165742 (Гидролиз солей. Особенности почвенного гидролиза)

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

К_W = C_Н+. С_ОН ^- ₌ 10^-14.

1.1 Характеристики гидролиза

Р ассмотрим 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

Н ₂О 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. Н айдем степень гидролиза соли. Концентрация негидролизованной соли равна С_МА (1 - )

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

С_МА ^- = С_МА (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 ^- = С_НА. Молекула НА образуется из молекулы соли при гидролизе. Если гидролизовано С_МА* молей, то

Сон ^- = С_НА= С_МА*. (10)

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

Кг=	С2МА*2	=	СМА*2	(11)
	С МА* (1-)		1-

Откуда

С_МА*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 С_МА 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 lgС_МА. (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 С_МА.

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⁺ +А ^{- ,} (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

М ОН 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.

1.4 Гидролиз солей слабых кислот и слабых оснований

Особенно глубоко протекает гидролиз солей, образованных слабой кислотой и слабым основанием. Реакция гидролиза:

М ⁺ + А ^- + Н²О МОН + НА. (22)

Продукты гидролиза все те же, хотя и слабо, диссоциированы на ионы, вследствие чего гидролиз не доходит до конца. Слабая щелочь диссоциирует следующим образом: