml NaOH 1M și 1500 ml H2SO4 0,1M | ||
| 250 ml 0,4 M Ba(OH) 2 și 250 ml 0,4 M HNO 3 | 200 ml 0,1 M Ba(OH) 2 și 300 ml 0,2 M HCI | ||
| 80 ml 0,05 M KOH și 20 ml 0,2 M H2SO4 | 50 ml 0,2 M KOH și 200 ml 0,05 M H 2 SO 4 | ||
| 300 ml 0,25 M Ba(OH) 2 și 200 ml 0,3 M HCl | 1 l 0,03 M Ca (OH) 2 și 500 ml 0,1 M HNO 3 |
Hidroliza sării
Când apa este separată, fie că este sare, are loc o disociere a sării în cationi și anioni. Dacă tăria este dizolvată prin cationul unei baze puternice și anionul unui acid slab (de exemplu, nitritul de potasiu KNO 2), atunci ionii nitriți se vor lega de ionii H +, care sunt diluați în molecule de apă, ca un rezultat din care se dizolvă acidul azot slab. Ca urmare a modalității reciproce, diferența va deveni egală:
NO 2 - + HOH ⇆ HNO 2 + OH -
KNO 2 + HOH ⇆ HNO 2 + KOH.
În acest fel, în cazul sărurilor care se hidrolizează prin anion, există un exces de ioni OH - (reacția mediului este baltă; pH> 7).
La fel de puternici ca un cation al unei baze slabe și un anion al unui acid puternic (de exemplu, clorură de amoniu NH 4 Cl), atunci cationii NH 4 + bazele slabe dizolvă ionii OH - sub formă de molecule de apă și dizolvă slab. electrolit de disociere - hidroxid de amoniu 1.
NH 4 + + HOH ⇆ NH 4 OH + H + .
NH 4 Cl + HOH ⇆ NH 4 OH + HCl.
La diferite săruri hidrolizate de cationi, există un exces de ioni de H + (reacția mediului este pH acid< 7).
În hidroliza unei sări, saturate cu un cation al unei baze slabe și un anion al unui acid slab (de exemplu, fluorură de amoniu NH 4 F), cationii unei baze slabe NH 4 + se leagă cu ionii OH - , divând moleculele de apă , iar anionii slab acidi F - cu ioni H +, după care se dizolvă baza slabă NH 4 OH și acidul slab HF: 2
NH 4 + + F - + HOH ⇆ NH 4 OH + HF
NH 4 F + HOH ⇆ NH 4 OH + HF.
Reacția mediului în diferite săruri, care se hidrolizează atât în ceea ce privește cationul, cât și în ceea ce privește anionul, se remarcă prin faptul că este un electrolit joasă care are ca rezultat hidroliză, care este cea mai puternică (poate fi modificat prin modificarea constantelor de disociere). În perioadele de hidroliză a NH 4 F, mijlocul va fi acru (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 .
În această ordine, hidroliza (astfel încât să fie răspândită de apă) se dă sării, realizată:
– cation de bază tare și anion acid slab (KNO 2 , Na 2 CO 3 , K 3 PO 4);
– cation de bază slab și anion acid puternic (NH 4 NO 3 , AlCl 3 , ZnSO 4 );
- cation de bază slab și anion acid slab (Mg(CH 3 COO) 2, NH 4 F).
Cu molecule de apă care interacționează cationi ai bazelor slabe sau (i) anioni ai acizilor slabi; sărurile fixate de cationii bazelor tari și anionii acizilor tari nu sunt supuși hidrolizei.
Hidroliza sărurilor, saturate cu cationi și anioni bogat încărcați, are loc frecvent; Mai jos, pe mucuri specifice, este prezentată secvența de reflux, care se recomandă să fie tăiată la stivuirea hidrolizei unor astfel de săruri.
Note
1. După cum am menționat deja mai devreme (nota div. 2 de la pagina 5) este un punct alternativ de zori, bazat pe niște hidroxid de amoniu - o bază puternică. Reacția acidă a mediului în gama de săruri de amoniu, utvorennye acizi tari, de exemplu, NH 4 Cl, NH 4 NO 3, (NH 4) 2 SO 4, este explicată cu această abordare prin procesul de curgere inversă de disociere a ionul de amoniu NH 4 + ⇄ NH 3 + H + sau, mai precis, NH 4 + + H 2 O ⇄ NH 3 + H 3 O +.
2. Dacă hidroxidul de amoniu este utilizat ca bază puternică, atunci în intervalele de săruri de amoniu, agravate de acizi slabi, de exemplu, NH 4 F este similar cu NH 4 + + F - ⇆ NH 3 + HF, în care există competiția pentru ionul H + dintre moleculele de amoniac și anionii acizi slabi.
Stoc 8.1 Scrieți în termeni de aspect molecular și ionico-molecular reacția de hidroliză a carbonatului de sodiu. Introduceți valoarea pH-ului (pH>7, pH<7 или pH=7).
1. Disocierea egală a sării: Na 2 CO 3 ® 2Na + + CO 3 2–
2. Cationii tari (Na+) ai bazei tari NaOH și anion (CO 3 2–) al unui acid slab H2CO3. De asemenea, hidroliza puternică prin anion:
CO 3 2– + HOH ⇆ ... .
Hidroliza în majoritatea cazurilor este inversată (semnul ⇄); pentru 1 ion, care participă la procesul de hidroliză, se înregistrează 1 moleculă de HOH .
3. Ionii de carbonat încărcați negativ CO 3 2– se leagă de ionii încărcați pozitiv H + , împărțind speciile lor de molecule HOH și dizolvă ionii de bicarbonat HCO 3 – ; Este îmbogățit cu ioni OH - (băltoacă medie; pH> 7):
CO 3 2– + HOH ⇆ HCO 3 – + OH – .
Alinierea ceiono-moleculară a primei etape de hidroliză a Na2CO3.
4. Ecuația primei etape a hidrolizei în termeni moleculari poate fi eliminată, dar toate sunt egale cu anioni CO 3 2– + HOH ⇆ HCO 3 – + OH – (CO 3 2– , HCO 3 – i OH –) cu cationi Na + , având dizolvate sărurile de Na 2 CO 3 , NaHCO 3 și baza de NaOH:
Na 2 CO 3 + HOH ⇆ NaHCO 3 + NaOH.
5. Ca urmare a hidrolizei în prima etapă, bicarbonatul de ioni s-a așezat, astfel încât aceștia participă la o altă etapă de hidroliză:
HCO 3 - + HOH ⇆ H 2 CO 3 + OH -
(ionii bicarbonat încărcați negativ HCO 3 - se leagă cu ionii încărcați pozitiv H + sub formă de molecule HOH).
6. Echivalentul unei alte etape de hidroliză în termeni moleculari poate fi eliminat prin legarea directă la egalii HCO 3 - + HOH ⇆ H 2 CO 3 + OH - anioni (HCO 3 - і OH -) cu cationi Na +, având puterea NaHCO 3 în baze NaOH:
NaHCO3 + HOH ⇆ H2CO3 + 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.
Stoc 8.2 Scrieți în termeni de aspect molecular și ionico-molecular reacția de hidroliză a sulfatului de aluminiu. Introduceți valoarea pH-ului (pH>7, pH<7 или pH=7).
1. Disocierea egală a sării: Al 2 (SO 4) 3 ® 2Al 3+ + 3SO 4 2–
2. Forța este satisfăcută cationi (Al 3+) bază slabă Al (OH) 3 și anioni (SO 4 2–) acizi tari H 2 SO 4. Otzhe, sil hidrolizează cationul; Se înregistrează 1 moleculă HOH pentru 1 ion Al 3+: Al 3+ + HOH ⇆ … .
3. Ionii de Al 3+ încărcați pozitiv se leagă de ioni OH – încărcați negativ, împărțind tipurile lor de molecule HOH și dizolvă ionii de hidroxoaluminiu AlOH 2+; Diferența este îmbogățită cu ioni H+ (mediu acid; pH<7):
Al 3+ + HOH ⇆ AlOH 2+ + H + .
Alinierea ceionico-moleculară a primei etape de hidroliză a Al2(SO4)3.
