les17 (1154139)

Просмтор этого файла доступен только зарегистрированным пользователям. Но у нас супер быстрая регистрация: достаточно только электронной почты!

Текст из файла

Лекция 17Гидролиз солей. Малорастворимые электролитыПлан лекции1. Гидролиз солей.2. Количественные характеристики процесса гидролиза.3. Гидролиз по катиону и аниону.4. Расчет рН растворов солей.5. Малорастворимые сильные электролиты6. Произведение растворимостиГидролиз солей - реакции обмена между молекулами воды и ионами соли собразованием слабых электролитов.Все соли можно разделить на 4 типа:1) Соли, образованные сильными кислотами и слабыми основаниями – гидролизпо катиону (NH4Cl, AgNO3, AlBr3, CuSO4 и т. д.)Например: Ag+ + НОН  AgОН + Н+ - кислая среда рН < 7.2) Соли, образованные слабыми кислотами и сильными основаниями - гидролизпо аниону (К2SiO3, Na2S, Ba(СН3СОО)2 и т.

д.)Например: гидролиз по ступеням:1cт.: S2- + HOН  HS- + ОН ;2ст.: HS- + HOН  H2S + ОН - основная среда рН > 7.3) Соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой - гидролиз поаниону и по катиону (NН4СN, РbCO3, Аl2S3 и т.д.)Например: NН4СN  NН4+ + CN.Гидролиз по аниону: СN + НОН  НСN + ОН- ;по катиону: NН4+ + НОН  NН4ОН + Н+ ;суммарно: NН4+ + СN + Н2О  NН4ОН + НСN .Среда слабоосновная,или слабокислая, или нейтральная(здесь – слабоосновная, т.к. СNгидролизуется сильнее).Если в результате гидролиза образуются малорастворимые или газообразныевещества, то гидролиз необратимый:PbCO3 + Н2О  Pb(ОН)2 + CO2 4) Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием, – гидролизуне подвергаются (Na2SO4, KI, NaВr, СsCl, RbNО3 и т.

д.)Раствор нейтральный: рН  7.Гидролиз многозарядных ионов протекает ступенчато: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 ступеньПри комнатных температурах гидролиз идет преимущественно по 1-ой ступени.Смещение гидролитического равновесия в сторону усиления гидролиза: разбавление (увеличение концентрации Н2О), повышение температуры (эндотермическая реакция ΔНГ>0), удаление продуктов гидролиза из сферы реакции (связывание ионов Н+ иОН-).Например, при сильном разбавлении раствора, при нагревании или добавленииоснований равновесие гидролиза иона железа (III) смещается вправо и гидролизможет идти вплоть до выпадения осадка малорастворимого Fe(ОН)3.Количественные характеристики гидролиза.Константа гидролиза КГ – константа гидролитического равновесия реакцииAg+ + НОН  AgОН + Н+.KГ С AgOH  C H -константа гидролиза (для разбавленных растворов а =с)C Ag KГ С AgOH  C H C Ag KВС AgOH  C H   COH C Ag   COH КД(AgOH) : AgOH  Ag+ + OH-KГ KВK ДAgOH (продукта)- константа гидролиза покатионуДля процесса гидролиза по ступеням:1cт.: S2- + HOН  HS- + ОН основная среда,2ст.: HS- + HOН  H2S + ОН рН > 7.Для 1-й стадии:K Г1 СHS   COH CSСHS   COH   CH C2S2 CH , откудаKВКВКВK ДHS К продукта К Д 2 H 2 SK Г1 КГ(1ст)=10-14/10-14=1Для 2-й стадии:KГ2 СHKГ 2 2S COH C НS KВK ДH2SСH COH   C H 2SCКВК продуктаНS CH , откудаКВК Д 1H 2 SКГ(2ст)=10-14/1,1.10-7= КГ(2ст)=10-14/1,1.10-7 =9,1.10-8Нетрудно видеть, что КГ(1ст)  КГ(2ст).Если соль образована слабым основанием и слабой кислотой, тоКГ = КВ/КДК..КДОгде КДК и КДО - константы диссоциации слабой кислоты и слабого основания продуктов гидролиза.Степень гидролиза : отношение концентрации гидролизованных ионов соли кобщей концентрации ионов, подвергающихся гидролизу.cГсо,сГ - равновесная концентрация гидролизованных ионов;с0 - исходная концентрация ионов соли, подвергающихся гидролизу.По определению, всегда  < 1.Связь степени гидролиза  с константой гидролиза КГ(аналогично закону Оствальда ):КГ = 2с0 /(1 - )Если  << 1, то КГ  2с0и   K Г / с0 .Вывод: с уменьшением концентрации гидролизующейся соли степеньгидролиза (то есть глубина его протекания) увеличивается.Константа гидролиза (как и любая константа равновесия) зависит: от природы реагентов, от температуры, так как гидролиз - процесс эндотермический (НГ < 0) ис ростом температуры КГ увеличивается.Расчет рН растворов солей с гидролизом по аниону:Задача.

