Гидролиз солей. Особенности почвенного гидролиза (165742)

Посмотреть архив целиком

Содержание


Введение

1. Гидролиз солей

1.1 Характеристики гидролиза

1.2 Гидролиз солей слабых кислот и сильных оснований

1.3 Гидролиз солей сильных кислот и слабых оснований

1.4 Гидролиз солей слабых кислот и слабых оснований

1.5 Гидролиз солей многоосновных кислот и оснований

2. Особенности почвенного гидролиза и его значение

Список использованной литературы



Введение


Гидролизом называется взаимодействие вещества с водой, при котором составные части вещества соединяются с составными частями воды. Такое определение охватывает и гидролиз органических соединений - сложных эфиров, жиров, углеводов, белков - и гидролиз неорганических веществ - солей, галогенов, галогенидов, неметаллов и т.д. Настоящая работа посвящена гидролизу солей - одному из важных примеров гидролиза веществ, который наиболее хорошо изучен, а так же особенностям почвенного гидролиза солей и его значению в сельском хозяйстве.


1. Гидролиз солей


В случае реакций нейтрализации, в которых участвуют слабые кислоты и основания, реакции протекают не до конца. Это значит, что при этом в той или иной степени протекает и обратная реакция (взаимодействие соли с водой), приводящая к образованию кислоты и основания. Это и есть гидролиз соли. В реакции гидролиза вступают соли, образованные слабой кислотой и сильным основанием, или слабым основанием и сильной кислотой, или слабой кислотой и слабым основанием. Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием, гидролизу не подвергаются; нейтрализация в этом случае сводится к процессу H + + OH - =H2O, а обратная реакция - диссоциация молекул воды на ионы - протекает в ничтожно малой степени: при 25 0С ионное произведение воды


КW = CН+. СОН - = 10-14.


1.1 Характеристики гидролиза


Рассмотрим гидролиз соли, образованной одноосновной кислотой и одновалентным металлом. Запишем уравнение гидролиза в общем виде. Пусть НА - кислота, МОН - основание, МА - образования или соль. Тогда уравнение гидролиза будет иметь вид: МА + Н2О НА + МОН.

Будем рассматривать достаточно разбавленные растворы. Тогда равновесию реакции (1) при заданной температуре отвечает постоянная величина - константа равновесия


К =

СНА. СМОН

СМА. СН2О


Где Сi - молярные концентрации веществ. Концентрация воды в разбавленных растворах представляет собой практически постоянную величину. Обозначая К. Сн2о = Кг, получим


Кг =

СНА. СМОН

(2)

СМА


Величина Кг называется константой гидролиза соли. Ее значение характеризует способность данной соли подвергаться гидролизу; чем больше Кг, тем в большей степени (при одинаковых температуре и концентрации соли) протекает гидролиз.

Отношение числа молей соли, подвергшихся гидролизу (Сг), к общему числу молей соли в растворе (СМА), называется степенью гидролиза.


=

Сг

(3)

СМА


Для вещества типа МА величина Сг равна концентрации любого из продуктов гидролиза - реакции (1). Поэтому степень гидролиза может быть определена из соотношений вида:


=

Сг

=

Смон

.

СМА

Сма


Используя такие соотношения и выражение (2) для константы гидролиза, можно легко получить уравнение, связывающее степень и константу гидролиза.



1.2 Гидролиз солей слабых кислот и сильных оснований


Если соль образована слабой кислотой и сильным основанием, то реакцию гидролиза можно схематически изобразить так:


М+ + А - + Н2О НА + М+ + ОН-. (4)


Связывания иона гидроксония Н+ анионами слабой кислоты А - приводит нарушению равновесия реакции диссоциации воды


Н2О Н+ + ОН-


И появлению избыточной концентрации ОН-. При этом Сн+  Cон - и раствор имеет щелочную реакцию. Константа гидролиза реакции (4)


Кг=

СНА * Сон-

=

СНА * Сон-

(5)

СМ+ * СА-

СА-


Слабая кислота НА, получающаяся при гидролизе, диссоциирует, хотя и в малой степени, на ионы:


НА Н+ + А - (6)


В противном случае гидролиз шел бы до конца - вся соль превращалась бы в НА и МОН. Выразив константу диссоциации слабой кислоты - константу равновесия реакции (6) - следующим образом:


К кисл. =

СН. СА-

СНА


Можно определить через нее отношение


СНА

=

Сн+

(7)


СА

К кисл.