4. Ecuația primei etape de hidroliză în termeni moleculari poate fi eliminată prin legarea tuturor manifestărilor din cationii Al 3+ + HOH ⇆ AlOH 2+ + H + (Al 3+ , AlOH 2+ і H +) cu anioni SO 4 2– , având dizolvate sărurile de Al 2 (SO 4 ) 3 AlOHSO 4 și acidul H 2 SO 4:
Al 2 (SO 4 ) 3 + 2HOH ⇆ 2AlOHSO 4 + H 2 SO 4.
5. Ca urmare a hidrolizei în prima etapă, cationii de hidroxoaluminiu AlOH 2+ au fost dizolvați, astfel încât aceștia participă la o altă etapă de hidroliză:
AlOH 2+ + HOH ⇆ Al(OH) 2 + + H +
(Ionii AlOH 2+ încărcați pozitiv sunt conectați cu ioni OH încărcați negativ, care sunt tipuri divizate de molecule HOH).
6. Ecuația celeilalte etape de hidroliză în termeni moleculari poate fi eliminată, legând toate manifestările în cationi AlOH 2+ + HOH ⇆ Al(OH) 2 + + H + (AlOH 2+ , Al(OH) 2 + , і H + ) cu anioni SO 4 2 - având săruri dizolvate AlOHSO 4, (Al (OH) 2) 2 SO 4 i acid H 2 SO 4:
2AlOHSO 4 + 2HOH ⇆ (Al(OH) 2) 2 SO 4 + H 2 SO 4.
7. Ca urmare a unei alte etape de hidroliză, cationii de dihidroxoaluminiu Al(OH) 2 + au fost dizolvați, astfel încât aceștia participă la a treia etapă de hidroliză:
Al(OH) 2 + + HOH ⇆ Al(OH) 3 + H +
(ionii Al(OH) 2 + încărcați pozitiv sunt legați cu ioni OH încărcați negativ, care sunt tipuri divizate de molecule HOH).
8. Ecuația celei de-a treia etape a hidrolizei în termeni moleculari poate fi eliminată prin legarea ei în Al(OH) 2 + + HOH ⇆ Al(OH) 3 + H + cationi (Al(OH) 2 + і H +) cu SO anioni 4 2–, având tăria dizolvată (Al (OH) 2) 2 SO 4 i acid H 2 SO 4:
(Al(OH) 2) 2 SO 4 + 2HOH ⇆ 2Al(OH) 3 + H 2 SO 4
Ca urmare a acestor mirkuvanie vom lua debutul hidrolizei:
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.
Stoc 8.3 Scrieți în termeni de aspect molecular și ionico-molecular asemănarea reacțiilor de hidroliză cu ortofosfatul de amoniu. Introduceți valoarea pH-ului (pH>7, pH<7 или pH=7).
1. Disocierea egală a sării: (NH 4) 3 PO 4 ® 3NH 4 + + PO 4 3–
2. Forța este satisfăcută cationi (NH 4 +) bază slabă NH4OH şi anionii
(PO 4 3–) acid slab H3PO4. Otzhe, hidrolizare puternică și cation, і anion : NH 4 + + PO 4 3– +HOH ⇆ … ; ( pe pereche de ioni NH 4 + și PO 4 3– in aceasta directie Se înregistrează 1 moleculă de HOH ). Ionii încărcați pozitiv NH 4 + se leagă cu ionii încărcați negativ OH - , divând їx tipuri de molecule HOH, satisfacând baza slabă a NH 4 OH și ionii încărcați negativ PO 4 3– se leagă cu ionii H + , dizolvând ionii hidrofosfat HPO:
NH 4 + + PO 4 3– + HOH ⇆ NH 4 OH + HPO 4 2– .
Egalizarea ceionico-moleculară a primei etape de hidroliză (NH 4) PO 4 .
4. Ecuația primei etape a hidrolizei în termeni moleculari poate fi eliminată prin legarea directă în ecuația NH 4 + + PO 4 3– + HOH ⇆ NH 4 OH + HPO 4 2– anioni (PO 4 3– , HPO 4 2 –) cationi NH 4 + săruri dizolvate (NH 4) 3 PO 4, (NH 4) 2 HPO 4:
(NH4)3PO4+HOH ⇆ NH4OH + (NH4)2HP04.
5. Ca urmare a hidrolizei în prima etapă, anionul hidrogen fosfat HPO 4 2– a fost dizolvat, astfel încât, împreună cu cationii NH 4 +, participă la o altă etapă de hidroliză:
NH 4 + + HPO 4 2– + HOH ⇆ NH 4 OH + H 2 PO 4 –
(Ionii NH 4 + se leagă cu ionii OH -, ionii HPO 4 2– - cu ionii H +, scindând aceste tipuri de molecule HOH, în special NH 4 OH baza și ionii dihidrofosfat H 2 PO 4 -).
6. Ecuația celeilalte etape de hidroliză în termeni moleculari poate fi îndepărtată, legându-se direct la egalul NH 4 + + HPO 4 2– + HOH ⇆ NH 4 OH + H 2 PO 4 – anioni (HPO 4 2– și H 2 PO 4 – ) cu cationi NH 4 + săruri de diluare (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. Ca rezultat al unei alte etape de hidroliză, anionii dihidrofosfat H 2 PO 4 - au fost dizolvați și împreună cu cationii NH 4 + participă la a treia etapă de hidroliză:
NH 4 + + H 2 PO 4 - + HOH ⇆ NH 4 OH + H 3 PO 4
(ionii NH 4 + se leagă cu ionii OH -, ionii H 2 PO 4 - - cu ionii H + în tipuri de scindare de molecule HOH și dizolvă electroliții slabi NH 4 OH і H 3 PO 4).
8. Ecuația celei de-a treia etape de hidroliză în termeni moleculari poate fi eliminată prin legarea prezenței în cationi egali NH 4 + + H 2 PO 4 - + HOH ⇆ NH 4 OH + H 3 PO 4 anioni H 2 PO 4 - і NH 4 + і având rezistența NH 4 H 2 PO 4 dizolvată:
NH 4 H 2 PO 4 + HOH ⇆ NH 4 OH + H 3 PO 4.
Ca urmare a acestor mirkuvanie vom lua debutul hidrolizei:
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.
Procesul de hidroliză decurge mai important în prima etapă, deoarece reacția mijlocului în sare, care se hidrolizează atât în ceea ce privește cationul, cât și în ceea ce privește anionul, se distinge prin aceasta, care este unul dintre electroliții cu disociere scăzută. care se depun în prima etapă, hidroliza Wu tsomu vipadku
NH 4 + + PO 4 3– + HOH ⇆ NH 4 OH + HPO 4 2–
reacție medie (pH>7), opărire ion HPO 4 2– – electrolit slab, NH 4 OH inferior: KNH 4 OH = 1,8 10 –5 > KHPO 4 2– = K III H 3 PO 4 = 1 ,3 × 10 – 12 (disociarea ionului HPO 4 2– – disocierea H 3 PO 4 la a treia etapă, volum KHPO 4 2– = K III H 3 PO 4).
Managerul nr. 10
Înregistrați aspectul molecular și ionico-molecular al reacțiilor de hidroliză a sărurilor (Tabelul 10). Introduceți valoarea pH-ului (pH>7, pH<7 или pH=7).
Tabelul 10 - Sarcina de spălare numărul 10
| numărul opțiunii | Lista sărurilor | numărul opțiunii | Lista sărurilor |
| a) Na2CO3b)Al2(SO4)3c)(NH4)3PO4 | 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) MgS04, b) Na3PO4, c) (NH4)2CO3 | ||
| a) ZnSO4 b) K2CO3 c) (NH4)2S | 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 |
Tabelele de continuare 10
| numărul opțiunii | Lista sărurilor | numărul opțiunii | Lista sărurilor |
| 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) MgS04 b) K3PO4 c) Cr(CH3COO)3 | ||
| a) K3PO4 b) MgCl2 c) Fe(CH3COO)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) AlCl3 b) Na2Se, c) Mg (CH3COO) 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) ZnCl2, Na3PO4, c) Ni(CH3COO)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) Na2CO3 b) AlCl3c) (NH4)3PO4 | a) FeCl3, b) Na2S, c) (NH4)2Te | ||
| a) K3PO4 b) MgCl2 c) Al(CH3COO)3 | a) CuS04, b) Na3PO4, c) (NH4)2Se | ||
| 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) BiCl3 b) K2SO3 c) Al(CH3COO)3 | ||
| a) Al(NO3)3, b) Na2Se, c) (NH4)2CO3 | a) Fe(NO 3) 2, b) Na 3 AsO 4, c) (NH 4) 2 S |
Lista de referinte
1. Lur'e, Yu.Yu. Doctor în Chimie Analitică / Yu.Yu. Ispitire. - M.: Khimiya, 1989. - 448 p.
2. Rabinovici, V.A. Un scurt eseu chimic / V.A. Rabinovici, Z.Ya. Khavin - L.: Chimie, 1991. - 432 p.
3. Glinka, N.L. Zagalna chimie/N.L. Glinka; pentru rosu. V.A. Rabinovici. - a 26-a vedere. - L.: Chimie, 1987. - 704 p.
4. Glinka, N.L. Şef de dreapta din chimia globală: un ghid pentru universităţi / N.L. Glinka; pentru rosu. V. A. Rabinovici și Kh.M. Rubin - a 22-a specie. - L.: Chimie, 1984. - 264 p.
5. Chimie globală și anorganică: note de curs pentru studenții specialităților tehnologice: aproximativ 2 ani. / Universitatea de Stat de Alimentație Mogilov; comandă automată V.A. Ogorodnikov. - Mogilov, 2002. - Partea 1: Nutriția globală a chimiei. - 96 p.
Inițial văzut
ZAHALNA CHIMIE
Instrucțiuni metodice și sarcini de control
pentru studenții specialităților tehnologice
Manager: Ogorodnikov Valeriy Anatolyovich
Editor T.L. Mateusz
Editor tehnic O.O. Șcherbakova
Semnat cu un prieten. Format 60'84 1/16
Druk offset. Orele căștilor. Șablon Druk
Minte. pich. arc. Uh. vedere. l. 3.
Copii de tiraj. Zamovlennya.
Instruit pe risograful redacţiei şi redacţiei
pune bazele
„Universitatea de Stat de Alimentație Mogilov”
1. Razrahunok pH pentru acizi și baze puternice.
pH-ul Razrahunok în intervalul de acizi și baze monobazice puternice se efectuează conform formulelor:
pH \u003d - lg C la i pH \u003d 14 + lg C
De C to, C pro concentrație molară de acid sau bază, mol/l
2. pH-ul trandafirilor pentru acizi și baze slabe
Analiza pH-ului în intervalele de acizi și baze monobazice slabe se efectuează după formulele: pH \u003d 1/2 (pK la - lgC k) і pH \u003d 14 - 1/2 (pK - lg C O)
3. Razrahunok rn în săruri de hidrolizare rozchinah
Există 3 tipuri de hidroliză a sărurilor:
a) hidroliza sării de către anion (tăria este făcută de un acid slab și o bază tare, de exemplu CH 3 COO Na). Valoarea pH-ului se calculează după formula: pH = 7 + 1/2 pK până la + 1/2 lg C
b) hidroliza sării prin cation (tăria se face cu o bază slabă și un acid tare, de exemplu NH 4 Cl).
c) hidroliza sării prin cation și anion (tăria se realizează cu un acid slab și o bază slabă, de exemplu CH 3 COO NH 4). În acest caz, pH-ul rozrachunka ar trebui să fie condus conform următoarei formule:
pH = 7 + 1/2 pK până la - 1/2 pK o
Dacă este puternic cu un acid bogat bogat în bază slab sau cu o bază bogată protică slabă, atunci în reapariția formulei (7-9) valoarea pH este dată valorii pK până la și pK pentru restul disocierii
4. Razrahunok pH în diferite sume de acizi și baze
La turnarea bazelor acide, pH-ul sumei este îndepărtat din cantitatea de acid luată și bazele acelei tărie.
4. Sisteme tampon
Pentru sistemele tampon se poate vedea sumish:
a) acid slab și sare її, de exemplu CH 3 COO H + CH 3 COO Na
b) sare bazică slabă, de exemplu NH 4 OH + NH 4 Cl
c) suma sărurilor acide cu aciditate diferită, de exemplu NaH 2 PO 4 + Na 2 HPO 4
d) suma sărurilor acide și medii, de exemplu NaНCO 3 + Na 2 CO 3
e) suma sărurilor bazice de bazicitate diferită, de exemplu Al(OH) 2 Cl + Al(OH)Cl 2 etc.
Razrahunok pH în sistemele tampon urmează formulele: pH = pK la - lg C la / C і pH = 14 - pK o + lg C pro / C s
Tampon acid-bazic, raport Henderson-Haselbach. Caracteristica semnificativă. Principiul dії. pH-ul Rozrahunok tamponat. Capacitate tampon.
tampoane - Sisteme care îmbunătățesc valoarea oricărui parametru (pH, potențialul sistemului etc.) la schimbarea stocării sistemului.
Acid-bază se numește tamponare , care ia aproximativ aceeași valoare a pH-ului atunci când se adaugă cantități mari de acid tare sau o bază tare, precum și la concentrare. Diferențele de tampon acido-bază pot fi atenuate de acizi slabi și de o bază adăugată la acesta. Un acid puternic, atunci când este adăugat la un raport de tamponare, se „transformă” într-un acid slab, iar o bază tare într-o bază slabă. Formula pentru tamponul pH rosrachun roszin: pH = pK despre + lg C despre /CU h Sunt egali Henderson-Hasselbach . De la acest nivel, este clar că pH-ul intervalului tampon ar trebui să fie depus în prezența unei concentrații spivvіdnoshennia de acid slab și baza de bază. Cioburile nu se schimbă în timpul sezonului de reproducere, atunci diferența de pH rămâne constantă. Un divorț nu poate fi fără granițe. Cu un pH diluat chiar semnificativ, diferența se va schimba, cioburi, în primul rând, concentrația componentelor va deveni mică, astfel încât nu va fi posibil să se depășească autoprotolismul apei, ci în alt mod, coeficienții de activitate a neîncărcat. iar particulele încărcate într-un mod diferit se află în ionic
Schimbarea tamponului menține o valoare constantă a pH-ului atunci când se adaugă doar cantități mici dintr-un acid puternic sau o bază puternică. Stabilitatea intervalului de tampon „se bazează” pe modificările pH-ului pentru a se depune datorită concentrației de acid slab și a bazei asociate cu acesta, precum și din cauza concentrației lor totale - și se caracterizează prin capacitatea tampon.
Capacitate tampon - utilizarea unei creșteri infinit de mici a concentrației unui acid puternic sau a unei baze puternice într-o diferență (fără o modificare a volumului) în același timp cu o creștere a modificării pH-ului (pagina 239, 7.79)
În medii puternic acide și puternic călduțe, capacitatea tampon este semnificativ crescută. Variațiile, în care să se obțină o concentrație mare a unui acid puternic sau a unei baze puternice, pot, de asemenea, să tamponeze puterea.
Capacitatea tamponului este maximă la pH = RK. Pentru a menține valoarea actuală a pH-ului, ar trebui să alegeți un astfel de interval de tamponare, în care valoarea pKu este inclusă în cel de-al-lea depozit al unui acid slab și este mai aproape de al-lea pH. Tampon rozchin maє sens vikoristovuvaty pіdtrimki rn, scho znajdatsya în intervalul pKa + _ 1 . Un astfel de interval se numește forța de lucru a tamponului.
19. Concepte de bază legate de termeni complexi. Clasificarea complexului spoluk. Constante de echivalență, care sunt victorioase pentru caracterizarea cazurilor complexe: constante de iluminare, constante de disociere (cap, treaptă, termodinamică, concentrare reală și mentală)
În cele mai multe cazuri, un complex se numește particulă, stabilit ca rezultat al interacțiunii donor-acceptor a atomului central (ion), numit formare de complex, și a particulelor de încărcare sau neutre, numite liganzi. Producătorul de complex și liganzii sunt vinovați independent de faptul că la mijloc este necesară r-ția producatorului de complex.
