Razrahunok rn v rozchinah gidrolizuyuchih soli. Prikazovalnik vode. Hidroliza soli
Čista voda je le šibek elektrolit. Proces disociacije lahko poganjajo enaki izrazi: HOH ⇆ H + + OH – . Po disociaciji vode, ne glede na to, ali je voda drugačna ali ne, ioni H + in ioni OH - . Koncentracijo teh ionov je mogoče odkupiti za pomoč izravnava ionske dodatne vode
C (H +) × C (OH -) \u003d K w,
de K w – konstanta dodajanja ionske vode ; pri 25 °C K w = 10 -14.
Različice, pri katerih pa so koncentracije ionov H+ in OH, se imenujejo nevtralne variacije. V nevtralnem območju je C (H +) \u003d C (OH -) \u003d 10 -7 mol / l.
V kisli raztopini je C(H +) > C(OH -) i, kot izstopa iz izenačevanja ionskega dodajanja vode, C (H +) > 10 -7 mol / l in C (OH - )< 10 –7 моль/л.
V sorti luž C (OH -) > C (H +); ko je C(OH –) > 10 –7 mol/l in C(H +)< 10 –7 моль/л.
pH - vrednost, s pomočjo katere označujejo kislost in mazljivost vodnih razlik; ta vrednost se imenuje vodnim razmetljivim zagotovljeno je s formulo:
pH \u003d -lg C (H +)
Pri kislem pH<7; в нейтральном растворе pH=7; в щелочном растворе pH>7.
Po analogiji s konceptom "vodnega indikatorja" (pH) se uvede koncept "hidroksilnega" indikatorja (pOH):
pOH = –lg C(OH –)
Vodneviy in hidroksil pokazniki pov'yazanі spіvvіdshennyam
Hidroksil pokazannik vikoristovuєtsya za rozrahunka pH v lužnih vrtnicah.
Sirhanova kislina- močan elektrolit, ki se v plemenskih sortah nepreklicno disociira in deluje po shemi: H 2 SO 4 ® 2 H + + SO 4 2–. Iz enačbe procesa disociacije je razvidno, da je C (H +) \u003d 2 C (H 2 SO 4) \u003d 2 × 0,005 mol / l = 0,01 mol / l.
pH = -lg C (H +) \u003d -lg 0,01 = 2.
Natrijev hidroksid je močan elektrolit, ki nepreklicno disociira po shemi: NaOH ® Na + +OH - . Iz stopnje disociacijskega procesa je razvidno, da je C (OH -) \u003d C (NaOH) \u003d 0,1 mol / l.
pOH \u003d -lg C (H +) \u003d -lg 0,1 = 1; pH = 14 - pOH = 14 - 1 = 13.
Disociacija šibkega elektrolita je ključen proces. Imenuje se izenačevalna konstanta, zabeležena za proces disociacije šibkega elektrolita disociacijska konstanta . Na primer za proces disociacije očesne kisline
CH 3 COOH ⇆ CH 3 COO - + H +.
Za kožno stopnjo disociacije bogate bazične kisline je značilna disociacijska konstanta. Disociacijska konstanta - dovidkova vrednost; razdel.
Preiskava koncentracije ionov (i pH) v primeru šibkih elektrolitov lahko pripelje do rešitve problema kemijske ekvivalence za ta namen, če je ekvivalentna konstanta najdena doma in je treba poznati enakovrednost koncentracije govorov, ki naj sodelujejo v reakciji 2 - primer 6 (div. 6) .
Pri 0,35 % razliki NH 4 OH je molska koncentracija amonijevega hidroksida 0,1 mol/l (primer pretvorbe odstotne koncentracije v molsko je div. primer 5.1). Qiu se pogosto imenuje C0. C0 - ciljna koncentracija elektrolita v območju (koncentracija elektrolita pred disociacijo).
NH 4 OH jemljemo kot šibek elektrolit, ki se v vodi obratno disociira: NH 4 OH ⇆ NH 4 + + OH - (razv. tudi opomba 2 na strani 5). Disociacijska konstanta K = 1,8 10 -5 (prejšnja vrednost). Oskіlki šibka elektrolitična disociacija neugodnih, razdražljivih, ki proizvajajo x mol / l NH 4 OH, enako pomembna je koncentracija ionov v amonijevih in hidroksid-ionih v tudi več x mol / l: C (NH 4 +) \u003d C (OH -) \u003d x mol / l. Enako pomembna je koncentracija NH 4 OH, ki ne proizvaja: C (NH 4 OH) \u003d (C 0 -x) \u003d (0,1-x) mol / l.
Izraz predstavljamo skozi x enakih koncentracij vseh delcev enakih disociacijskih konstant:
.
Še šibkejša elektrika se nepomembno disociira (x ® 0) in z znakom, kot je dodankiv, se lahko uprete:
.
Zvok na čelu globalnih kemij in ga transparenti v tem nihanju nimajo, kot je (v tem nihanju x - koncentracija elektrolita, ki nastane, - v 10 in manjkrat eksplodira v C 0 - visoka koncentracija v koncentraciji električne energije).
C (OH -) \u003d x \u003d 1,34 ∙ 10 -3 mol / l; pOH \u003d -lg C (OH -) \u003d -lg 1,34 ∙ 10 -3 = 2,87.
pH = 14 - pOH = 14 - 2,87 = 11,13.
Koraki disociacije elektrolit se lahko razgradi kot sprememba koncentracije elektrolita (x), ki nastane, do celotne koncentracije elektrolita (C 0):
(1,34%).
Prvi korak je pretvorba odstotne koncentracije v molarno (razdel. zadnjica 5.1). V tem primeru je C0 (H3PO4) = 3,6 mol/l.
Analiza koncentracije ionov v vodi v koncentracijah bogato bazičnih šibkih kislin se izvaja šele na prvi stopnji disociacije. Strogo se zdi, da je skupna koncentracija ionov v vodi v območju šibkih bogatih bazičnih kislin in dobre vsote koncentracij H + ionov, ki se ustalijo v kožni fazi disociacije. Na primer, za fosforno kislino je C(H+) običajen = C(H+) v 1 stopnji + C(H+) v 2 korakih + C(H+) v 3 korakih. Vendar pa disociacija šibkih elektrolitov poteka pomembneje v prvi fazi, v drugi in prihodnjih fazah pa nepomemben svet, da
C(H +) v stopnji 2 ≈ 0, C(H +) v stopnji 3 ≈ 0 in C(H +) je poln ≈ C(H +) v stopnji 1.
Pustimo, da fosforjeva kislina disociira glede na prvo stopnjo x mol / l, nato pa enaka disociacija H 3 PO 4 ⇆ H + + H 2 PO 4 - tako da je večja verjetnost, da bo enaka koncentracija ionov H + in H 2 PO 4 biti x mol in enako pomembna koncentracija nedisociirajočega H 3 PO 4 je enaka (3,6-x) mol/l. Lahko se prikaže preko x koncentracij ionov H + і H 2 PO 4 - і molekul H 3 PO 4 viraz disociacijske konstante v prvi fazi (K 1 = 7,5 10 -3 - končna vrednost):
K 1 / C 0 = 7,5 10 -3 / 3,6 \u003d 2,1 10 -3< 10 –2 ; следовательно, иксом как слагаемым в знаменателе можно пренебречь (см. также пример 7.3) и упростить полученное выражение.
;
mol/l;
Z(H +) \u003d x \u003d 0,217 mol / l; pH = -lg C (H +) \u003d -lg 0,217 = 0,66.
(3,44%)
Upravitelj št. 8
Opišite a) pH močnih kislin in baz; b) vrsta šibkega elektrolita in stopnja disociacije elektrolita v istem območju (tabela 8). Omejitev rozchinіv sprejeti enako 1 g/ml.
Tabela 8 - Naloga pranja številka 8
| številka možnosti | a | b | številka možnosti | a | b |
| 0,01 M H2S04; 1 % NaOH | 0,35 % NH4OH | ||||
| 0,01 MCa(OH)2; 2 % HNO3 | 1 % CH3COOH | 0,04 M H2S04; 4 % NaOH | 1 % NH4OH | ||
| 0,5 M HClO4; 1 % Ba(OH)2 | 0,98 % H3PO4 | 0,7 M HClO4; 4% Ba(OH)2 | 3 % H3PO4 | ||
| 0,02 M LiOH; 0,3 % HNO3 | 0,34 % H2S | 0,06 M LiOH; 0,1 % HNO3 | 1,36 % H2S | ||
| 0,1 M HMnO4; 0,1 % KOH | 0,031 % H2CO3 | 0,2 M HMnO4; 0,2 % KOH | 0,124 % H2CO3 | ||
| 0,4 M HCl; 0,08 % Ca(OH)2 | 0,47 % HNO2 | 0,8 MHCl; 0,03 % Ca(OH)2 | 1,4 % HNO2 | ||
| 0,05 M NaOH; 0,81 % HBr | 0,4 % H2SO3 | 0,07 M NaOH; 3,24 % HBr | 1,23 % H2SO3 | ||
| 0,02 M Ba(OH)2; 0,13 % HI | 0,2 % HF | 0,05 M Ba(OH)2; 2,5 % HI | 2 % HF | ||
| 0,02 M H2S04; 2 % NaOH | 0,7 % NH4OH | 0,06 MH2S04; 0,8 % NaOH | 5 % CH3COOH | ||
| 0,7 M HClO4; 2% Ba(OH)2 | 1,96 % H3PO4 | 0,08 M H2S04; 3 % NaOH | 4 % H3PO4 | ||
| 0,04 MLiOH; 0,63 % HNO3 | 0,68 % H2S | 0,008MHI; 1,7 % Ba(OH)2 | 3,4 % H2S | ||
| 0,3 MHMnO 4; 0,56 % KOH | 0,062 % H2CO3 | 0,08 M LiOH; 1,3 % HNO3 | 0,2 % H2CO3 | ||
| 0,6 M HCl; 0,05 % Ca(OH)2 | 0,94 % HNO2 | 0,01 M HMnO4; 1 % KOH | 2,35 % HNO2 | ||
| 0,03 M NaOH; 1,62 % HBr | 0,82 % H2SO3 | 0,9 MHCl; 0,01 % Ca(OH)2 | 2 % H2SO3 | ||
| 0,03 M Ba(OH)2; 1,26 % HI | 0,5 % HF | 0,09 M NaOH; 6,5 % HBr | 5 % HF | ||
| 0,03 M H2S04; 0,4 % NaOH | 3 % CH3COOH | 0,1 M Ba(OH)2; 6,4 % HI | 6 % CH3COOH | ||
| 0,002MHI; 3 % Ba(OH)2 | 1 % HF | 0,04 MH2S04; 1,6 % NaOH | 3,5 % NH4OH | ||
| 0,005 MHBr; 0,24 % LiOH | 1,64 % H2SO3 | 0,001 M HI; 0,4 % Ba(OH)2 | 5 % H3PO4 |
Zaloga 7.5 Zmešali smo 200 ml 0,2 M H 2 SO 4 in 300 ml 0,1 M NaOH. Razrahuyte pH razchiny, scho poravnano, in koncentracijo ionov Na + і SO 4 2– v vsaki varianti.