Рассчитать КГ,  и рН 0,01 М раствора К2SО3, учитывая 1-ю ступень.Решение. Диссоциация сильного электролита К2SО3:со2сосо+К2SО3  2К + SО32Гидролиз по SО32:1-ая ступень: SО32+ НОН  НSО3+ ОНKВKВКГ1 = KK Д 2HДHSO32-ая ступень:НSО3KВКГ2 = KД 1H2 SO32 SO3+ Н2О  Н2SО3 + ОН1014131.7 102 = 5,910 ; КГ1  КГ21-й способcисходccравн101476.3 108 = 1,5910SO32соxсо - xНSO30xx HSO3   OH  x xK Г1 (*) с0  x SO32 OН0xxx = [ОН-]  pOH  pHx = [ОН-] = 4105; pOH = -lg[ОН-] = 4,4; pH = 14 -4,4 = 9,6.Обратная задача. Зная рН раствора, рассчитать его концентрацию c0.Алгоритм решения: pH  pOH; x = 10-рОН в (*) со)2-й способПо определению:  = cГ/c0= [OH]/c0  [OH] = c0рН = 14 – рОН = 14 + lg [OH] = 14 + lg c0а)  - по строгой формуле;б)  - по приближенной формуле (если КГ10-4): ≈K Г / с0 = 1.59  107 /102 = 4103  1 расчет по приближенной формуле правомерен.[OH] = c0 = 4103102 = 4105.рН = 14 + lg [OH] =14 - 4,4 = 9,6.КГ=КВ /КД   КГ сОН- =со  рН=14+ lgСоK Г  с0 -Приближенный расчет рН растворов гидролизующихся солей по катиону:КГ=КВ / КД осн  КГСосН+ = со  рН= - lgЕсли гидролиз идет по катиону и аниону:то концентрация соли не влияет на  __________.+гдеКГ = КВ/КДК КДО ; [H ]= √ КВ.КДК/КДО .K Г  с0  KГрН =0,5(pKВ + 1/2lgКД(к-ты) -1/2lgКД(осн))Малорастворимые электролитыНапомним:РастворимостьCР - концентрация насыщенного раствораэлектролита при данной температуреВнасыщенных растворахсильныхэлектролитовАnBmустанавливается равновесие между твердой фазой и ионами в р-ре:АnBm(тв)  n Am+(нас.p-р) + m Bn(нас.p-р)сР  nсРmсР моль/лK  a Am   a B n nв насыщенных растворах произведениеактивностей - constmК = ПРАnBm, т.к.

аАnВm(тв) = constПРАnBm - произведение растворимостиПроизведение активностей ионов, содержащихся в насыщенном раствореэлектролита, в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам,есть величина постоянная при данной температуре и называетсяпроизведением растворимостей.ПР зависит: от природы электролита, от температуры;ПР не зависит от активностей ионов.Имеет практическое значение для малорастворимых соединений, когда   1 иа ≈ с. ПР25С таких малорастворимых электролитов табулированы.● Пример: Ag2SO4(тв)  2Ag+(р-р) + SO42-(р-р)ПР  a 2 Ag   aSO 2  7, 7 105 при 298К4Условие выпадения осадка малорастворимого вещества из раствора:Если ( a AmЕсли ( a Amnn a B n a B nmm)  ПРтабл – осадок выпадает.)  ПРтабл – осадок не выпадает.Пример.