Afacerea complexă constă din sfere interne și externe. K3(Fe(CN)6) - K3-sfera exterioară, agent de complexare Fe, CN-ligand, agent de complexare + ligand = sfera interioară.
Numărul de centri donatori din ligand, care este același în interacțiunea donor-acceptor cu partea complexă stabilită, se numește denticitate. Liganzii sunt monodentati (Cl-, H2O, NH3), bidentati (C2O4(2-), 1,10-fenantrolina) si polidentati.
Numărul de centre donatori de liganzi se numește număr de coordonare, din astfel de interacțiuni atomul central. Persoana desemnată are un exemplu: 6-număr de coordonare. (Ag(NH3)2)+ - numărul de coordonare 2, deoarece amoniacul este un ligand monodentat și (Ag(S2O3)2)3- - numărul de coordonare 4, deoarece ligand tiosulfat ion-bidentat.
Clasificare.
1) Încărcătură din punct de vedere al sarcinii sale: anionic ((Fe(CN)6)3-), cationic ((Zn(NH3)4)2 +) și neîncărcat sau complex-neelectrolitic (HgCl2).
2) Încălzire din punct de vedere al numărului de atomi de metal: complexe mononucleare și polinucleare. Înainte de depozitul complexului mononuclear, intră un atom de metal, iar înainte de depozitul complexului polinuclear, doi și mai mulți. Particulele complexe polinucleare, care răzbună aceiași atomi de metal, se numesc homonucleare (Fe2(OH)2)4+ sau Be3(OH)3)3+), iar atomii de metal rari, care răzbună, sunt numiți heteronucleari (Zr2Al(OH) 5)6+).
3) Tipul de liganzi de tip „fallow”: liganzi omogene și complexe de liganzi diferiți (smishanoliganzi).
Ioni complexi chelat-ciclici ai ionilor metalici cu liganzi polidentati (organici cu sunet), in care atomul central poate intra pana la depozitul de cicluri de unul sau decile.
Constantin. Mineralitatea ionului complex se caracterizează prin constanta sa de disociere, așa cum se numește constantă de instabilitate.
De fapt, datele privind treptele constantei de instabilitate pe zi sunt coroborate de constanta generală de instabilitate a ionului complex:
Principala constantă de nonrezistență este mai costisitoare pentru a suplimenta pașii constantelor de nonrezistență din mai multe părți.
În chimia analitică, constantele de stabilitate ale orei rămase sunt înlocuite cu constantele de stabilitate ale ionului complex: 
Constanta de stabilitate este luată în considerare înainte de procesul de adoptare a ionului complex, iar valoarea de întoarcere a constantei de stabilitate este: Kush = 1/Knest.
Constanta de stabilitate caracterizează stabilitatea complexului.
Div. termodinamică și constantă de concentrație. latură 313.
20. Afluxul diverșilor factori asupra procesului de formare a complexului și stabilității spolukului complex. Influxul de concentrare reacționează la complexare. Razrakhanok de abisuri molare de ioni metalici mari și complexe în sume egale.
1) Stabilitatea complexului spoluk de a se depune în natura formării de complex și ligandiv. Regularitatea modificării stabilității complexelor bogate de metale cu diferiți liganzi poate fi explicată pentru ajutor suplimentar. Teorii ale acizilor și bazelor tari și moi (HMCA): acizii moi se stabilesc mai puternic cu bazele moi, iar acizii duri - cu cei tari. Liganzi (f. baze) și Ag+ sau Hg2+ (m. to-ty) cu S-soda Liganzi (m. bazic) Complexe de cationi metalici cu liganzi polidentați yavl.
2) puterea ionică. În momentul creșterii forței ionice și al modificării coeficienților de activitate a ionilor, stabilitatea complexului se modifică.
3) temperatura. Dacă, atunci când complexul este iluminat, delta H este mai mare decât 0, atunci când temperatura crește, stabilitatea complexului crește, dacă delta H este mai mică de 0, atunci se schimbă.
4) efecte secundare. După ce a adăugat pH-ul la stabilitatea complexelor, depuneți natura ligandului atomului central. Dacă baza complexului este mai mare sau mai mică, atunci când pH-ul este scăzut, protonarea unor astfel de liganzi și o modificare a părții molare formează un ligand, care ia parte la complexul stabilit. Influxul de pH va fi mai puternic, cu cât rezistența bazei date este mai mare și stabilitatea complexului este mai mică.
5) concentrare. Odată cu creșterea concentrației ligandului, se modifică concentrația ionilor metalici liberi, în locul complecșilor cu un număr mare de coordonare. Dacă există un exces de ioni metalici în soluție, dominuvatim este un complex monoligand.
Fracția molară a ionilor metalici nu este legată de complex
Partea molară a părților complexe
Concentrațiile de sare care sunt hidrolizate sunt cunoscute a fi stagnante în practica medicală. Deci, când acizii ajung pe piele, rănile dilyanka sunt tratate cu apă și apoi cu carbonat de sodiu Na 2 CO 3 . O astfel de metodă permite neutralizarea excesului de acid, cioburi de apă Na 2 CO 3 pot duce la o reacție de băltoacă. Cu toate acestea, este puțin probabil ca cantitatea de Na 2 CO 3 să stagneze pentru a reduce aciditatea crescută a sucului redus printr-o băltoacă înaltă. În aceste scopuri, concentraţiile de bicarbonat de sodiu NaHCO 3 sunt caracterizate prin valori mai scăzute ale pH-ului. Pentru această legătură, pentru a se potrivi cu exactitate medicamentul, care se bazează pe hidroliză, medicul trebuie să evalueze valorile pH-ului sărurilor care sunt hidrolizate.
1. La diferite tipuri de săruri NH4Cl:
de , pc,- zeci de logaritmi negativi ai altor valori.
Oscilki la t 0 = 20-25 0 C = 14, apoi, de asemenea:
2. Tipul de sare CH 3 COONa:
3. La diferite tipuri de săruri NH4CN:
În cazul parității = partea fracțională a formulei se va transforma în zero și pH = 7.
Dacă puterea hidrolizei este în etapele kilka, atunci se poate lua în considerare faptul că valoarea pH-ului diferenței cantității de sare este mai importantă decât prima etapă a hidrolizei.
Etaloni cherishenya zavdan
1. Calculați constanta și gradul de hidroliză a sării NH 4 Cl în termeni de (NH 4 Cl) \u003d 0,1 mol / l, adică (NH 3 × H 2 O) \u003d 1,8 × 10 - 5.
NH 4 Cl + H-OH ⇄ NH 3 ∙H 2 O + HCl2. Calculați constanta și treapta de hidroliză a Na 2 CO 3 conform primului pas în intervalul (Na 2 CO 3) = 0,01 mol / l, care este pentru H 2 CO 3 = 4 × 10 - 7; = 5×10-11.
Hidroliza Na 2 CO 3 are loc frecvent:
Na 2 CO 3 + H-OH ⇄ NaHCO 3 + NaOH (1 etapă)
La privirea temperată, gelozia arată astfel:
CO 3 2 - + H-OH ⇄ HCO 3 - + ВІН -NaHCO 3 + H-OH ⇄ H 2 CO 3 + NaOH (2 trepte)
HCO 3 - + H-OH ⇄ H 2 CO 3 + BIN -Hidroliza Na 2 CO 3 în primul pas pentru a produce până la soluția ionului de hidrocarbonat HCO 3 -, care este un electrolit slab:
HCO 3 - ⇄ H + + CO 3 2 -
Egalizarea daneză a disocierii H 2 CO 3 dintr-o altă etapă este caracterizată printr-o constantă (H 2 CO 3) = 5 × 10 - 11.
3. Ajustați etapele hidrolizei NaNO 2 în diferite săruri cu concentrații de 0,1 și 0,001 mol / l, deci (HNO 2) \u003d 4 × 10 - 4.
Introduceți valoarea: 1 = 0,1 mol/l; Z 2 \u003d 0,001 mol / l.
Todi: 
; 
.
Împărțim un viraz în altul și îl luăm:
NaCN + H-OH ⇄ HCN + NaOH
pH > 7 mediu este ușor călduț.