Reakcijo H 2 SO 4 + 2 NaOH → Na 2 SO 4 + 2 H 2 O pripeljemo do hitrega ionsko-molekularnega videza: H + + OH - → H 2 O
Iz ionsko-molekularnega ravnovesja reakcije je očitno, da v reakcijo vstopijo samo ioni H + in OH – in raztopijo molekulo vode. V reakciji ne sodelujeta Na + in SO 4 2–, zato jih je število po reakciji enako kot pred reakcijo.
Razrahunok kіlkostі govora pred reakcijo:
n (H 2 SO 4) \u003d 0,2 mol / l × 0,1 l \u003d 0,02 mol \u003d n (SO 4 2-);
n (H +) = 2 × n (H 2 SO 4) = 2 × 0,02 mol \u003d 0,04 mol;
n (NaOH) \u003d 0,1 mol / l 0,3 l \u003d 0,03 mol \u003d n (Na +) = n (OH -).
Іoni OH - - v nestavka; smrad bo bolj reagiral. Hkrati so reagirali s palicami in (do 0,03 mol) ioni H+.
Razrahunok kіlkost іonіv po reakciji:
n (H +) \u003d n (H +) pred reakcijo - n (H +), ki je reagiral \u003d 0,04 mol - 0,03 mol = 0,01 mol;
n(Na+) = 0,03 mol; n(SO 4 2–) = 0,02 mol.
Ker zmіshuyusya razvedі razchiny, potem
V zag. » V območje H 2 SO 4 + V območje NaOH » 200 ml + 300 ml = 500 ml = 0,5 l.
C(Na+) = n(Na+)/V \u003d 0,03 mol: 0,5 l \u003d 0,06 mol / l;
C (SO 4 2-) \u003d n (SO 4 2-) / V zag. \u003d 0,02 mol: 0,5 l \u003d 0,04 mol / l;
C (H +) \u003d n (H +) / V zag. \u003d 0,01 mol: 0,5 l \u003d 0,02 mol / l;
pH = -lg C (H +) \u003d -lg 2 10 -2 = 1,699.
Upravitelj št. 9
Izračunajte pH molarne koncentracije kovinskih kationov in anionov presežka kisline v območju, kar bo posledično spremenilo območje močne kisline v območju (tabela 9).
Tabela 9 - Naloga pranja številka 9
| številka možnosti | številka možnosti | Ob'єmi to skladišče rozchinіv kisline in travnikov | |
| 300 ml 0,1 M NaOH in 200 ml 0,2 M H 2 SO 4 | |||
| 2 l 0,05 M Ca (OH) 2 in 300 ml 0,2 M HNO 3 | 0,5 l 0,1 M KOH in 200 ml 0,25 M H 2 SO 4 | ||
| 700 ml 0,1 M KOH in 300 ml 0,1 M H 2 SO 4 | 1 l 0,05 M Ba(OH) 2 in 200 ml 0,8 M HCl | ||
| 80 ml 0,15 M KOH in 20 ml 0,2 M H 2 SO 4 | 400 ml 0,05 M NaOH in 600 ml 0,02 M H 2 SO 4 | ||
| 100 ml 0,1 M Ba(OH) 2 in 20 ml 0,5 M HCl | 250 ml 0,4 M KOH in 250 ml 0,1 M H 2 SO 4 | ||
| 700 ml 0,05 M NaOH in 300 ml 0,1 M H 2 SO 4 | 200 ml 0,05 M Ca(OH) 2 in 200 ml 0,04 M HCl | ||
| 50 ml 0,2 M Ba(OH) 2 in 150 ml 0,1 M HCl | 150 ml 0,08 M NaOH in 350 ml 0,02 M H 2 SO 4 | ||
| 900 ml 0,01 M KOH in 100 ml 0,05 M H 2 SO 4 | 600 ml 0,01 M Ca(OH) 2 in 150 ml 0,12 M HCl | ||
| 250 ml 0,1 M NaOH in 150 ml 0,1 M H 2 SO 4 | 100 ml 0,2M Ba(OH) 2 in 50 ml 1M HCl | ||
| 1 l 0,05 M Ca (OH) 2 in 500 ml 0,1 M HNO 3 | 100 ml 0,5 M NaOH in 100 ml 0,4 M H 2 SO 4 | ||
| 100 ml 1M NaOH in 1900 ml 0,1M H 2 SO 4 | 25 ml 0,1 M KOH in 75 ml 0,01 M H 2 SO 4 | ||
| 300 ml 0,1 M Ba(OH) 2 in 200 ml 0,2 M HCl | 100 ml 0,02 M Ba(OH) 2 in 150 ml 0,04 M HI | ||
| 200 ml 0,05 M KOH in 50 ml 0,2 M H 2 SO 4 | 1 l 0,01 M Ca (OH) 2 in 500 ml 0,05 M HNO 3 | ||
| 500 ml 0,05 M Ba(OH) 2 in 500 ml 0,15 M HI | 250 ml 0,04 M Ba(OH) 2 in 500 ml 0,1 M HCl | ||
| 1 l 0,1 M KOH in 2 l 0,05 M H 2 SO 4 | 500 ml 1M NaOH in 1500 ml 0,1M H 2 SO 4 | ||
| 250 ml 0,4 M Ba(OH) 2 in 250 ml 0,4 M HNO 3 | 200 ml 0,1 M Ba(OH) 2 in 300 ml 0,2 M HCl | ||
| 80 ml 0,05 M KOH in 20 ml 0,2 M H 2 SO 4 | 50 ml 0,2 M KOH in 200 ml 0,05 M H 2 SO 4 | ||
| 300 ml 0,25 M Ba(OH) 2 in 200 ml 0,3 M HCl | 1 l 0,03 M Ca (OH) 2 in 500 ml 0,1 M HNO 3 |
Hidroliza soli
Ko se voda loči, pa naj bo to sol, pride do disociacije soli na katione in anione. Če se moč raztopi s kationom močne baze in anionom šibke kisline (na primer kalijev nitrit KNO 2), se bodo nitritni ioni povezali z ioni H +, ki so razredčeni v molekulah vode, kot zaradi česar se šibka dušikova kislina raztopi. Zaradi medsebojne modalnosti bo razlika postala enaka:
NO 2 - + HOH ⇆ HNO 2 + OH -
KNO 2 + HOH ⇆ HNO 2 + KOH.
Na ta način v primeru soli, ki hidrolizirajo z anionom, pride do presežka OH ionov - (reakcija medija je lužičasta; pH> 7).
Tako močni kot kation šibke baze in anion močne kisline (na primer amonijev klorid NH 4 Cl), potem kationi NH 4 + šibke baze raztopijo ione OH - v obliki vodnih molekul in raztopijo šibko disociacijski elektrolit - amonijev hidroksid 1.
NH 4 + + HOH ⇆ NH 4 OH + H + .
NH 4 Cl + HOH ⇆ NH 4 OH + HCl.
Pri različnih solih, ki jih hidrolizira kation, je presežek ionov H + (reakcija medija je kisli pH< 7).
Pri hidrolizi soli, nasičene s kationom šibke baze in anionom šibke kisline (na primer amonijev fluorid NH 4 F), se kationi šibke baze NH 4 + vežejo z ioni OH - , razcepijo molekule vode , in anioni šibko kisli F - z ioni H +, po katerih se raztopita šibka baza NH 4 OH in šibka kislina HF: 2
NH 4 + + F - + HOH ⇆ NH 4 OH + HF
NH 4 F + HOH ⇆ NH 4 OH + HF.
Reakcijo medija v različnih solih, ki hidrolizira tako po kationu kot po anionu, odlikuje dejstvo, da gre za nizko ležeči elektrolit, ki povzroči hidrolizo, ki je najmočnejša (lahko je spreminja s spreminjanjem disociacijskih konstant). V času hidrolize NH 4 F bo sredina kisla (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 .
V tem vrstnem redu se hidroliza (tako da se razprši z vodo) poda soli, narejena:
– močan bazni kation in šibko kislinski anion (KNO 2 , Na 2 CO 3 , K 3 PO 4 );
– šibki bazni kation in močan kislinski anion (NH 4 NO 3 , AlCl 3 , ZnSO 4 );
- šibki bazni kation in šibki kislinski anion (Mg(CH 3 COO) 2, NH 4 F).
Z molekulami vode medsebojno delujejo kationi šibkih baz ali (i) anioni šibkih kislin; soli, ki jih fiksirajo kationi močnih baz in anioni močnih kislin, niso podvrženi hidrolizi.
Hidroliza soli, nasičenih z bogato nabitimi kationi in anioni, poteka pogosto; Spodaj je na določenih zadnjicah prikazano zaporedje refluksa, ki ga je priporočljivo obrezati pri zlaganju hidrolize takšnih soli.
Opombe
1. Kot že omenjeno (razdel. opomba 2 na strani 5) je alternativna točka zore, ki temelji na nekaj amonijevega hidroksida - močne baze. Kislo reakcijo medija v območju amonijevih soli, utvorene močne kisline, na primer NH 4 Cl, NH 4 NO 3, (NH 4) 2 SO 4, je s tem pristopom razloženo z obratnim tekočim procesom disociacije amonijev ion NH 4 + ⇄ NH 3 + H + ali natančneje NH 4 + + H 2 O ⇄ NH 3 + H 3 O +.
