Тема 8 Гидролиз, ПР (Лекции Волчковой в Word (2008))

Гидролиз – результат поляризационного взаимодействия ионов соли с их гидратной оболочкой.

Соли - сильные электролиты:

КatАn  Кat^m+ + An^n-

Гидролиз:

К at^m+ + НOH  КatОН^(m-1)+ + H⁺

и ли

A n^n- + НОH  HAn^(n-1)- + OH^-

малодиссоциирующие изменение рН раствора

частицы

Ч ем заряд и радиус иона  сильнее взаимодействие с Н₂О  сильнее гидролиз.

Н_г  0 - эндотермический процесс.

Количественная характеристика гидролиза:

(для разбавленных растворов а = с)

Гидролиз – обратимый равновесный процесс

К_Г - константа гидролиза

С_i –равновесные концентрации

К_Г зависит от: природы реагентов и Т.

Т.к. Н_Г  0  с температуры К_Г 

выход продуктов гидролиза растет.

Применим закон разведения Оствальда:

CuSO₄

Cu(OH)₂ H₂SO₄

слабым сильной основанием кислотой

Na₂SO₃

NaOH H₂SO₃

сильным слабой

основанием кислотой

CuSO₃

Cu(OH)₂ H₂SO₃

слабым слабой

основанием кислотой

Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием (Na₂SO₄) – гидролизу не подвергаются.

Na₂SO₄  Na⁺ + SO₄^2-

NaOH H₂SO₄

Сильное основание сильная кислота

раствор нейтральный: рН  7.

Форма записи процесса гидролиза:

Д иссоциация соли: СН₃СООNa  CH₃COO^- + Na⁺

CH₃COOH NaOH

Слабая кислота сильное основание

Гидролиз – по слабому электролиту:

CH₃COO^- + НОН  CH₃COOH + ОН^-

^{выражение константы гидролиза}

Гидролиз многозарядных ионов протекает ступенчато (FeCl₃):

Fe³⁺ + НОН  FeОН²⁺ + Н⁺ - 1-я ступень;

FeОН²⁺ + НОН  Fe(ОН)₂⁺ + Н⁺ - 2-я ступень;

Fe(ОН)₂⁺ + НОН  Fe(ОН)₃ + Н⁺ - 3-я ступень

К_г1 К_г2  К_г3

AgNO₃  Ag⁺ + NO₃^-

AgОН HNO₃

слабое основание сильная кислота

Ag⁺ + НОН  AgОН + Н⁺.

кислая среда рН 7

-константа гидролиза

K_W

К_Д(AgOH) : AgOH  Ag⁺ + OH^-

- константа гидролиза по

катиону

Если К_Г (1-ой ступени)  К_Д (последней ступени)

Если К_Г (последней ступени)  К_Д (1-ой ступени)

Расчет рН гидролиза по катиону:

К_Г=К_W / К_{Д осн} С_Н+ = С_о  рН= - lgC_H+

Na₂S  Na⁺ + S^2-

Na₂S  2Na⁺ + S^2-

NaOH H₂S

сильное основание слабая кислота

Гидролиз по ступеням:

1cт.: S^2- + HOН  HS^- + ОН^

2ст.: HS^- + HOН  H₂S + ОН^

К_Г(1ст)  К_Г(2ст)

к_w

-константа гидролиза по аниону

К_{г 1}  К_{Д последней}

Расчет рН гидролиза по аниону:

К_Г=К_W /К_Д  С_ОН- =С_о  рН=14+ lgC_ОH-

NН₄СN, РbCO₃, Аl₂S₃

NН₄СN  NН₄⁺ + ОН^

Гидролиз:

СN^ + НОН  НСN + ОН^-

NН₄⁺ + НОН  NН₄ОН + Н⁺

NН₄⁺ + СN^ + Н₂О  NН₄ОН + НСN

К_Д(NH4OH)=1,7910^-5 > К_Д(НСN) =7,910^-10 

К онцентрация соли не влияет на  

Расчет рН гидролиза по катиону и аниону:

рН =7 – 1/2lgК_Д(к-ты) + 1/2lgК_Д(осн)

Если в результате гидролиза образуются труднорастворимые или газообразные вещества  гидролиз необратимым:

PbCO₃ + Н₂О  Pb(ОН)₂ + CO₂ 

Степень гидролиза ( ) увеличивается:

1 ) при температуры:

 Н_Г  0  с температуры  К_Г =² С₀ ;

2 ) с разбавлением раствора (концентрация );

3 ) при концентрации иона, определяющего среду

СN^- + НОН  НСN + ОН^-

НСl  Cl^- + H⁺

Задача Рассчитать К_Г,  и рН 0,01 М раствора К₂SО₃.

Решение Диссоциация сильного электролита К₂SО₃:

К₂SО₃  2К⁺ + SО₃^2

КОН Н₂SО₃

Сильное основание слабая кислота

Гидролиз по SО₃^2:

1-ая ступень: SО₃^2+ НОН  НSО₃^+ОН^

К_Г1 = = 1,5910^7

2-ая ступень: НSО₃^ + Н₂О  Н₂SО₃ + ОН^

К_Г2 = = 5,910^13 К_Г1  К_Г2

 = = = 410^3  1  расчет по приближенной формуле правомерен.

С_OH- = c₀ = 410^310^2 = 410^5

рН = 14 + lg С_OH- =14 - 4,4 = 9,6

Растворимость (C_Р): - количественная характеристика растворов

В насыщенных растворах сильных электролитов А_nB_m равновесие:

А_nB_m(тв)  n A^m+_{(нас.p-р)} + m B^n_{(нас.p-р)}

с_Р nс_Р mс_Р моль/л

- гетерогенный процесс

в насыщенных растворах произведение активностей - const

К = ПР_АnBm, т.к. а_АnВm(тв) = const

ПР_АnBm - произведение растворимости:

ПР зависит: от природы электролита и

растворителя, от температуры;

ПР не зависит от активностей ионов.

ПР^25С – приведены в таблице

● Пример: Ag₂CO_3(тв)  2Ag⁺_(р-р) + CO₃^2-_(р-р)

Если ( )  ПР_табл – осадок выпадает

Если ( )  ПР_табл – осадок не выпадает

ПР = = (_А ^m+n с_Р)ⁿ  (_B ^nm с_Р)^m=

=(_А ^m+)ⁿ (_B ^n)^m  nⁿ  m^m (с_Р)^n+m

• - растворимость

• труднорастворимого

сильного

электролита

если   1

● Задача. Определить с_Р MgF₂, в растворе, в котором (Mg²⁺) = 0,7, (F^-) = 0,96

Решение:

MgF₂  Mg²⁺ _{(нас.р-р)} + 2F^-_{(нас.р-р)}

ПР(MgF₂) = 410^-9 =

с_Р = моль/л

1) ионной силы раствора – введение растворимого электролита, не имеющего общих ионов

П Р = _Mg2+ с_Mg2+ _F-²с_F-²

С ионной силы раствора (I)  _i  с_Р

 чтобы при Т=const  ПР =const

2) от введения одноименного иона

MgF₂  Mg²⁺ _{(нас.р-р)} + 2F^-_{(нас.р-р)}

NaF  Na⁺ _(р-р) + F^-_(р-р)

с_F^-  равновесие смещается влево  с_Р

На этом явлении основано разделение элементов методом осаждения: растворимость СаСО₃ и МgСО₃ при введении в раствор хорошо растворимых К₂СО₃ или Nа₂СО₃  ионы жесткости Са²⁺ и Мg²⁺ удаляются из раствора.