6. Aflați diferența de pH dintre Na 2 S și NaHS cu aceleași concentrații de sare, cum ar fi (H 2 S) = 7, (H 2 S) = 13.
Vіdnіmemo de la primul egal cu celălalt și otrimаєmo:
Hrana pentru autocontrol
1. Care proces se numește hidroliza sărurilor?
2. Care este motivul pentru modificarea valorii pH-ului pentru hidroliza rahunok?
2. Ce tipuri de săruri sunt cunoscute pentru hidroliză în comerțul cu amănuntul? Aduceți exemple.
3. De ce sărurile precum NaCl, KI, CaCl 2 nu recunosc hidroliza?
4. În unele tipuri de hidroliză a sărurilor se stabilesc săruri acide (bazice)? Aduceți exemple.
5. Ce tipuri de vreme suferă de hidroliză ireversibilă a sării? Aduceți exemple.
6. Ce produse se dizolvă în interacțiunea clorurii de crom (III) și sulfurei de amoniu (NH 4) 2 S în apă?
7. Ce se numește constantă de hidroliză? Ce chinnici să cadă și pe care să nu cadă este constanta hidrolizei?
8. Ce se numește o etapă de hidroliză? Cum este legată de constanta de hidroliză a diferitelor tipuri de săruri?
9. Ce factori ar trebui adăugați la valoarea etapei de hidroliză a sării?
10. De ce crește hidroliza la temperaturi ridicate?
11. Pentru un fel de săruri, diferența practic nu se adaugă etapelor de hidroliză?
12. În ce mod poate fi hidrolizat FeCl 3 până la dizolvarea Fe(OH) 3?
13. La hidroliza acestor săruri, pH-ul este aproape de 7?
14. De ce NaHCO 3 poate fi o reacție slab acidă și de ce NaHSO 3 este o reacție ușor acidă? (H2CO3) = 4×10-7, (H2SO3) = 1,7×10-2.
15. Este necesar să se pregătească o varietate de săruri de FeSO 4 în timpul hidrolizei, deoarece se stabilește o varietate mică de sol (turbiditate). Ce mediu (acru și băltoacă) ar trebui să fie pregătit pentru a scăpa de tulbureala lui? De ce?
Opțiuni pentru o viziune independentă
Opțiunea numărul 1
1. Scrieți ecuația hidrolizei (din punct de vedere al aspectului molecular și ionic) și reacția mediului de apă se modifică în redistribuirea sărurilor: Na 2 SO 4 , FeCl 2 , Na 2 S.
3. Calculați valoarea pH-ului dintre CH 3 COOK și C(CH 3 COOK) = 0,005 mol/l, deci (CH 3 COOH) = 1,8 x 10 - 5 .
Opțiunea numărul 2
1. Scrieţi ecuaţia hidrolizei (din punct de vedere al aspectului molecular şi ionic) şi reacţia mediului de apă se modifică în redistribuirea sărurilor: MnSO 4 , KI, Na 2 SiO 3 .
3. Calculați valoarea pH-ului între NaNO 2 C(NaNO 2) = 0,01 mol/l, adică (HNO 2) = 4×10 - 4 .
4. Modificați valorile constantelor hidrolizei Pb(NO 3) 2 în funcție de prima și alte etape, ca pentru Pb(OH) 2 = 9,6×10 - 4; = 3×10-8.
Opțiunea numărul 3
1. Scrieţi ecuaţia hidrolizei (din punct de vedere al aspectului molecular şi ionic) şi reacţia mediului de apă se modifică în redistribuirea sărurilor: Ca (NO 3) 2 , Na 2 SO 3 , Cu (NO 3) 2 .
2. Calculați constanta și etapa de hidroliză a KClO în intervalul C(KClO) = 0,1 mol/l, adică (HClO) = 5,6×10 - 8.
3. Calculați valoarea pH-ului sării KCN cu C(KCN) = 0,05 mol/l, deci (HCN) = 8×10 - 10.
Opțiunea numărul 4
1. Scrieţi ecuaţia hidrolizei (din punct de vedere al aspectului molecular şi ionic) şi reacţia mediului de apă se modifică în redistribuirea sărurilor: K 3 PO 4 , CaCl 2 , ZnCl 2 .
2. Ajustați etapele de hidroliză a NaCN la diferite specii cu o concentrație molară de echivalent sare de 0,1 și 0,001 mol/l xxo (HCN) = 8×10 - 10.
3. Calculați valoarea pH-ului între NH 4 NO 3 și C(NH 4 NO 3) = 0,1 mol/l, deci (NH 3 × H 2 O) = 1,8 × 10 - 5.
Opțiunea numărul 5
1. Scrieţi ecuaţia hidrolizei (din punct de vedere al aspectului molecular şi ionic) şi reacţia mediului de apă se modifică în redistribuirea sărurilor: CuSO 4 , Li 2 S, NaBr.
3. Calculați valoarea pH-ului NH 4 I cu o concentrație de sare de 0,02 mol / l, deci (NH 3 × H 2 O) \u003d 1,8 × 10 - 5.
4. Echivalați valorile constantelor hidrolizei Na 2 SiO 3 în prima și în alte etape, ca pentru H 2 SiO 3 = 1,3 × 10 - 10; = 2×10-12.
Opțiunea numărul 6
1. Scrieţi ecuaţia hidrolizei (din punct de vedere al aspectului molecular şi ionic) şi reacţia mediului de apă se modifică în redistribuirea sărurilor: SrCl 2 , Fe (NO 3) 3 , K 2 S.
2. Echivalează etapa de hidroliză a NaF la diferite specii cu o concentrație molară de echivalent sare de 0,2 și 0,002 mol/l. (HF) \u003d 6,6 10 - 4.
3. Calculați valoarea pH-ului diferenței dintre HCOOH și o concentrație molară de sare de 0,05 mol / l, deci (HCOOH) = 2,2 × 10 - 4.
Opțiunea numărul 7
1. Scrieţi ecuaţia hidrolizei (din punct de vedere al aspectului molecular şi ionic) şi reacţia mediului de apă se modifică în redistribuirea sărurilor: NaNO 3 , ZnSO 4 , Ca(OCl) 2 .
3. Calculați valoarea pH-ului C 6 H 5 COONa cu o concentrație de sare de 0,01 mol/l, adică (C 6 H 5 COOH) = 6,3×10 - 5.
Opțiunea numărul 8
1. Scrieţi ecuaţia hidrolizei (din punct de vedere al aspectului molecular şi ionic) şi reacţia mediului de apă se modifică în redistribuirea sărurilor: Pb (NO 3) 2 , CaS, KC1.
2. Echivalați valorile constantelor și etapelor hidrolizei sărurilor NaF și NaCN în diferite concentrații, adică (HF) = 6,6 × 10 - 4; (HCN) = 8 x 10 - 10 .
3. Calculați valoarea pH-ului CH 3 COONH 4 cu o concentrație molară de sare de 0,05 mol / l, adică (CH 3 COOH) \u003d 1,8 × 10 - 5; (NH3 × H2O) = 1,8 × 10-5.
Opțiunea numărul 9
1. Scrieţi ecuaţia hidrolizei (din punct de vedere al aspectului molecular şi ionic) şi reacţia mediului de apă se modifică în redistribuirea sărurilor: Ba (NO 3) 2 , NiCl 2 , K 2 SO 3 .
3. Calculați valoarea pH-ului sării KF cu o concentrație de 0,001 mol/l, unde (HF) = 6,6×10 - 4.
Opțiunea numărul 10
1. Scrieţi ecuaţia hidrolizei (din punct de vedere al aspectului molecular şi ionic) şi reacţia mediului de apă se modifică în redistribuirea sărurilor: CoSO 4 , Na 2 C 2 O 4 , Sr (NO 3) 2 .
2. Echilibrează valorile constantelor și etapelor hidrolizei NH 4 F în diferite concentrații de 0,02 mol / l și 0,002 mol / l, adică (HF) \u003d 6,6 × 10 - 4, (NH 3 × H 2 O) \u003d 1 .8×10-5.
3. Calculați valoarea pH-ului NH 4 CN cu o concentrație de 0,01 mol / l, deci (HCN) \u003d 8 × 10 - 10 (NH 3 × H 2 O) \u003d 1,8 × 10 - 5.