2. Če se amonijev hidroksid uporablja kot močna baza, potem je v obsegu amonijevih soli, ki jih poslabšajo šibke kisline, na primer NH 4 F podoben NH 4 + + F - ⇆ NH 3 + HF, v katerem je tekmovanje za ion H + med molekulami amoniaka in anioni šibke kisline.
Zaloga 8.1 Napiši z vidika molekularnega in ionsko-molekularnega videza reakcijo hidrolize natrijevega karbonata. Vnesite pH vrednost (pH>7, pH<7 или pH=7).
1. Enaka disociacija soli: Na 2 CO 3 ® 2Na + + CO 3 2–
2. Močni kationi (Na+) močne baze NaOH in anion (CO 3 2–) šibke kisline H2CO3. Tudi močna hidroliza z anionom:
CO 3 2– + HOH ⇆ ... .
Hidroliza je v večini primerov obrnjena (znak ⇄); za 1 ion, ki sodeluje v procesu hidrolize, se zabeleži 1 molekula HOH .
3. Negativno nabiti karbonatni ioni CO 3 2– se vežejo s pozitivno nabitimi ioni H + , razcepijo njihove vrste molekul HOH in raztopijo bikarbonatne ione HCO 3 – ; Obogaten je z ioni OH - (srednja luža; pH> 7):
CO 3 2– + HOH ⇆ HCO 3 – + OH – .
Ceionsko-molekularna poravnava prve stopnje hidrolize Na2CO3.
4. Enačbo prve stopnje hidrolize v molekularnem smislu lahko odpravimo, vendar so vsi enaki CO 3 2– + HOH ⇆ HCO 3 – + OH – anionom (CO 3 2– , HCO 3 – i OH –) z Na + kationi, ki so raztopili soli Na 2 CO 3, NaHCO 3 in osnovo NaOH:
Na 2 CO 3 + HOH ⇆ NaHCO 3 + NaOH.
5. Zaradi hidrolize na prvi stopnji se je ion bikarbonat usedel, zato sodelujejo v drugi fazi hidrolize:
HCO 3 - + HOH ⇆ H 2 CO 3 + OH -
(negativno nabiti bikarbonatni ioni HCO 3 - vez s pozitivno nabitimi ioni H + v obliki molekul HOH).
6. Ekvivalent druge stopnje hidrolize v molekularnem smislu lahko odpravimo tako, da se neposredno povežemo na enake HCO 3 - + HOH ⇆ H 2 CO 3 + OH - anione (HCO 3 - і OH -) z Na + kationi, pri čemer se zmanjša moč NaHCO 3 in NaOH baze:
NaHCO 3 + HOH ⇆ H 2 CO 3 + NaOH
CO 3 2– + HOH ⇆ HCO 3 – + OH – Na 2 CO 3 + HOH ⇆ NaHCO 3 + NaOH
HCO 3 - + HOH ⇆ H 2 CO 3 + OH - NaHCO 3 + HOH ⇆ H 2 CO 3 + NaOH.
Zaloga 8.2 Napiši z vidika molekularnega in ionsko-molekularnega videza reakcijo hidrolize aluminijevega sulfata. Vnesite pH vrednost (pH>7, pH<7 или pH=7).
1. Enaka disociacija soli: Al 2 (SO 4) 3 ® 2Al 3+ + 3SO 4 2–
2. Moč je zadovoljna kationi (Al 3+) šibka baza Al (OH) 3 in anioni (SO 4 2–) močne kisline H 2 SO 4. Otzhe, sil hidrolizira kation; Za 1 ion Al 3+ se zabeleži 1 molekula HOH: Al 3+ + HOH ⇆ … .
3. Pozitivno nabiti ioni Al 3+ se vežejo z negativno nabitimi ioni OH –, razcepijo njihove vrste molekul HOH in raztopijo hidroksoaluminijeve ione AlOH 2+; Razlika je obogatena z ioni H+ (kisli medij; pH<7):
Al 3+ + HOH ⇆ AlOH 2+ + H + .
Ceionsko-molekularna poravnava prve stopnje hidrolize Al2(SO4)3.
4. Molekularno enačbo prve stopnje hidrolize lahko odpravimo tako, da povežemo vse manifestacije v Al 3+ + HOH ⇆ AlOH 2+ + H + katione (Al 3+ , AlOH 2+ і H +) z anioni SO 4 2– po raztopitvi soli Al 2 (SO 4) 3 AlOHSO 4 in kisline H 2 SO 4:
Al 2 (SO 4) 3 + 2HOH ⇆ 2AlOHSO 4 + H 2 SO 4.
5. Zaradi hidrolize na prvi stopnji so se hidroksoaluminijevi kationi AlOH 2+ raztopili, zato sodelujejo v drugi fazi hidrolize:
AlOH 2+ + HOH ⇆ Al(OH) 2 + + H +
(Pozitivno nabiti ioni AlOH 2+ so povezani z negativno nabitimi ioni OH, ki so razcepljene vrste molekul HOH).
6. Enačbo druge stopnje hidrolize v molekularnem smislu lahko odpravimo in povežemo vse manifestacije v AlOH 2+ + HOH ⇆ Al(OH) 2 + + H + kationi (AlOH 2+ , Al(OH) 2 + , і H + ) z anioni SO 4 2 - ki imajo raztopljene soli AlOHSO 4, (Al (OH) 2) 2 SO 4 in kisline H 2 SO 4:
2AlOHSO 4 + 2HOH ⇆ (Al(OH) 2) 2 SO 4 + H 2 SO 4.
7. Zaradi druge stopnje hidrolize so se dihidroksialuminijevi Al(OH) 2 + kationi raztopili, zato sodelujejo v tretji fazi hidrolize:
Al(OH) 2 + + HOH ⇆ Al(OH) 3 + H +
(pozitivno nabiti ioni Al(OH) 2 + so povezani z negativno nabitimi ioni OH, ki so razcepljene vrste molekul HOH).
8. Enačbo tretje stopnje hidrolize v molekularnem smislu lahko odpravimo tako, da jo povežemo v Al(OH) 2 + + HOH ⇆ Al(OH) 3 + H + katione (Al(OH) 2 + і H +) s SO anionov 4 2–, ki so raztopili jakost (Al (OH) 2) 2 SO 4 in kisline H 2 SO 4:
(Al(OH) 2) 2 SO 4 + 2HOH ⇆ 2Al(OH) 3 + H 2 SO 4
Kot rezultat tega mirkuvanja bomo vzeli začetek hidrolize:
Al 3+ + HOH ⇆ AlOH 2+ + H + Al 2 (SO 4) 3 + 2HOH ⇆ 2AlOHSO 4 + H 2 SO 4
AlOH 2+ + HOH ⇆ Al(OH) 2 + + H + 2AlOHSO 4 + 2HOH ⇆ (Al(OH) 2) 2 SO 4 + H 2 SO 4
Al(OH) 2 + + HOH ⇆ Al(OH) 3 + H + (Al(OH) 2) 2 SO 4 + 2HOH ⇆ 2Al(OH) 3 + H 2 SO 4.
Zaloga 8.3 Napiši z vidika molekularnega in ionsko-molekularnega videza podobnost hidroliznih reakcij z amonijevim ortofosfatom. Vnesite pH vrednost (pH>7, pH<7 или pH=7).
1. Enaka disociacija soli: (NH 4) 3 PO 4 ® 3NH 4 + + PO 4 3–
2. Moč je zadovoljna kationi (NH 4 +) šibka baza NH4OH in anionov
(PO 4 3–) šibka kislina H3PO4. Otzhe, močna hidrolizacija in kation, і anion : NH 4 + + PO 4 3– +HOH ⇆ … ; ( na par ionov NH 4 + in PO 4 3– v tej smeri Zapiše se 1 molekula HOH ). Pozitivno nabiti ioni NH 4 + se vežejo z negativno nabitimi ioni OH - , cepijo їx tipov molekul HOH, zadovoljujejo šibko bazo NH 4 OH, in negativno nabiti ioni PO 4 3– se vežejo z ioni H + , raztapljajo hidrofosfatne ione HPO:
NH 4 + + PO 4 3– + HOH ⇆ NH 4 OH + HPO 4 2– .
Ceionsko-molekularno izenačenje prve stopnje hidrolize (NH 4) PO 4 .
4. Enačbo prve stopnje hidrolize v molekularnem smislu lahko odpravimo tako, da neposredno povežemo v enačbo NH 4 + + PO 4 3– + HOH ⇆ NH 4 OH + HPO 4 2– anione (PO 4 3– , HPO 4 2 –) kationi NH 4 + raztopljene soli (NH 4) 3 PO 4, (NH 4) 2 HPO 4:
(NH 4) 3 PO 4 +HOH ⇆ NH 4 OH + (NH 4) 2 HPO 4.
5. Zaradi hidrolize na prvi stopnji se je hidrogenfosfatni anion HPO 4 2– raztopil, tako da skupaj s kationi NH 4 + sodeluje v drugi fazi hidrolize:
NH 4 + + HPO 4 2– + HOH ⇆ NH 4 OH + H 2 PO 4 –
(Ioni NH 4 + se vežejo z ioni OH -, ioni HPO 4 2– z ioni H +, pri čemer cepijo te vrste molekul HOH, utvily NH 4 OH bazo in dihidrofosfatne ione H 2 PO 4 -).
6. Enačbo druge stopnje hidrolize v molekularnem smislu lahko odvzamemo, tako da se neposredno povežemo z enakimi NH 4 + + HPO 4 2– + HOH ⇆ NH 4 OH + H 2 PO 4 – anioni (HPO 4 2– in H 2 PO 4 – ) s kationi NH 4 + razredčilne soli (NH 4) 2 HPO 4 i NH 4 H 2 PO 4:
(NH 4) 2 HPO 4 +HOH ⇆ NH 4 OH + NH 4 H 2 PO 4.
