Вы вошли как ГостьПриветствую Вас, Гость
Главная » 2013 » Июль » 10 » 16. Гидролиз солей
15:47
16. Гидролиз солей

Для начала, вспомним, что все электролиты (вещества, с той или иной склонностью к распаду на ионы) подразделяются на сильные (Кд≈1, распад на ионы почти на 100%), слабые (Кд≈0, почти все молекулы не распадаются на ионы) и средней силы. Все соли это сильные электролиты. Многие основания – слабые электролиты; кислоты бывают разные по силе.

Для удобства использования, существуют таблицы, включающие в себя константы диссоциации слабых электролитов. Электролиты средней силы, обычно делят между слабыми и сильными (в этом случае, сильными считаются все электролиты, у кого более ≈ трети молекул представлены в виде ионов). Таким образом, соль может быть образованна сильнами кислотой и основанием, сильным основанием и слабой кислотой, сильной кислотой и слабым основанием, или, кислота и основание оба являются слабыми. Рассмотрим подробнее каждый из этих случаев.

Сильные, и кислота, и основание, в этом случае, при растворении получаем анионы сильной кислоты и катионы сильного основания. В воде всегда присутствуют в небольшом количестве протоны водорода и гидроксильные группа (их количество измеряется ионным произведением воды, которое зависит от температуры и наличия электрического поля в растворе). В случае встречи в растворе катионов и анионов соли с катионами водорода и гидроксильными группами, получаем сильную кислоту и сильное основание. Которые имеют высокие константы диссоциации и вновь распадаются на ионы. Взаимодействия воды и соли нет.

Слабая кислота и слабое основание. При растворении соли, она нацело распадается на иона, которые встречаются с катионами водорода и гидроксильными группами. При встречи, они попадают в поле притяжения друг друга и могут образовать молекулы. Внимание, это молекулы: слабого основания и слабой кислоты, значит, их константы диссоциации близки к нулю и распад обратно на ионы не происходит. Имеем реакцию гидролиза в полной мере. Как правило, в этом случае, гидроксид металла выпадает в осадок, а в воде остается раствор кислоты, представленный практически, одними молекулами. Кислота может постепенно испарятся, особенно, если гидролиз происходит при нагревании. Классический пример, гидролиз сульфида алюминия: Al2S3+6H2O2Al(OH)3+3H2S.

Слабая кислота и сильное основание. После диссоциации соли, получаем катионы металла, соответствующие сильному основанию, и анионы слабой кислоты. При встречи катионов металла с гидроксильными группами не происходит ни чего, так как основание диссоциирует обратно. А, при встречи аниона слабой кислоты с протоном водорода, получаем молекулу слабой кислоты, которая не склонна диссоциировать обратно. Следовательно, катионы водорода постепенно переходят в молекулы слабой кислоты и "оседают” в них. А гидроксильные группы остаются в растворе, в "свободном плавании”. Раствор насыщается гидроксильными группами и реакция становится щелочной. Гидролиз идет по (то есть, "за счет) аниону. Классический пример, раствор пищевой соды: NaHCO3+H2ONa++OH-+H2CO3.

Сильная кислота и слабое основание. В этом случае имеем обратную картину. В растворе остаются катионы водорода, а гидроксильные группы связываются в (как правило, плохо растворимое в воде) слабое основание. Реакция среды – кислая, гидролиз идет по катиону. Пример, сульфат меди ("медный купорос”): CuSO4+2H2OCu(OH)2+2H++SO42-.

Во всех этих примерах реакция среды никогда не будет тождественно равна 7. Кстати, реакция среды, то есть концентрация катионов водорода в растворе, выражается в единицах рН ("пи аш”), которые равны отрицательному десятичному логарифму молярной концентрации катионов водорода (pH=-lg[H+]). Если рН больше семи, тогда среда щелочная, если меньше семи, тогда кислая. Если рН равен семи, это нейтральная среда, свойственная дистиллированной воде при 25оС. Имея константу диссоциации данной кислоты или основания, и зная ее концентрацию в воде, можно легко найти рН среды. Для нахождения рН растворов солей, действуем аналогично, но учитываем какие свойства для данного раствора более характерны (иначе, кто сильнее: кислота или основание) и отнимает от них влияние второго компонента (компенсирующее часть Н+ или ОН-).

Для удобства применения, существует шкала рОН, это тоже самое, но считается для гидроксильных групп (pOH=-lg[OH-]). При этом сумма: рН+рОН=14, причем, для любого раствора. Разумеется, это упрощает расчет рН для щелочных растворов, так как там нет свободных катионов водорода совсем.

Приблизительно определить реакцию среды можно при помощи химических индикаторов, например, лакмусовой бумаги или универсального индикатора. При этом нужно помнить, что, чем шире диапазон работы данного индикатора, тем ниже его точность. Например, если первый индикатор предназначен для определения рН в интервале 3,5-4,5, то его точность ≈ 0,1 единиц рН. А если, второй индикатор работает в интервале 1,8-5,5, тогда его точность примерно равна 0,5 единиц рН. Универсальный бумажный индикатор охватывает диапазон от 1-11,5 рН. Его точность ≈ 1 единице рН. И так далее, для более точного определения рН применяют рН-метры и другие электронные приборы.

Категория: Фундамент | Просмотров: 1654 | Добавил: Chemadm | Теги: реакция среды, процессы растворения | Рейтинг: 4.7/20
Всего комментариев: 0
Добавлять комментарии могут только зарегистрированные пользователи.
[ Регистрация | Вход ]