4. Modificați valorile constantelor hidrolizei Na 2 S în prima și celelalte etape, adică (H 2 S) = 1 × 10 - 7; (H 2 S) \u003d 1 × 10 - 13.
Opțiunea numărul 11
1. Scrieţi ecuaţia hidrolizei (din punct de vedere al aspectului molecular şi ionic) şi reacţia mediului de apă se modifică în redistribuirea sărurilor: BaS, K 2 SO 4, CrCl 3.
2. Calculați constanta și etapa de hidroliză a HCOONa la o concentrație de sare molară diferită de 0,001 mol/l, adică (HCOOH) = 2,2×10 - 4.
3. Calculați valoarea pH-ului NH 4 F cu o concentrație de 0,02 mol / l, deci (NH 3 × H 2 O) \u003d 1,8 × 10 - 5 (HF) \u003d 6,6 × 10 - 4.
Opțiunea numărul 12
1. Scrieți ecuația hidrolizei (din punct de vedere al aspectului molecular și ionic) și reacția mediului de apă se modifică în redistribuirea sărurilor: Ni(NO 3) 2 , K 2 CO 3 , ВаС1 2 .
2. Echivalați valorile constantelor etapei în hidroliza NH 4 NO 3 la diferite concentrații de sare de 0,02 și 0,002 mol / l, yaksho (NH 3 × H 2 O) = 1,8 × 10 - 5.
3. Calculați valoarea pH-ului diferenței dintre KClO și o concentrație de sare de 0,04 mol/l, adică (HClO) = 5,6×10 - 8.
Opțiunea numărul 13
1. Scrieţi ecuaţia hidrolizei (din punct de vedere al aspectului molecular şi ionic) şi reacţia mediului de apă se modifică în redistribuirea sărurilor: NaI, K 2 SiO 3 , Fe 2 (SO 4) 3 .
2. Calculați constanta și gradul de hidroliză a C 2 H 5 COONa în intervalul (C 2 H 5 COONa) = 0,l mol / l, yakcho (C 2 H 5 COOH) = 1,3 × 10 - 5.
3. Calculați valoarea pH-ului NaHCO 3 cu o concentrație de 0,1 mol/l, adică (H 2 3 ) = 4×10 - 7 , (H 2 CO 3 ) = 5×10 - 11 .
Opțiunea numărul 14
1. Scrieţi ecuaţia hidrolizei (din punct de vedere al aspectului molecular şi ionic) şi reacţia mediului de apă se modifică în redistribuirea sărurilor: Na 2 HPO 4 , KNO 3 , Bi(NO 3) 3 .
2. Calculați gradul de hidroliză al NH 4 F în termeni de (NH 4 F) \u003d 0,02 mol / l, chiar (HF) \u003d 6,6 × 10 - 4, (NH 3 × H 2 O) \u003d 1,8 × 10-5.
Hidroliza sărurilor prin reacția de intermodalitate a ionilor de sare cu apa, în urma căreia se formează electroliți slabi. Rozchin-ul unui z'ednannya neutru - sare - se umflă la propria sa reacție fie acrișoară, fie baltă. Aparent, sărurile se dizolvă în sine datorită reacției de neutralizare, cu interacțiunea acizilor și bazelor. Dintre toate tipurile de săruri, la hidroliză se pot aplica doar trei tipuri, care se stabilesc atunci când interacționează:
1) acid slab și bază tare;
2) acizi tari și baze slabe;
3) acid slab și bază slabă.
Al patrulea tip de săruri, care sunt dizolvate prin interacțiunea unei baze puternice și a unui acid puternic, de exemplu, NaOH și HCI, pentru reacție
NaOH+HCI=NaCI+Н2О
hidroliza nu este permisă, deoarece puterea pe care o dizolvă NaCl este tot un electrolit puternic iar în apă, moleculele se disociază la hidratare (tobto. ascuțite de moleculele de apă) ionii Na + și Cl -. În același timp, 2Н 2 О ↔ Н З О + + ВІН - nu se descompune și, prin urmare, hidroliza nu funcționează, golurile devin neutre. pH-ul rozmarinului unei astfel de diferențe este 7.
Să ne uităm la hidroliza tipului de piele a sărurilor Okremo.
1. Dacă este puternic cu un acid ocular slab CH 3 COOH și o bază tare NaOH, de exemplu acetat de sodiu CH 3 COONa, atunci hidroliza egală se scrie după cum urmează:
● sub formă moleculară
CH3COOHa + H2O CH3CSON + NaOH1; (2.8 a)
● în formă ionică
CH Z COO - + Na + + H20CH3COOH+Na + + VIN -; (2.8 b)
● formă ionică scurtă
CH3COO- + H20CH3COOH + + VIN - . (2,8 st)
După cum se poate observa din inducerea nivelurilor, în timpul hidrolizei CH 3 COONa prin legarea ionilor de acetat cu ionii din apă, apa dintr-un acid ocular slab din intervalul acumulează ioni BIN - iar pH-ul va fi mai mare de 7 .
Constanta de reacție egală (2.8.c) se scrie la:
. (2.9)
Luând concentrația apei cu valoarea constantei și combinând-o cu constanta K cu, luăm virazul pentru hidroliza constantă:
. (2.10)
Virazivshi prin apa ionny dobutok, poate
. (2.11)
Deci ca in rest 
este o valoare, o constantă de întoarcere a disocierii acidului octic 
,
virase pentru hidroliza constantă a sării, făcută cu un acid slab și o bază puternică (2.10), notează rangul ofensiv:
După cum este evident din restul formulei, acidul slab scăzut, tobto. Cu cât constanta de disociere este mai mică, cu atât lumea este mai mare, cu atât este mai puternică la hidroliză.
De exemplu, procesul de hidroliză poate fi caracterizat și prin etapa de hidroliză „h”, care este raportul dintre numărul de molecule de sare, care a fost recunoscut prin hidroliză, și numărul de molecule cob. Concentrația acelei părți a sării, așa cum a fost administrată hidrolizei, a fost numeric mai mare decât concentrația de ioni de ВІН - într-un mod diferit, iac, în propria linie, probabil a fost până la egal (2,8c) mai mult. decât concentrația de acid, care a fost aprobată, tobto.
[CH 3 COOH] \u003d [BIN -] \u003d h ∙ C,
de C - concentraţia primară de CH 3 COOHa, g-mol/l. Concentrația ionilor de acetat [CH 3 COO - ] mai mare decât la vânzarea cu amănuntul
[CH 3 COO -] \u003d C - h ∙ C \u003d C ∙ (1-h).
La corectarea valorii introduse a lui h, luăm în considerare viraz, care raportează constanta și gradul de hidroliză:
. (2.13)
Cu o valoare de h la bannerul restului virazului, este posibil să o depășiți, iar apoi formula (2.13) poate fi scrisă după cum urmează:
stele. (2,15)
Etapa de hidroliză este mai mare, cu cât numărul de diluții este mai mare, precum și temperatura mai mare, în măsura în care K W crește odată cu creșterea temperaturilor. Adăugarea rozchin ionіv ВІН - zgіdno z principiul de schimbare a rіvnovagi Le Chatelier, va ține cont de procesul de hidroliză.