7. Zaradi druge stopnje hidrolize so se dihidrofosfatni anioni H 2 PO 4 - raztopili in skupaj s kationi NH 4 + sodelujejo v tretji fazi hidrolize:
NH 4 + + H 2 PO 4 - + HOH ⇆ NH 4 OH + H 3 PO 4
(ioni NH 4 + se vežejo z ioni OH -, ioni H 2 PO 4 - - z ioni H + v cepljenih vrstah molekul HOH in raztapljajo šibke elektrolite NH 4 OH і H 3 PO 4).
8. Enačbo tretje stopnje hidrolize v molekularnem smislu lahko odpravimo s povezovanjem prisotnosti v enakih NH 4 + + H 2 PO 4 - + HOH ⇆ NH 4 OH + H 3 PO 4 anionov H 2 PO 4 - і kationov NH 4 + і, ki je raztopil moč NH 4 H 2 PO 4:
NH 4 H 2 PO 4 + HOH ⇆ NH 4 OH + H 3 PO 4.
Kot rezultat tega mirkuvanja bomo vzeli začetek hidrolize:
NH 4 + +PO 4 3– +HOH ⇆ NH 4 OH+HPO 4 2– (NH 4) 3 PO 4 +HOH ⇆ NH 4 OH+(NH 4) 2 HPO 4
NH 4 + +HPO 4 2– +HOH ⇆ NH 4 OH+H 2 PO 4 – (NH 4) 2 HPO 4 +HOH ⇆ NH 4 OH+NH 4 H 2 PO 4
NH 4 + +H 2 PO 4 - +HOH ⇆ NH 4 OH + H 3 PO 4 NH 4 H 2 PO 4 +HOH ⇆ NH 4 OH + H 3 PO 4.
Proces hidrolize poteka v prvi fazi pomembneje, saj se po njej odlikuje reakcija sredine v soli, ki hidrolizira tako po kationu kot po anionu, ki je eden izmed nizko disociacijskih elektrolitov. ki se usedejo na prvi stopnji, hidrolizi Wu tsomu vipadku
NH 4 + + PO 4 3– + HOH ⇆ NH 4 OH + HPO 4 2–
srednja reakcija (pH>7), opečen ion HPO 4 2– – šibek elektrolit, nižji NH 4 OH: KNH 4 OH = 1,8 10 –5 > KHPO 4 2– = K III H 3 PO 4 = 1 ,3 × 10 – 12 (disociacija iona HPO 4 2– – disociacija H 3 PO 4 na tretji stopnji, prostornina KHPO 4 2– = K III H 3 PO 4).
Upravitelj št. 10
Zabeležite molekularne in ionsko-molekularne videze reakcij hidrolize soli (tabela 10). Vnesite pH vrednost (pH>7, pH<7 или pH=7).
Tabela 10 – Naloga pomivanja številka 10
| številka možnosti | Seznam soli | številka možnosti | Seznam 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 |
Nadaljevanje tabel 10
| številka možnosti | Seznam soli | številka možnosti | Seznam 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 |
Seznam referenc
1. Lur'e, Yu.Yu. Doktor analitične kemije / Yu.Yu. Lur'e. - M.: Khimiya, 1989. - 448 str.
2. Rabinovich, V.A. Kratek kemijski esej / V.A. Rabinovich, Z.Ya. Khavin - L.: Kemija, 1991. - 432 str.
3. Glinka, N.L. Zagalna kemija/N.L. Glinka; za rdečo. V.A. Rabinovich. - 26. pogled. - L.: Kemija, 1987. - 704 str.
4. Glinka, N.L. Vodja desnice iz globalne kemije: vodnik za univerze / N.L. Glinka; za rdečo. V. A. Rabinovich in Kh.M. Rubin - 22. vrsta. - L.: Kemija, 1984. - 264 str.
5. Globalna in anorganska kemija: zapiski predavanj za študente tehnoloških smeri: približno 2 leti. / Mogilovska državna univerza za prehrano; samodejno naročilo V.A. Ogorodnikov. - Mogilov, 2002. - 1. del: Globalna prehrana kemije. - 96 str.
Na začetku videno
ZAHALNA KEMIJA
Metodična navodila in kontrolne naloge
za študente tehnoloških specialnosti
Vodja: Ogorodnikov Valeriy Anatolyovich
Urednik T.L. Mateusz
Tehnični urednik O.O. Ščerbakova
Podpisano prijatelju. Format 60'84 1/16
Druk offset. Časi slušalk. Druk šablona
Um. pich. lok. Uch. pogled. l. 3.
Naklade izvodov. Zamovlennya.
Poučen o rizografu uredništva in uredništva
postaviti temelje
"Mogilovska državna univerza za hrano"
1. Razrahunok pH za močne kisline in baze.
Razrahunok pH v območju močnih enobazičnih kislin in baz se izvaja po formulah:
pH \u003d - lg C do i pH \u003d 14 + lg C
De C to, C pro molska koncentracija kisline ali baze, mol/l
2.Rose pH za šibke kisline in baze
Analiza pH v območjih šibkih enobazičnih kislin in baz se izvaja po formulah: pH = 1/2 (pK do - lgC k) і pH \u003d 14 - 1/2 (pK - lg CO)
3. Razrahunok rn v rozchinah hidrolizirajočih soli
Obstajajo 3 vrste hidrolize soli:
a) hidroliza soli z anionom (moč naredita šibka kislina in močna baza, na primer CH 3 COO Na). Vrednost pH se izračuna po formuli: pH = 7 + 1/2 pK do + 1/2 lg C
b) hidroliza soli s kationom (moč je narejena s šibko bazo in močno kislino, na primer NH 4 Cl).
c) hidroliza soli s kationom in anionom (moč naredimo s šibko kislino in šibko bazo, na primer CH 3 COO NH 4). V tem primeru je treba pH rozrachunke voditi po naslednji formuli:
pH = 7 + 1/2 pK do - 1/2 pK o
Če je močan s šibko bogato bazično kislino ali šibko bogato protično bazo, potem se pri ponovnem nastajanju formule (7-9) vrednost pH dodeli vrednosti pK do in pK za preostanek disociacije
4. Razrahunok pH v različnih vsotah kislin in baz
Pri vlivanju kislinskih baz se pH vsote odvzame količini odvzete kisline in bazam te jakosti.
4. Vmesni sistemi
Za medpomnilniške sisteme si lahko ogledate povzetek:
a) šibka kislina in її sol, na primer CH 3 COO H + CH 3 COO Na
b) šibka bazična sol, na primer NH 4 OH + NH 4 Cl
c) vsota kislinskih soli različne kislosti, na primer NaH 2 PO 4 + Na 2 HPO 4
d) vsota kislih in srednjih soli, na primer NaНCO 3 + Na 2 CO 3
e) vsota bazičnih soli različne bazičnosti, na primer Al(OH) 2 Cl + Al(OH)Cl 2 itd.
Razrahunok pH v puferskih sistemih sledi formulam: pH = pK do - lg C to / C і pH = 14 - pK o + lg C pro / C s
Kislinsko-bazično pufriranje, razmerje Henderson-Haselbach. Pomembna značilnost. Princip dії. Rozrahunok pH pufra. Kapaciteta pufra.
blažilniki - Sistemi, ki izboljšajo vrednost katerega koli parametra (pH, sistemski potencial itd.) pri spreminjanju shranjevanja sistema.
Kislinsko-bazično se imenuje pufer , ki ima približno enako pH vrednost pri dodajanju velikih količin močne kisline ali močne baze, pa tudi pri koncentraciji. Razlike med kislinsko-baznimi puferji je mogoče ublažiti s šibkimi kislinami in ji dodano bazo. Močna kislina, ko jo dodamo v pufersko razmerje, se "preoblikuje" v šibko kislino, močna baza pa v šibko bazo. Formula za rosrachun pH pufer roszin: pH = pK približno + lg C približno /Z h Tse enako Henderson-Hasselbach . Iz te ravni je jasno, da je treba pH puferskega območja odložiti v prisotnosti koncentracije šibke kisline in osnovne baze spivvіdnoshennia. V gnezditveni sezoni se drobci ne spremenijo, potem razlika pH ostane konstantna. Ločitev ne more biti brez meja. Pri celo znatnem razredčenem pH se bo razlika spremenila, drobci bodo najprej postali majhna koncentracija komponent, tako da ne bo mogoče premagati avtoprotolizma vode, ampak na drug način, koeficiente aktivnosti nenapolnjenih in nabiti delci na drugačen način ležijo v ionskem
Sprememba pufra ohranja konstantno pH vrednost pri dodajanju le majhnih količin močne kisline ali močne baze. Stabilnost puferskega območja je "odvisna" od sprememb pH za odlaganje zaradi koncentracije šibke kisline in baze, povezane z njo, in tudi zaradi njihove skupne koncentracije - in je značilna puferska zmogljivost.
Kapaciteta pufra - uporaba neskončno majhnega povečanja koncentracije močne kisline ali močne baze v razliki (brez spremembe volumna) hkrati s povečanjem spremembe pH (stran 239, 7,79)
V močno kislih in močno mlačnih medijih se puferska zmogljivost znatno poveča. Različice, pri katerih je mogoče doseči visoko koncentracijo močne kisline ali močne baze, lahko tudi puferirajo moč.
Kapaciteta pufra je največja pri pH = RK. Za ohranjanje trenutne pH vrednosti je treba izbrati takšno pufersko območje, v katerem je vrednost pKu vključena v th skladišče šibke kisline in je bližje th pH. Buffer rozchin maє sens vikoristovuvaty pіdtrimki rn, scho znajdatsya v intervalu pKa + _ 1 . Takšen interval se imenuje delovna sila pufra.
19. Osnovni pojmi, povezani s kompleksnimi izrazi. Razvrstitev kompleksnih spoluk. Ekvivalentne konstante, ki zmagajo pri karakterizaciji kompleksnih primerov: svetlobne konstante, disociacijske konstante (glava, stopnica, termodinamična, realna in mentalna koncentracija)
V večini primerov se kompleks imenuje delec, ki nastane kot rezultat interakcije darovalec-akceptor osrednjega atoma (iona), ki se imenuje kompleks, ki tvori kompleks, in nabojnih ali nevtralnih delcev, imenovanih ligandi. Izdelovalec kompleksa in ligandi so krivi neodvisno od dejstva, da je v sredini zahtevana r-cija izdelovalca kompleksa.