Подставив (7) в (5), получим


Кг=

Сн+ * Сон-

=

Кw

(8)

К кисл.

К кисл.


Константа гидролиза равна отношению ионного произведения воды к константе диссоциации слабой кислоты. Найдем степень гидролиза соли. Концентрация негидролизованной соли равна СМА (1 - )

. Негидролизованная соль в разбавленном растворе полностью диссоциирована на ионы и поэтому ее концентрация равна концентрации аниона


СМА - = СМА (1 - ). (9)


При гидролизе образуются эквивалентные количества молекул НА и ионов ОН-. Так как мы рассматриваем соль слабой кислоты, то НА диссоциированна в малой степени. Если пренебречь диссоциацией НА, то можно сказать что, Сон - = СНА. Молекула НА образуется из молекулы соли при гидролизе. Если гидролизовано СМА* молей, то


Сон - = СНА= СМА*. (10)


Подставив выражения (9) и (10) в уравнение (5), получим


Кг=

С2МА*2

=

СМА*2

(11)

С МА* (1-)

1-


Откуда


СМА*2 + Кг *  - Кг = 0 и

= - +


Второй корень уравнения не имеет физического символа, так как  не может быть меньше нуля.

Если степень гидролиза мала (  1), то 1-  1 и выражение (11) упрощается


Кг  С МА *2;   (12)

Из выражения (12) видно, что увеличение концентрации соли СМА приводит к уменьшению степени гидролиза. Разбавление раствора увеличивает степень гидролиза.

Подставив в уравнение (12) значения Кг из выражения (8), получим


 . (13)


Сравнение степени гидролиза растворов двух солей одинаковой концентрации дает


1 ; 2; и

=, (14)

так как (С МА) 1 = (С МА) 2


Степень гидролиза обратно пропорциональна корню квадратному из константы диссоциации слабой кислоты.

Используя выражение (10), можно записать


Сон+ * Сон - = Кw; Сон+ = =


Подставив сюда из выражения (13), получим


Сн+= = ;


После логарифмирования и перемены знаков


lg Сн+ = - ½ lg Кw - ½ lg Ккисл. + ½ lg Сма.


Но - lg Сн + = рН; подобные же обозначения можно употребить и для логарифмов констант равновесия.

Тогда


рН= ½ рКw + ½ рКкисл. + ½ lgСМА. (15)


Из выражения (15) видно, что рН растворов солей слабых кислот и сильных оснований растет с уменьшением константы диссоциации слабой кислоты и с ростом общей концентрации соли. Другими словами, щелочность раствора растет с уменьшением Ккисл. И с ростом СМА.


1.3 Гидролиз солей сильных кислот и слабых оснований


Реакцию гидролиза соли, образованной сильной кислотой и слабым основанием, схематически можно изобразить так:


М+ + А - + Н2О МОН + Н+ - , (16) и константа гидролиза

Кг = . (17)


Раствор имеет кислую реакцию (Сн+Сон-). Одним из продуктов гидролиза является слабое основание. Диссоциация слабого основания препятствует протеканию гидролиза до конца


МОН М+ + ОН - ;

К осн. = ,

Откуда . (18)


Подставив выражение (18) в (17), получим


Кг = .


Подобно выводу выражения (12), при гидролизе соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой


  . (19)


Как и в первом случае, увеличение концентрации соли в воде приводит к уменьшению степени гидролиза . Разбавление раствора увеличивает степень гидролиза. Подставив в уравнение (19) значение Кг, получим


  . (20)


Степень гидролиза соли обратно пропорциональна корню квадратному из константы диссоциации слабого основания. Рассматривая гидролиз соли слабого основания и сильной кислоты, получим выражение, аналогичное уравнению (15)


РН = ½ рКw - ½рКосн. - ½ lgСМА. (21)


Из выражения (21) видно, что рН уменьшается с уменьшением Косн. и с увеличением Сма, или кислотность раствора возрастает с уменьшением константы диссоциации слабого основания и с ростом общей концентрации соли.


Случайные файлы

Файл
85710.rtf
1367.rtf
109074.rtf
26832.rtf
144346.rtf




Чтобы не видеть здесь видео-рекламу достаточно стать зарегистрированным пользователем.
Чтобы не видеть никакую рекламу на сайте, нужно стать VIP-пользователем.
Это можно сделать совершенно бесплатно. Читайте подробности тут.