Dacă este suficient de puternic cu un acid bazic bogat, atunci procesul de hidroliză este mai important în prima etapă. Deci, de exemplu, egal cu hidroliza sodei Na 2 CO 3 scrieți după cum urmează:
CO 3 2- + H 2 O ↔ HCO 3 - + OH -
iar constanta de hidroliză este determinată de valoarea constantei de disociere a acidului carbonic în prima etapă:
H 2 CO 3 ↔ H ++ HCO 3 -
Pentru formula ottremannya pentru rozrahunku pH rozchinіv, scho utavlyuyutsya ca urmare a hidrolizei, convertiți viraz (2.10), pentru care este acceptabil ca valoarea concentrației de ioni de acetat printr-o etapă mică de hidroliză să fie practică
tobto. concentrația de ioni în hidroxid [OH - ], care a fost obținută ca urmare a hidrolizei, este mai mult [OH - ] \u003d C. (2,17)
Cum să accelerezi uneori cu operatorul p ≡ -lg, apoi notează cum
pOH = -lg = , (2,18)
în caz contrar, vrakhovuchi virazi (2.7. și 2.12)
pH = 14 - = 7 + 
. (2.19)
2. Cât de puternic este făcut de un acid puternic și o bază slabă,
NH 4 0H + HCl, \u003d NH 4 Cl + H 2 Pro,
atunci egal cu hidroliza se scrie astfel:
● sub formă moleculară
N H4CI + H20 = NH40H + HCI; (2.20 a)
● în formă ionică
NH + 4 + CI -, + 2H 2 0 \u003d NH 4 0H + H 3 0 + + CI -; (2.20 b)
● formă ionică scurtă
NH + 4 + 2H20 = NH40H + H30 +. (2,20 inchi)
Hidroliza constantă în orice direcție văd
.(2.21)
Dacă înmulțiți numărul și bannerul egalului dvs. cu [OH -], atunci viraz pentru K G în viitor voi căuta
. (2.22)
În momentul soluției diluate, se poate accepta că concentrația părții hidrolizate a sării, care este importantă [H 3 0 + ], este o concentrație bună a bazei, tobto. = , Și concentrația de ioni este egală cu concentrația de sare (C). Todi 
(2.23)
De asemenea, concentrația de ioni în hidroxoniu, care a fost obținută în timpul hidrolizei,
= . (2.24)
Accelerarea valorii p = – lg; Luat
pH == 7 - 
. (2.25)
Hidroliza în etape
. (2.26)
De asemenea, dacă baza este slabă (care este mai mică), atunci concentrația de ioni în diferență se potrivește mai mult, tobto. există mai multă hidroliza sării, făcută cu un acid tare și o bază slabă. Adăugând la diferență, acestea pot fi slăbite sau zapobіgti procesul de hidroliză, deci este bine pentru egali (2,20 inchi) egali atunci când se deplasează la stânga.
3. Hidroliza unei sări, titrată cu o bază slabă și un acid slab, de exemplu, acetat de amoniu CH 3 COONH 4 conform schemei
CH 3 COONH 4 + H 2 O ↔ CH 3 COOH + NH 4 OH,
poate curge din nou.
Constanta de hidroliza
. (2.27)
pH-ul unei astfel de diferențe trebuie depus numai în funcție de valorile constantelor de disociere ale acidului și bazei și nu depus în funcție de concentrația de sare:
= (2.28)
і 
. (2.29)
În acest fel, sărurile sunt supuse hidrolizei, în urma căreia se formează un electrolit slab, scăzând temperatura.
2.4. tampoane
Tamponele se numesc soluții apoase de electroliți, care păstrează practic o valoare a pH-ului constantă atunci când se diluează sau se adaugă cantități mici de acid în apă. Diferențele de tampon sunt amestecate fie cu un acid slab și o sare, făcute cu un acid tare și o bază tare, fie cu o bază slabă și un acid tare, făcute cu un acid tare și un acid tare.
Yakscho, de exemplu. pentru a adăuga la dezvoltarea acidului octic slab CH 3 COOH puterea, ca să răzbune același anion (de exemplu, acetat de sodiu CH 3 COOHa), apoi, conform principiului Le Chatelier, egal cu procesul de disociere a acidului
CH 3 COOH ↔ CH 3 COO - + H + (2,30)
Se va lăsa la stânga, ceea ce este practic pentru a înăbuși procesul de disociere a acidului și etapele de disociere α la zero (α = 0).
Puterea va fi disociată la nivel național în beneficiul egalilor
CH 3 COOHa ↔ CH 3 COO - + Na + (2,31)
În acest caz, în suma acizilor și sărurilor, concentrația de molecule de acid nedisociate este mai mare decât concentrația reală a acidului C acid, iar concentrația ionilor de acetat în CH 3 COO este concentrația reală a sării C a sării.
Cum se pun valorile qi în virase pentru constanta de disociere a acidului
, (2.32)
atunci concentrația ionilor [H 3 O + ] la diferite niveluri este mai mare
(2.33)
. (2.34)
În acest fel, pentru a desemna pH-ul diferenței de tampon, pliat cu acid slab și sare, saturat cu acid și o bază tare, este necesar să se cunoască numai cob con-
centrarea acestor componente.
Pentru o sumă de baze slabe NH 4 OH și săruri її NH 4 Cl, un anion cum ar fi un anion de acid clorhidric puternic, care se grăbește înainte, se poate demonstra că aciditatea unui astfel de interval este egală.
, (2.35)
iar pH-ul sumei tampon este egal
pH = p - lg. (2,36)
Pe baza zăcămintelor forestiere se poate observa că pH-ul depozitelor tampon nu se poate depune toamna, astfel că în această toamnă se modifică însă concentrația de acid și concentrația de sare (sau baze și sare), iar în acest caz, concentrația rămâne neschimbată. Tse persha trăsătură distinctivă dimensiunile tamponului.
Dacă adăugați o cantitate mică de acid într-un tampon la o valoare tampon, atunci pH-ul acestor diferențe se va schimba nesemnificativ. Prețul orezului unui prieten.
De exemplu, în ceea ce privește diferența de tampon acetat, pentru a compensa suma CH3COOH și CH3COONa, pentru a adăuga o cantitate mică de HCI, apoi acetatul de sodiu va interacționa cu acidul clorhidric, ceea ce va crește disocierea în H3Pro Ioni + și Cl - conform schemei
CH 3 COO - + Na + + H 3 O - + Cl - ↔ CH 3 COOH + Na + + Cl -. + H 2 Pro
Modificarea concentrației ionilor [H 3 0 +], precum și a diferenței de pH, conform ecuațiilor (2.36), practic nu este luată în considerare. Cu cât modificarea pH-ului este mai mică la adăugarea acidului sau a bazei, cu atât puterea tamponului este mai puternică. Acea zonă de concentrație, pentru care diferențele de tampon de pH sunt practic neschimbate, se numește capacitate tampon:
În acest fel, capacitatea tamponului este cantitatea de acid echivalent g sau abolulu, așa că puteți adăuga până la 1 litru de tampon pentru a modifica valoarea pH-ului cu unul. Varianțele tampon sunt utilizate pe scară largă pentru a potrivi variațiile standard cu aceleași valori ale pH-ului la calibrarea diferitelor accesorii care controlează aciditatea variațiilor, de exemplu, pH-metre.
Prelegerea nr. 12. Disocierea electrolitică a apei.
Indiferent de cei pe care apa este tratată cu non-electroliți, este adesea disociată de cationul hidroxoniu și anionul hidroxid aprobat:
H2O + H2O H3O + + OH -
Adesea, o formă simplificată de înregistrare a acestui proces este scrisă:
H2O H + + OH -
Qia egal este caracterizat de o constantă dublă:
Cioburi în apă pură și trandafiri de apă = const, acest viraz poate fi transformat într-o formă ofensivă:
K W =
Constanta lui Otriman se numește vitvirul ionic al apei. Pentru 25 ° C K W \u003d 10 -14. Arată că apa pură are valori neutre = = Ö10 -14 = 10 -7. Este evident că cele acre au > 10 -7, iar bălți< 10 -7 . На практике часто пользуются indicator al concentrației de cationi în apă- Logaritmul al zecelei negativ (pH = -lg). În pH acid< 7, в щелочных pH >7 într-un mediu neutru pH = 7. În mod similar, puteți introduce indicatorul hidroxil pOH = -lg. Indicații vodnevy și hidroxil pentru spiving simplu: pH + pOH = 14.
Uitați-vă la pH-ul soluțiilor apoase de acizi puternici și slabi.
Butt Nr. 1. Interval centimolar (0,01 mol/l) de acid clorhidric (acid monobazic puternic).
HCl \u003d H + + Cl -
C HCI = 0,01; pH = -lg 0,01 = 2
Cap nr. 2. Diferența centimolară (0,01 mol/l) față de hidroxid de sodiu (bază monoacid puternic).
NaOH \u003d Na + + OH -
C NaOH = 0,01; pOH = -lg 0,01 = 2;
pH = 14 - pOH = 12
Butt Nr. 3. Interval centimolar (0,01 mol / l) de acid optic (acid monobazic slab).