Kompleksno poslovanje je sestavljeno iz notranje in zunanje sfere. K3(Fe(CN)6) - K3-zunanja krogla, Fe-kompleksirno sredstvo, CN-ligand, kompleksirno sredstvo + ligand = notranja krogla.
Število donorskih centrov v ligandu, ki je enako v interakciji darovalec-akceptor z uveljavljenim kompleksnim delom, imenujemo dentiteta. Ligandi so monodentatni (Cl-, H2O, NH3), bidentatni (C2O4(2-), 1,10-fenantrolin) in polidentatni.
Število donorskih centrov ligandov se imenuje koordinacijska številka, iz takšnih interakcij centralni atom. Imenovana oseba ima primer: 6-koordinacijsko številko. (Ag(NH3)2)+ -koordinacijsko število 2, ker je amoniak monodentatni ligand, in (Ag(S2O3)2)3- - koordinacijska številka 4, saj je tiosulfatni ion-bidentatni ligand.
Razvrstitev.
1) Ugar glede na naboj: anionski ((Fe(CN)6)3-), kationski ((Zn(NH3)4)2 +) in nenabit ali kompleksno-neelektrolitski (HgCl2).
2) Lega po številu kovinskih atomov: mononuklearni in polinuklearni kompleksi. Pred skladiščem mononuklearnega kompleksa vstopi en atom kovine, pred skladiščem polinuklearnega kompleksa pa dva in več. Delce polinuklearnih kompleksov, ki maščujejo enakim kovinskim atomom, imenujemo homonuklearni (Fe2(OH)2)4+ ali Be3(OH)3)3+, atomi redkih kovin, ki se maščujejo, pa heteronuklearni (Zr2Al(OH) 5)6+).
3) Falow tip ligandov: homogeni ligandi in različni kompleksi ligandov (smišanoligandov).
Kelativno-ciklični kompleksni ioni kovinskih ionov s polidentatnimi ligandi (zvočni organski), v katerih lahko centralni atom vstopi v skladišče enega ali decilnega cikla.
Constanti. Za mineralnost kompleksnega iona je značilna njegova disociacijska konstanta, kot se imenuje konstanta nestabilnosti.
Pravzaprav so podatki o korakih konstante nestabilnosti na dan podprti s splošno konstanto nestabilnosti kompleksnega iona:
Glavna konstanta neupora je dražja za dopolnitev korakov večdelnih neupornih konstant.
V analitični kemiji se konstante stabilnosti preostale ure nadomestijo s konstantami stabilnosti kompleksnega iona: 
Konstanta stabilnosti se upošteva pred postopkom prevzema kompleksnega iona in povratna vrednost konstante stabilnosti je: Kush = 1/Knest.
Konstanta stabilnosti označuje stabilnost kompleksa.
Termodinamična in koncentracijska konstanta div. stran 313.
20. Vpliv različnih dejavnikov na proces nastajanja kompleksa in stabilnost kompleksnega spoluka. Priliv koncentracije reagira na kompleksiranje. Razrakhanok molarnih brezen velikih kovinskih ionov in kompleksov v enakih vsotah.
1) Stabilnost kompleksnega spoluka pri odlaganju v naravi kompleksa, ki tvori in ligandiv. Za dodatno pomoč je mogoče razložiti pravilnost spreminjanja stabilnosti bogatih kovinskih kompleksov z različnimi ligandi. Teorije trdih in mehkih kislin in baz (HMCA): mehke kisline se močneje usedajo z mehkimi bazami, trde kisline pa s trdimi. Ligandi (f. baze), in Ag+ ali Hg2+ (m. to-ty) s S-soda Ligandi (m. bazični) Kompleksi kovinskih kationov s polidentatnimi ligandi yavl.
2) ionska moč. V času povečanja ionske moči in spremembe koeficientov aktivnosti ionov se spremeni stabilnost kompleksa.
3) temperatura. Če je, ko je kompleks osvetljen, delta H večja od 0, potem ko temperatura naraste, se stabilnost kompleksa poveča, če je delta H manjša od 0, se spremeni.
4) stranski učinki. Ko stabilnosti kompleksov dodate pH, odložite naravo liganda osrednjega atoma. Če je baza kompleksa večja ali manjša, potem ob znižanju pH protonacija takšnih ligandov in sprememba molarnega dela tvorita ligand, ki sodeluje v vzpostavljenem kompleksu. Priliv pH bo močnejši, večja kot je moč dane baze in manjša je stabilnost kompleksa.
5) koncentracija. S povečanjem koncentracije liganda se spremeni koncentracija prostih kovinskih ionov namesto kompleksov z velikim koordinacijskim številom. Če je v raztopini presežek kovinskih ionov, je dominuvatim monoligandni kompleks.
Molarni delež kovinskih ionov, ki ni povezan s kompleksom
Molarni del kompleksnih delov
Znano je, da koncentracije soli, ki so hidrolizirane, v medicinski praksi stagnirajo. Torej, ko kisline pridejo na kožo, se rane diljanke zdravijo z vodo, nato pa z natrijevim karbonatom Na 2 CO 3 . Takšna metoda omogoča nevtralizacijo odvečne kisline, drobci vode Na 2 CO 3 lahko privedejo do reakcije luže. Vendar pa je malo verjetno, da bo količina Na 2 CO 3 stagnirala, da bi zmanjšala povečano kislost soka, ki se shlunk skozi visoko lužo. Za te namene so za koncentracije natrijevega bikarbonata NaHCO 3 značilne nižje vrednosti pH. Za to povezavo mora zdravnik, da bi natančno uskladil zdravilo, ki temelji na hidrolizi, oceniti pH vrednosti soli, ki so hidrolizirane.
1. Pri različnih vrstah soli NH4Cl:
de , računalnik,- Negativne desetine logaritmov drugih vrednosti.
Oscilki pri t 0 = 20-25 0 C = 14, potem tudi:
2. Vrsta soli CH 3 COONa:
3. Pri različnih vrstah soli NH4CN:
V primeru pariteta = se delni del formule spremeni v nič in pH = 7.
Če je moč hidrolize v korakih kilke, potem lahko upoštevamo, da je pH vrednost razlike v količini soli pomembnejša od prvega koraka hidrolize.
Etaloni cherishenya zavdan
1. Izračunajte konstanto in stopnjo hidrolize soli NH 4 Cl glede na (NH 4 Cl) \u003d 0,1 mol / l, to je (NH 3 × H 2 O) = 1,8 × 10 - 5.
NH 4 Cl + H-OH ⇄ NH 3 ∙H 2 O + HCl2. Izračunajte konstanto in stopnjo hidrolize Na 2 CO 3 glede na prvi korak v območju (Na 2 CO 3) = 0,01 mol / l, kar je za H 2 CO 3 = 4 × 10 - 7; = 5×10-11.
Hidroliza Na 2 CO 3 se pogosto pojavlja:
Na 2 CO 3 + H-OH ⇄ NaHCO 3 + NaOH (1 stopnja)
Na kratkotrajni pogled je ljubosumje videti tako:
CO 3 2 - + H-OH ⇄ HCO 3 - + ВІН -NaHCO 3 + H-OH ⇄ H 2 CO 3 + NaOH (2 koraka)
HCO 3 - + H-OH ⇄ H 2 CO 3 + BIN -Hidroliza Na 2 CO 3 v prvem koraku za proizvodnjo do raztopine hidrokarbonatnega iona HCO 3 -, ki je šibek elektrolit:
HCO 3 - ⇄ H + + CO 3 2 -
Dane izenačitev disociacije H 2 CO 3 druge stopnje je označena s konstanto (H 2 CO 3) = 5 × 10 - 11.
3. Prilagodite korake hidrolize NaNO 2 v različnih solih s koncentracijami 0,1 in 0,001 mol / l, tako da (HNO 2) \u003d 4 × 10 - 4.
Vnesite vrednost: 1 = 0,1 mol/l; Z 2 \u003d 0,001 mol / l.
Todi: 
; 
.
En viraz razdelimo na drugega in ga vzamemo:
NaCN + H-OH ⇄ HCN + NaOH
pH > 7 medij je rahlo mlačen.
6. Ugotovite razliko v pH med Na 2 S in NaHS z enakimi koncentracijami soli, na primer (H 2 S) = 7, (H 2 S) = 13.
Vіdnіmemo od prvega enak drugemu in otrimaєmo:
Hrana za samokontrolo
1. Kateri proces se imenuje hidroliza soli?
2. Kaj je razlog za spremembo pH vrednosti za hidrolizo rahunoka?
2. Katere vrste soli so znane za hidrolizo v maloprodaji? Prinesite primere.
3. Zakaj soli kot so NaCl, KI, CaCl 2 ne prepoznajo hidrolize?
4. Pri nekaterih vrstah hidrolize soli se vzpostavijo kisle (bazične) soli? Prinesite primere.
5. Pri katerih vrstah vremena pride do nepovratne hidrolize soli? Prinesite primere.
6. Kateri produkti se raztopijo pri interakciji krom (III) klorida in amonijevega sulfida (NH 4) 2 S v vodi?
7. Kaj imenujemo hidrolizna konstanta? Na katere brade pasti in čez katere ne pasti je hidrolizna konstanta?
8. Kaj se imenuje korak hidrolize? Kako je povezana s hidrolizno konstanto različnih vrst soli?
9. Katere dejavnike je treba dodati vrednosti koraka hidrolize soli?
10. Zakaj se hidroliza poveča pri povišanih temperaturah?
11. Pri nekaterih vrstah soli se razlika praktično ne dodaja korakom hidrolize?
12. Na kakšen način lahko FeCl 3 hidroliziramo, dokler se Fe(OH) 3 ne raztopi?
13. Pri hidrolizi teh soli je pH blizu 7?
14. Zakaj je NaHCO 3 lahko šibko kisla reakcija in zakaj je NaHSO 3 rahlo kisla reakcija? (H2CO3) = 4×10-7, (H2SO3) = 1,7×10-2.
15. Med hidrolizo je treba pripraviti različne FeSO 4 soli, saj se vzpostavi majhna raznolikost tal (motnost). Kateri medij (kislo in lužasto) je treba pripraviti, da se znebite njegove motnosti? zakaj?
Možnosti za neodvisno vizijo
Možnost številka 1
1. Napiši enačbo za hidrolizo (glede na molekularni in ionski videz) in reakcijo medija vodnih sprememb pri prerazporeditvi soli: Na 2 SO 4 , FeCl 2 , Na 2 S.
3. Izračunajte pH vrednost med CH 3 COOK in C(CH 3 COOK) = 0,005 mol/l, torej (CH 3 COOH) = 1,8 x 10 - 5 .
Možnost številka 2
1. Napišite enačbo za hidrolizo (glede na molekularni in ionski videz) in reakcijo medija vodnih sprememb pri prerazporeditvi soli: MnSO 4 , KI, Na 2 SiO 3 .
3. Izračunajte pH vrednost med NaNO 2 C(NaNO 2) = 0,01 mol/l, to je (HNO 2) = 4×10 - 4 .
4. Spremenite vrednosti konstant hidrolize Pb(NO 3) 2 v skladu s prvim in drugimi koraki, kot za Pb(OH) 2 = 9,6×10 - 4; = 3×10-8.
Možnost številka 3
1. Napišite enačbo za hidrolizo (glede na molekularni in ionski videz) in reakcijo medija vodnih sprememb pri prerazporeditvi soli: Ca (NO 3) 2 , Na 2 SO 3 , Cu (NO 3) 2 .
2. Izračunajte konstanto in korak hidrolize KClO v območju C(KClO) = 0,1 mol/l, to je (HClO) = 5,6×10 - 8.
3. Izračunajte pH vrednost soli KCN s C(KCN) = 0,05 mol/l, torej (HCN) = 8×10 - 10.
Možnost številka 4
1. Napišite enačbo za hidrolizo (glede na molekularni in ionski videz) in reakcijo medija vodnih sprememb pri prerazporeditvi soli: K 3 PO 4 , CaCl 2 , ZnCl 2 .
2. Prilagodite stopnje hidrolize NaCN pri različnih vrstah z molsko koncentracijo ekvivalenta soli 0,1 in 0,001 mol/l xxo (HCN) = 8×10 - 10.
3. Izračunajte pH vrednost med NH 4 NO 3 in C(NH 4 NO 3) = 0,1 mol/l, torej (NH 3 × H 2 O) = 1,8 × 10 - 5.
Možnost številka 5
1. Napiši enačbo za hidrolizo (glede na molekularni in ionski videz) in reakcijo medija vodnih sprememb pri prerazporeditvi soli: CuSO 4 , Li 2 S, NaBr.
3. Izračunajte pH vrednost NH 4 I s koncentracijo soli 0,02 mol / l, torej (NH 3 × H 2 O) \u003d 1,8 × 10 - 5.
4. Izenačimo vrednosti konstant hidrolize Na 2 SiO 3 v prvem in ostalih korakih, kot za H 2 SiO 3 = 1,3 × 10 - 10; = 2×10-12.
Možnost številka 6
1. Napiši enačbo za hidrolizo (glede na molekularni in ionski videz) in reakcijo medija vodnih sprememb pri prerazporeditvi soli: SrCl 2 , Fe (NO 3) 3 , K 2 S.
2. Izenačimo stopnjo hidrolize NaF pri različnih vrstah z molsko koncentracijo solnega ekvivalenta 0,2 in 0,002 mol/l. (HF) \u003d 6,6 10 - 4.
3. Izračunajte pH vrednost razlike med HCOOH in molsko koncentracijo soli 0,05 mol/l, torej (HCOOH) = 2,2 × 10 - 4.
Možnost številka 7
1. Napišite enačbo za hidrolizo (glede na molekularni in ionski videz) in reakcijo medija vodnih sprememb pri prerazporeditvi soli: NaNO 3 , ZnSO 4 , Ca(OCl) 2 .
3. Izračunajte pH vrednost C 6 H 5 COONa s koncentracijo soli 0,01 mol/l, torej (C 6 H 5 COOH) = 6,3×10 - 5.
Možnost številka 8
1. Napiši enačbo za hidrolizo (glede na molekularni in ionski videz) in reakcijo medija vodnih sprememb pri prerazporeditvi soli: Pb (NO 3) 2 , CaS, KC1.
2. Izenačimo vrednosti konstant in korakov hidrolize soli NaF in NaCN v različnih koncentracijah, t.j. (HF) = 6,6 × 10 - 4; (HCN) = 8×10 - 10 .
3. Izračunajte pH vrednost CH 3 COONH 4 z molsko koncentracijo soli 0,05 mol / l, to je (CH 3 COOH) \u003d 1,8 × 10 - 5; (NH 3 × H 2 O) = 1,8 × 10-5.
Možnost številka 9
1. Napišite enačbo za hidrolizo (glede na molekularni in ionski videz) in reakcijo medija vodnih sprememb pri prerazporeditvi soli: Ba (NO 3) 2 , NiCl 2 , K 2 SO 3 .
3. Izračunajte pH vrednost soli KF s koncentracijo 0,001 mol/l, kjer je (HF) = 6,6×10 - 4.
Možnost številka 10
1. Napišite enačbo za hidrolizo (glede na molekularni in ionski videz) in reakcijo medija vodnih sprememb pri prerazporeditvi soli: CoSO 4 , Na 2 C 2 O 4 , Sr (NO 3) 2 .
2. Uravnotežite vrednosti konstant in korakov hidrolize NH 4 F v različnih koncentracijah 0,02 mol / l in 0,002 mol / l, tj (HF) \u003d 6,6 × 10 - 4, (NH 3 × H 2 O) \u003d 1 ,8 × 10-5.
3. Izračunajte pH vrednost NH 4 CN s koncentracijo 0,01 mol / l, torej (HCN) \u003d 8 × 10 - 10 (NH 3 × H 2 O) \u003d 1,8 × 10 - 5.
4. Spremenite vrednosti konstant hidrolize Na 2 S v prvem in drugem koraku, to je (H 2 S) = 1 × 10 - 7; (H 2 S) \u003d 1 × 10 - 13.
Možnost številka 11
1. Napiši enačbo za hidrolizo (glede na molekularni in ionski videz) in reakcijo medija vodnih sprememb pri prerazporeditvi soli: BaS, K 2 SO 4, CrCl 3.
2. Izračunajte konstanto in korak hidrolize HCOONa pri različni molski koncentraciji soli 0,001 mol/l, to je (HCOOH) = 2,2×10 - 4.
3. Izračunajte pH vrednost NH 4 F s koncentracijo 0,02 mol / l, torej (NH 3 × H 2 O) \u003d 1,8 × 10 - 5 (HF) = 6,6 × 10 - 4.
Možnost številka 12
1. Napiši enačbo za hidrolizo (glede na molekularni in ionski videz) in reakcijo medija vodnih sprememb pri prerazporeditvi soli: Ni(NO 3) 2 , K 2 CO 3 , ВаС1 2 .
2. Izenačimo vrednosti konstant stopnje hidrolize NH 4 NO 3 pri različnih koncentracijah soli 0,02 in 0,002 mol / l, yaksho (NH 3 × H 2 O) = 1,8 × 10 - 5.
3. Izračunajte pH vrednost razlike med KClO in koncentracijo soli 0,04 mol/l, to je (HClO) = 5,6×10 - 8.
Možnost številka 13
1. Napišite enačbo za hidrolizo (glede na molekularni in ionski videz) in reakcijo medija vodnih sprememb pri prerazporeditvi soli: NaI, K 2 SiO 3 , Fe 2 (SO 4) 3 .
2. Izračunajte konstanto in stopnjo hidrolize C 2 H 5 COONa v območju (C 2 H 5 COONa) = 0,l mol / l, yakcho (C 2 H 5 COOH) = 1,3 × 10 - 5.
3. Izračunajte pH vrednost NaHCO 3 s koncentracijo 0,1 mol/l, torej (H 2 3 ) = 4×10 - 7 , (H 2 CO 3 ) = 5×10 - 11 .
Možnost številka 14
1. Napišite enačbo za hidrolizo (glede na molekularni in ionski videz) in reakcijo medija vodnih sprememb pri prerazporeditvi soli: Na 2 HPO 4 , KNO 3 , Bi(NO 3) 3 .
2. Izračunajte stopnjo hidrolize NH 4 F glede na (NH 4 F) \u003d 0,02 mol / l, celo (HF) \u003d 6,6 × 10 - 4, (NH 3 × H 2 O) = 1,8 × 10-5.
Hidroliza soli z reakcijo intermodalnosti solnih ionov z vodo, zaradi česar se vzpostavijo šibki elektroliti. Rožina nevtralne z'ednannya - soli - nabrekne zaradi lastne kisle ali lužčaste reakcije. Očitno se soli raztopijo same po sebi zaradi reakcije nevtralizacije z interakcijo kislin in baz. Od vseh vrst soli se za hidrolizo lahko uporabijo le tri vrste, ki se vzpostavijo pri medsebojnem delovanju:
1) šibka kislina in močna baza;
2) močne kisline in šibke baze;
3) šibka kislina in šibka baza.
Četrta vrsta soli, ki se raztopi z interakcijo močne baze in močne kisline, na primer NaOH in HCI, za reakcijo
NaOH+HCl=NaCl+N2О
hidroliza ni dovoljena, ker je jakost, ki jo raztopi NaCl, tudi močan elektrolit in v vodi molekule disociirajo na hidratacijo (tobto. izostrena z molekulami vode) ionov Na + in Cl -. Hkrati se 2Н 2 О ↔ Н З О + + ВІН - ne razgradi in zato hidroliza ne deluje, reže postanejo nevtralne. pH rožmarina takšne razlike je 7.
Poglejmo si hidrolizo kožnega tipa soli Okremo.