CH3COO - + H + CH3COOH
Reacția egală este puternică, sho = . Pentru un electrolit slab » C. Să punem această formulă în constanta de disociere acidă a acidului octoic și eliminarea solubilă a virazelor:
= 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
Cazul nr. 4. Interval centimolar (0,01 mol/l) de amoniac (hidroxid de amoniu, bază monoacid slabă).
NH 3 + H 2 O NH 4 + + OH -
Reacția egală este puternică, sho = . Hidroxidul de amoniu Oskilki este un electrolit slab, apoi » C. Înlocuind aceste formule în constanta de ionizare a amoniacului ca bază, putem lua:
= 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 sării . Inspecția acidității sărurilor apoase din punct de vedere al acidității apa pura semnificată prin hidroliza lor. Hidroliza - schimbul schimbului de vorbire cu apa. Pentru șilingul la hidroliza sării, acesta este împărțit în tipi chotiri:
1. Sărurile făcute cu un acid tare și o bază tare (de exemplu, NaCl, Na2SO4) nu sunt supuse hidrolizei. Diferențele apoase ale unor astfel de săruri pot avea o reacție neutră (pH = 7).
2. Sărurile, făcute cu o bază slabă și un acid slab, sunt hidrolizate de o lume semnificativă și adesea ireversibil, de exemplu,
Al 2 S 3 + 6H 2 O \u003d 2Al (OH) 3 + 3H 2 S
Aciditatea acestor soiuri este mai caracteristică vorbirii, iar sunetul este aproape de neutru (pH „7).
3. Sărurile, saturate cu o bază slabă și un acid puternic, sunt hidrolizate reversibil, legând anionii de hidroxid, și formând astfel o reacție acidă de descompunere (pH).< 7). Например, гидролиз хлорида аммония можно описать следующими уравнениями:
NH4CI + H2O NH3 × H2O + HCI
Din observațiile râurilor, este clar că hidroliza nu aplică toată puterea, ci doar cationul. Cationii sărurilor, utvorennye bogate baze slabe acide, hidrolizate în mod similar, succesiv sub formă de hidroxid de apă-anion:
Al3+ + H20 Al(OH)2+ + H+
Al(OH)2+ + H20 Al(OH)2 + + H+
Al(OH)2 + H20 Al(OH)3H+
În total, hidroliza cationului de aluminiu poate arăta astfel:
Al3+ + 3H20Al(OH)3 + 3H+
4. Sărurile, realizate cu o bază tare și un acid slab, sunt hidrolizate de anion, care absoarbe apa din cationul de apă. Anionii hidroxid, care se formează, dau o gamă largă de reacții (pH > 7). De exemplu, hidroliza acetatului de sodiu se desfășoară astfel:
CH3COONa + H2O CH3COOH + NaOH
Este evident că hidroliza sărurilor anionice ale acizilor bazici slabi bogate are loc frecvent, de exemplu,
PO 4 3- + H 2 O HPO 4 2- + OH -
HPO 4 2- + H 2 O H 2 PO 4 - + OH -
H2PO4 - + H2OH3PO4 + OH -
Total egal cu hidroliza anionului fosfat poate arăta astfel
PO 4 3- + 3H 2 O H 3 PO 4 + 3OH -
Nu numai sărurile sunt date la hidroliză, ci și anorganice covalente muguri organici. De exemplu:
PCl 3 + 3H 2 O \u003d H 3 PO 3 + 3HCl
Un rol important în viața organismelor vii este hidroliza unor biomolecule - proteine și polipeptide, grăsimi și, de asemenea, polizaharide.
Hidroliza glibinei este caracterizată hidroliză în etape(h)- stabilirea cantității de vorbire, care, având hidroliza recunoscută, la cantitatea totală de vorbire în comerț cu amănuntul. Hidroliza inversă poate fi, de asemenea, caracterizată printr-o constantă. De exemplu, pentru procesul de hidroliză a anionului acetat, constanta de hidroliză este scrisă în următoarea ordine:
La fel de importantă este concentrația de apă în viraz constantă de hidroliza să nu intre, cioburile sunt deplasate și transferate automat în partea stângă a ecuanimității.
Creșterea etapei constante de hidroliză, precum și diferențele de pH ale apei în săruri, pot fi observate pe aplicații specifice.
Nr. stoc 5. Diferența centimolară (0,01 mol/l) față de clorură de amoniu (puternică, realizată cu o bază slabă și un acid puternic). Să notăm constanta de hidroliză în formă ionică și să îndoim viraz pentru constanta de hidroliză.
NH4 + + H2O NH3 × H2O + H +
Înmulțind numărul și bannerul părții drepte a ecuanimității cu concentrația de ioni de hidroxid, constanta de hidroliză poate fi modificată prin rangul ofensiv:
5,56×10 -10
Z egal cu hidroliza este clar, w = = Ch, a = C - Ch = C (1-h). Vidpovidno,
Oskilki h<< 1, а (1-h) ® 1, полученное выражение можно упростить:
; stele h »
2,36×10 -4 sau 0,0236%
Din otrimanih egal este clar că constanta și egală cu hidroliza sării cresc din modificarea constantei de disociere a fundamentării, tobto. іz izmenshennyam forța yoga. Krіm tsgogo, stupіn gidrolіzu și glibina yogo protіkannya zbіshuєtsya іz zmenshennyam kontsentії (zvіlshennyam razvedennja) sіlі. Constanta de hidroliză, ca o constantă, fie ea egală, din cauza concentrației, nu mint. Creșteți temperatura pentru a crește nivelul acelei constante pentru hidroliză, hidroliza de scalare este un proces endotermic.
Odată cu o modificare a valorii pH-ului, modificarea sării se modifică, w = , iar prima cea mai apropiată este » C.
; stea »
pH = - lg = -1/2 (lgK w + lgC + pK b) = 7 - 1/2 (pK b + lgC) = 7 - 1/2 (4,76 - 2) = 5,62
Nr. stoc 6. Diferența centimolară (0,01 mol/l) față de acetat de sodiu (puternic, realizat cu o bază tare și un acid slab). Să notăm constanta de hidroliză în formă ionică și să îndoim viraz pentru constanta de hidroliză.
CH 3 COO - + H 2 O CH 3 COOH + OH -
Înmulțind numărul și bannerul părții drepte a ecuanimității cu concentrația cationului de apă, acesta poate fi transformat în următoarea formă:
1×10 -14 / 1,75×10 -5 = 5,71×10 -10
Z egal cu hidroliza este clar, w = = Ch, a = C - Ch = C (1-h).
Vidpovidno,
; ; stele h =
2,39×10 -4 sau 0,0239%
Când rozrahunku pH-ul valorează vrahuyemo, sho = și »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 (pK a + lgC) = 7 + 1/2 (4,75 - 2) = 9,75
Butt Nr. 7. Raport centimolar (0,01 mol/l) la acetat de amoniu (puternic, realizat cu o bază slabă și un acid slab). Să notăm constanta de hidroliză în formă ionică și să îndoim viraz pentru constanta de hidroliză.
NH 4 + + CH 3 COO - + H 2 O NH 3 × H 2 O + CH 3 COOH
Înmulțind numărul și bannerul părții drepte a ecuanimității cu concentrația suplimentară a cationului de apă și a anionului hidroxid (alimentare cu apă ionică), îl puteți transforma într-un rang ofensiv:
= = 0,32×10 -4
Z egal cu hidroliza este evident, scho = = Ch todi
C - Ch = C(1-h), evident,
0,0056 sau 0,56%
Molecula de amoniac este hidratată, care se dizolvă ca urmare a hidrolizei, disocierii, divizării anionului hidroxid:
NH 3 × H 2 O NH 4 + + OH -
; stele
În mod similar, disocierea acidului octic asigură absorbția cationilor în apă:
CH3COO - + H + CH3COOH
Cunoaștem concentrația acestor ioni:
Vіdpovіdno la іvnyannja hidroliza = , а = , apoiі
Oskіlki = K w /, apoi 2 = ; stea =
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
Literatură: p. 243 - 255; Cu. 296 - 302