1. Če je močan s šibko očesno kislino CH 3 COOH in močno bazo NaOH, na primer natrijevim acetatom CH 3 COONa, potem enako hidrolizo zapišemo takole:
● v molekularni obliki
CH 3 COOHa + H 2 O CH 3 CSON + NaOHl; (2,8 a)
● v ionski obliki
CH Z COO - + Na + + H20CH3COOH+Na + + VIN -; (2,8 b)
● kratka ionska oblika
CH 3 COO - + H 2 0 CH 3 COOH + + VIN - . (2,8 st)
Kot je razvidno iz indukcije ravni, med hidrolizo CH 3 COONa s pomočjo vezave acetatnih ionov z ioni v vodi voda v šibki očesni kislini v območju kopiči ione BIN - in pH bo večji od 7 .
Enako reakcijsko konstanto (2.8.c) zapišemo pri:
. (2.9)
Če vzamemo koncentracijo vode z vrednostjo konstante in jo združimo s konstanto K s, vzamemo viraz za konstantno hidrolizo:
. (2.10)
Virazivshi skozi ionny dobutok vodo, morda
. (2.11)
Tako kot v ostalem 
je vrednost, povratna konstanta disociacije oktične kisline 
,
viraze za stalno hidrolizo soli, narejene s šibko kislino in močno bazo (2.10), zapišite žaljiv čin:
Kot je razvidno iz preostale formule, nižja šibka kislina, tobto. Manjša kot je disociacijska konstanta, večji je svet, močnejši je za hidrolizo.
Na primer, postopek hidrolize je mogoče označiti tudi s korakom hidrolize "h", ki je razmerje med številom molekul soli, ki smo jih prepoznali s hidrolizo, in številom storžev molekul. Koncentracija tistega dela soli, kot je bila dana v hidrolizo, je bila številčno višja od koncentracije ionov ВІН - drugače, jak, v svoji liniji je bila verjetno do enaka (2,8c) več od koncentracije kisline, ki je bila odobrena, tobto.
[CH 3 COOH] \u003d [BIN -] \u003d h ∙ C,
de C - primarna koncentracija CH 3 COOHa, g-mol/l. Koncentracija acetatnih ionov [CH 3 COO - ] večja kot maloprodaja
[CH 3 COO -] \u003d C - h ∙ C = C ∙ (1-h).
S popravkom vnesene vrednosti h upoštevamo viraz, ki povezuje konstanto in stopnjo hidrolize:
. (2.13)
Z vrednostjo h na pasici preostalega viroza jo je mogoče premagati, nato pa lahko formulo (2.13) zapišemo takole:
zvezde. (2,15)
Stopnja hidrolize je večja, večje je število razredčitev, pa tudi višja je temperatura, do te mere, da K W raste z naraščajočimi temperaturami. Dodatek rozchin ionіv ВІН - zgіdno z načelo premika rіvnovagi Le Chatelier, bo upošteval proces hidrolize.
Če je dovolj močan z bogato bazično kislino, je v prvem koraku pomembnejši proces hidrolize. Torej, na primer, enako kot hidroliza sode Na 2 CO 3 zapišemo takole:
CO 3 2- + H 2 O ↔ HCO 3 - + OH -
in hidrolizna konstanta je določena z vrednostjo disociacijske konstante ogljikove kisline v prvem koraku:
H 2 CO 3 ↔ H ++ HCO 3 -
Za ottremannya formulo za rozrahunku pH rozchinіv, scho utavlyuyutsya kot rezultat hidrolize, pretvorite viraz (2.10), za katerega je sprejemljivo, da je vrednost koncentracije acetatnih ionov skozi majhno stopnjo hidrolize praktična
tobto. koncentracija ionov v hidroksidu [OH - ], ki je bila pridobljena kot posledica hidrolize, je večja [OH - ] \u003d C. (2,17)
Kako na trenutke pospešiti z operaterjem p ≡ -lg, potem pa zapiši kako
pOH = -lg = , (2,18)
sicer vrakhovuchi virazi (2.7. in 2.12)
pH = 14 - = 7 + 
. (2.19)
2. Kako močna sta močna kislina in šibka baza,
NH 4 0H + HCl, \u003d NH 4 Cl + H 2 Pro,
potem je enako hidrolizi zapisano takole:
● v molekularni obliki
N H4Cl + H20 = NH40H + HCl; (2,20 a)
● v ionski obliki
NH + 4 + Cl -, + 2H 2 0 \u003d NH 4 0H + H 3 0 + + Cl -; (2,20 b)
● kratka ionska oblika
NH + 4 + 2H 2 0 = NH 4 0H + H 3 0 +. (2,20 in)
Hidrolizna konstanta v katero koli smer, ki jo vidim
.(2.21)
Če pomnožite število in pasico vašega enakega z [OH -], potem bom v prihodnosti iskal viraz za K G
. (2.22)
V času razredčene raztopine je mogoče sprejeti, da je koncentracija hidroliziranega dela soli, ki je pomembna [H 3 0 + ], dobra koncentracija baze, tobto. = , In koncentracija ionov je enaka koncentraciji soli (C). Todi 
(2.23)
Tudi koncentracija ionov v hidroksoniji, ki je bila pridobljena med hidrolizo,
= . (2.24)
Pospeševanje vrednosti p = – lg; prevzeti
pH == 7 - 
. (2.25)
Stopenjska hidroliza
. (2.26)
Tudi, če je osnova šibka (kar je manj), potem koncentracija ionov v razliki ustreza več, tobto. več je hidrolize soli, narejene z močno kislino in šibko bazo. Če k razliki dodamo, jih je mogoče oslabiti ali zapobіgti proces hidrolize, zato je dobro za enake (2,20 in) enake, ko se premakne v levo.
3. Hidroliza soli, titrirane s šibko bazo in šibko kislino, na primer amonijevega acetata CH 3 COONH 4 po shemi
CH 3 COONH 4 + H 2 O ↔ CH 3 COOH + NH 4 OH,
lahko spet pušča.
Hidrolizna konstanta
. (2.27)
pH takšne razlike je treba odlagati samo glede na vrednosti disociacijskih konstant kisline in baze in ne odlagati glede na koncentracijo soli:
= (2.28)
і 
. (2.29)
Na ta način so soli podvržene hidrolizi, zaradi česar se vzpostavi šibek elektrolit, ki zniža temperaturo.
2.4. blažilniki
Puferji se imenujejo vodne raztopine elektrolitov, ki ohranjajo praktično konstantno pH vrednost pri redčenju ali dodajanju majhnih količin kisline v vodo. Puferske razlike so pomešane bodisi s šibko kislino in soljo, narejeno z močno kislino in močno bazo, bodisi s šibko bazo in močno kislino, narejeno z močno kislino in močno kislino.
Yakscho, na primer. dodati k razvoju šibke oktične kisline CH 3 COOH moč, da se maščuje istemu anionu (na primer natrijev acetat CH 3 COOHa), potem je po principu Le Chatelier enak procesu disociacije kisline
CH 3 COOH ↔ CH 3 COO - + H + (2,30)
Levo bo ostalo, kar je praktično zadušiti proces disociacije kisline in korake disociacije α na nič (α = 0).
Moč bo nacionalno ločena v korist enakih
CH 3 COOHa ↔ CH 3 COO - + Na + (2,31)
V tem primeru je v vsoti kislin in soli koncentracija nedisociiranih kislinskih molekul višja od dejanske koncentracije kisline C kisline, koncentracija acetatnih ionov v CH 3 COO pa je dejanska koncentracija soli C.
Kako postaviti vrednosti qi v viraze za konstanto kislinske disociacije
, (2.32)
potem je koncentracija ionov [H 3 O + ] na različnih ravneh večja
(2.33)
. (2.34)
Na ta način je za določitev pH razlike puferja, zloženega s šibko kislino in soljo, nasičenega s kislino in močno bazo, treba poznati samo storžev kon-
centriranje teh komponent.
Za vsoto šibkih baz NH 4 OH in njenih soli NH 4 Cl, aniona, kot je anion močne klorovodikove kisline, ki se premika naprej, je mogoče pokazati, da je kislost takšnega območja enaka
, (2.35)
in pH vsote pufra je enak
pH = p - lg. (2,36)
Na podlagi gozdnih rud je razvidno, da se pH puferskih usedlin jeseni ne more odložiti, tako da se v tem padcu vendarle spremeni koncentracija kisline in koncentracija soli (ali baz in soli), in v tem primeru ostane koncentracija nespremenjena. Tse persha posebnost velikosti puferja.
Če pufru k vrednosti pufra dodate majhno količino kisline, se bo pH teh razlik neznatno spremenil. Cena prijateljevega riža.
Na primer, kar zadeva razliko v acetatnem pufru, za kompenzacijo vsote CH3COOH in CH3COONa, dodati majhno količino HCI, bo natrijev acetat medsebojno vplival s klorovodikovo kislino, kar bo povečalo disociacijo v H 3 Pro + in Cl ioni - po shemi
CH 3 COO - + Na + + H 3 O - + Cl - ↔ CH 3 COOH + Na + + Cl -. + H 2 Pro
Sprememba koncentracije ionov [H 3 0 +], pa tudi pH razlika po enačbah (2.36) se praktično ne upošteva. Manjša kot je sprememba pH pri dodajanju kisline ali baze, močnejša je moč pufra. To območje koncentracije, pri katerem so razlike pH pufra praktično nespremenjene, se imenuje puferska zmogljivost:
Na ta način je kapaciteta pufra količina g-ekvivalentne kisline ali abolulu, tako da lahko dodate do 1 liter pufra, da spremenite pH vrednost za eno. Variance puferja se pogosto uporabljajo za uskladitev standardnih variant z enakimi pH vrednostmi pri umerjanju različnih pripomočkov, ki nadzorujejo kislost variance, na primer pH metrov.
Predavanje št.12. Elektrolitična disociacija vode.
Ne glede na tiste, pri katerih je voda obdelana z neelektrolitom, je pogosto ločena od odobrenega hidroksidnega kationa in hidroksidnega aniona:
H 2 O + H 2 O H 3 O + + OH -
Pogosto je poenostavljena oblika zapisa tega postopka zapisana:
H 2 O H + + OH -
Za Qia enako je značilna dvojna konstanta:
Črepiči v čisti vodi in vodne vrtnice = const, ta viraz se lahko spremeni v žaljivo obliko:
K W =
Otrimanova konstanta se imenuje ionski vitvir vode. Za 25 ° C K W \u003d 10 -14. Kaže, da ima čista voda nevtralne vrednosti = = Ö10 -14 = 10 -7 . Očitno je, da imajo kisli > 10 -7, in luže< 10 -7 . На практике часто пользуются indikator koncentracije kationov v vodi- Negativni deseti logaritem (pH = -lg). V kislem pH< 7, в щелочных pH >7 v nevtralnem mediju pH = 7. Podobno lahko vnesete hidroksilni indikator pOH = -lg. Vodneve in hidroksilne indikacije za preprosto spivanje: pH + pOH = 14.
Poglejte pH vodnih raztopin močnih in šibkih kislin.
Zadek št. 1. Centimolarni razpon (0,01 mol / l) klorovodikove kisline (močna enobazična kislina).
HCl \u003d H + + Cl -
C HCl = 0,01; pH = -lg 0,01 = 2
Zadek št. 2. Centimolarna razlika (0,01 mol/l) do natrijevega hidroksida (močna monokislinska baza).
NaOH \u003d Na + + OH -
C NaOH = 0,01; pOH = -lg 0,01 = 2;
pH = 14 - pOH = 12
Zadek št. 3. Centimolarni razpon (0,01 mol / l) optične kisline (šibka enobazna kislina).
CH 3 COO - + H + CH 3 COOH
Enaka reakcija je močna, sho = . Za šibek elektrolit » C. Vstavimo to formulo v konstanto kislinske disociacije oktoične kisline in rešljive eliminacije virazov:
= 1,75×10 -5; ; »
pH = - lg = -1/2 (lgK a + lgC) = 1/2 (pK a - lgC) \u003d 1/2 (4,75 + 2) = 3,38
Primer št. 4. Centimolarno območje (0,01 mol/l) amoniaka (amonijev hidroksid, šibka monokislinska baza).
NH 3 + H 2 O NH 4 + + OH -
Enaka reakcija je močna, sho = . Oskilki amonijev hidroksid je šibek elektrolit, nato »C. Če te formule nadomestimo v ionizacijsko konstanto amoniaka kot baze, lahko vzamemo:
= 1,8×10 -5; ; =
pOH \u003d -lg \u003d 1/2 (pK b - lgC);
pH = 14 - pOH = 14 + 1/2 (lgC - pK b) = 14 + 1/2 (-2 - 4,76) = 10,62
Hidroliza soli . Pregled kislosti vodnih soli glede na kislost čista voda označuje njihova hidroliza. Hidroliza - izmenjava govora z vodo. Za šiling do hidrolize soli se deli na chotiri tipi:
1. Soli, narejene z močno kislino in močno bazo (na primer NaCl, Na 2 SO 4), niso podvržene hidrolizi. Vodne razlike takšnih soli imajo lahko nevtralno reakcijo (pH = 7).
2. Soli, narejene s šibko bazo in šibko kislino, hidrolizira pomemben svet in pogosto nepovratno, npr.
Al 2 S 3 + 6H 2 O \u003d 2Al (OH) 3 + 3H 2 S
Kislost teh sort je bolj značilna za govor, zvok pa je blizu nevtralnega (pH "7).
3. Soli, nasičene s šibko bazo in močno kislino, se reverzibilno hidrolizirajo, povezujejo hidroksidne anione in tako tvorijo kislo reakcijo razgradnje (pH< 7). Например, гидролиз хлорида аммония можно описать следующими уравнениями:
NH 4 Cl + H 2 O NH 3 × H 2 O + HCl
Iz opazovanj rek je jasno, da hidroliza ne uporablja vse moči, temveč le kation. Kationi soli, utvorennye bogate kisle šibke baze, hidrolizirani podobno, zaporedno v obliki vodnega hidroksid-aniona:
Al 3+ + H 2 O Al(OH) 2+ + H +
Al(OH) 2+ + H 2 O Al(OH) 2 + + H +
Al(OH) 2 + H 2 O Al(OH) 3 H +
Na splošno lahko hidroliza aluminijevega kationa izgleda takole:
Al 3+ + 3H 2 O Al(OH) 3 + 3H +
4. Soli, narejene z močno bazo in šibko kislino, hidrolizira anion, ki absorbira vodo iz vodnega kationa. Hidroksidni anioni, ki tvorijo, dajejo širok razpon reakcij (pH > 7). Na primer, hidroliza natrijevega acetata poteka takole:
CH 3 COONa + H 2 O CH 3 COOH + NaOH
Očitno je, da hidroliza anionskih soli šibko bogatih bazičnih kislin poteka pogosto, npr.
PO 4 3- + H 2 O HPO 4 2- + OH -
HPO 4 2- + H 2 O H 2 PO 4 - + OH -
H 2 PO 4 - + H 2 O H 3 PO 4 + OH -
Popolnoma enako hidrolizi fosfatnega aniona lahko izgleda takole
PO 4 3- + 3H 2 O H 3 PO 4 + 3OH -
Hidrolizi se ne dajejo samo soli, ampak tudi kovalentne anorganske ekološki kalčki. Na primer:
PCl 3 + 3H 2 O \u003d H 3 PO 3 + 3HCl
Pomembno vlogo v življenju živih organizmov ima hidroliza nekaterih biomolekul - beljakovin in polipeptidov, maščob in tudi polisaharidov.
Značilna je hidroliza glibina stopenjska hidroliza(h)- nastavitev količine govora, ki po prepoznani hidrolizi na skupno količino govora v maloprodaji. Reverzno hidrolizo lahko označimo tudi s konstanto. Na primer, za proces hidrolize acetat aniona je hidrolizna konstanta zapisana v naslednjem vrstnem redu:
Enako pomembna je koncentracija vode v virazu konstantna hidroliza, da ne vstopi, drobci niso na mestu in se samodejno prenesejo na levi del ekvanim.
Povečanje konstantne stopnje hidrolize, pa tudi pH razlik v vodi v soli, je mogoče opaziti pri posebnih aplikacijah.
Zaloga št. 5. Centimolarna razlika (0,01 mol/l) do amonijevega klorida (močan, narejen s šibko bazo in močno kislino). Zapišimo hidrolizno konstanto v ionski obliki in zložimo viraz za hidrolizno konstanto.
NH 4 + + H 2 O NH 3 × H 2 O + H +
Če pomnožimo število in zastavo desnega dela ekvanimnosti s koncentracijo hidroksidnih ionov, lahko hidrolizno konstanto spremenimo z žaljivim rangom:
5,56×10 -10
Z enako hidrolizi je jasno, w = = Ch, a = C - Ch = C (1-h). Vidpovidno,
Oskilki h<< 1, а (1-h) ® 1, полученное выражение можно упростить:
; zvezdice h »
2,36×10 -4 ali 0,0236 %
Iz otrimanih enakov je razvidno, da se konstanta in enako hidroliza soli povečuje s spremembo disociacijske konstante utemeljitve, tobto. іz izmenshennyam joga moč. Krіm tsgogo, stupіn gidrolіzu in glibina yogo protіkannya zbіshuєtsya іz zmenshennyam kontsentії (zvіlshennyam razvedennja) sіlі. Hidrolizna konstanta, kot konstanta, pa naj bo enaka, zaradi koncentracije ne laži. Povečajte temperaturo, da povečate raven te konstante za hidrolizo, hidroliza s skaliranjem je endotermni proces.
S spremembo pH vrednosti se spremeni sprememba soli, w = , prvi najbližji pa je »C.
; zvezda "
pH = - lg = -1/2 (lgK w + lgC + pK b) = 7 - 1/2 (pK b + lgC) = 7 - 1/2 (4,76 - 2) = 5,62
Zaloga št. 6. Centimolarna razlika (0,01 mol/l) do natrijevega acetata (močan, narejen z močno bazo in šibko kislino). Zapišimo hidrolizno konstanto v ionski obliki in zložimo viraz za hidrolizno konstanto.
CH 3 COO - + H 2 O CH 3 COOH + OH -
Če pomnožimo število in pasico desnega dela ekvanimnosti s koncentracijo vodnega kationa, ga lahko pretvorimo v naslednjo obliko:
1×10 -14 / 1,75×10 -5 = 5,71×10 -10
Z enako hidrolizi je jasno, w = = Ch, a = C - Ch = C (1-h).
Vidpovidno,
; ; zvezdice h =
2,39×10 -4 ali 0,0239 %
Ko rozrahunku pH vrednosti vrahuyemo, sho = , in »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
Zadetek št. 7. Centimolarno razmerje (0,01 mol / l) do amonijevega acetata (močan, narejen s šibko bazo in šibko kislino). Zapišimo hidrolizno konstanto v ionski obliki in zložimo viraz za hidrolizno konstanto.
NH 4 + + CH 3 COO - + H 2 O NH 3 × H 2 O + CH 3 COOH
Če pomnožite število in zastavo desnega dela ravnodušnosti z dodatno koncentracijo vodnega kationa in hidroksidnega aniona (ionska oskrba z vodo), ga lahko spremenite v žaljiv čin:
= = 0,32×10 -4
Z enako hidrolizi je očitno, scho = = Ch todi
C - Ch = C(1-h), očitno,
0,0056 ali 0,56 %
Molekula amoniaka je hidrirana, ki se raztopi kot posledica hidrolize, disociacije, cepitve hidroksidnega aniona:
NH 3 × H 2 O NH 4 + + OH -
; zvezde
Podobno disociacija oktične kisline zagotavlja absorpcijo kationov v vodi:
CH 3 COO - + H + CH 3 COOH
Poznamo koncentracijo teh ionov:
Vіdpovіdno to іvnyannja hidroliza = , а = , thenі
Oskіlki = K w /, nato 2 = ; zvezda =
pH = - lg = 1/2 (pK w + pK a - pK b) = 7 + 1/2 (pK a - pK b) = 7 + 1/2 (4,75 - 4,76) = 6,995
Literatura: str. 243 - 255; Z. 296 - 302 (prikaz, znanstveni).