Можно ли приготовить раствор Са(ОН)2 концентрации с=2.10-3 моль/л,если ПР Са(ОН)2 = 6.10-6Решение. Са(ОН)2  Са2+ + 2ОН1)Рассчитаем ионную силу раствора:I = ½(cCa2+ z2Ca2+ + cOH-z2OH-) = 8.10-3;2)По правилу ионной силы определим коэффициенты активности из таблицы:Са2+≈ 0,61 ОН-≈ 0,933)Рассчитаем произведение активностей ПА в растворе требуемойконцентрации:ПА = аСа2+(аОН-)2 = 0,61.2.10-3(0,93.4.10-3)2 = 1,69.10-8ВЫВОД: ПА  ПРтабл  раствор заданной концентрации можно приготовить.Зная ПР, легко рассчитать растворимость сР и наоборот:АnBm(тв)  n Am+(нас.p-р) + m Bn(нас.p-р)сР  nсРmсР моль/лПР = a Am  a B n = (А m+n сР)n  (B nm сР)m==(А m+)n (B n)m  nn  mm (сР)n+mnC P  nmmПР( Am  ) n  ( B n  ) m  n n  m mрастворимость малорастворимого сильного электролита.если   1,сP  nm ПР / n n  m mЗадача.

Определить сР 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 = a Mg 2  a F сР =324  10 9 3 1,55  10 9  0,54  10 2 моль/л.220,7  0,96  2  1Растворимость СР зависит от:1) ионной силы раствора – введение растворимого электролита, не имеющегообщих ионов(напр.NaCl)ПР = Mg2+ сMg2+ F-2сF-2С ростом ионной силы раствора (I)  i  сР увеличивается. так как при Т=const  ПР =const2) введения одноименного ионаMgF2  Mg2+ (нас.р-р) + 2F-(нас.р-р)NaF  Na+ (р-р) + F-(р-р)сF - равновесие смещается влево  сРНа этом явлении основано разделение элементов методом осаждения:растворимость СаСО3 и МgСО3 падает при введении в раствор хорошорастворимых К2СО3 или Nа2СО3  ионы жесткости Са2+ и Мg2+ удаляются израствора.3) Повышение ср при образовании комплексов:KCl + AgNO3 = KNO3 + AgCl↓AgCl↓ + KCl = K[AgCl2]- хорошо растворим.РАВНОВЕСИЯ В РАСТВОРАХ КОМПЛЕКСНЫХ СОЕДИНЕНИЙКомплексные соединения диссоциируют в растворахэлектролиты на внешнюю и внутреннюю сферы (комплексы).каксильныеСu(NН3)4SО4  Сu(NН3)42+ + SО42К2Zn(CN)4  2K+ + Zn(CN)42Комплексы (комплексные ионы) диссоциируют как слабые электролиты.Диссоциация - многоступенчатая:Cu(NH3)42+  Cu(NH3)32+ + NH3К12+2+Cu(NH3)3  Cu(NH3)2 + NH3К22+2+Cu(NH3)2  Cu(NH3) + NH3К32+2+Cu(NH3)  Cu + NH3К4_________________________________________Cu(NH3)42+  Cu2+ + 4 NH3КНКонстанта суммарной реакции КН - константа нестойкости,произведению констант диссоциации по отдельным ступенямКН = К1К2К3К4.KH 4aCu2  aNH3a[Cu ( NH ) ]23 4равнаCu 2   NH 3  2,14 10132при 298К[Cu( NH 3 )4 ] 4В растворах прочных комплексов концентрация ионов комплексообразователямала.В общем виде для диссоциации комплекса МХnz  Мn+ + nXmKH a M n   a Xn ma[ MXn]Zz - заряд комплекса; n+ - заряд комплексообразователя; m - заряд лиганда.Константа обратного процесса, т.

е. процесса образования комплекса,называется константой устойчивости.КУ = 1/КН.Чем ниже константа нестойкости комплекса и чем выше константаустойчивости, тем прочнее комплекс.Константы нестойкости КН и устойчивости КУ зависят от природылигандов и комплексообразователя, а также от значения координационногочисла.Пример. Определите концентрацию ионов Cu2+ в 0,05 М раствореСu(NН3)4SО4: а) в отсутствие избытка лигандов; б) при концентрации аммиакаNH3 0,1 моль/лРешение.а) Сu(NН3)4SО4  Сu(NН3)42+ + SО420,05 0,050,052+2+Cu(NH3)4  Cu + 4 NH3КН=2,14.10-130,05 – хх4х.4.4КН= х (4х) /(0,05-х)≈ х (4х) /0,05=2,14.10-13х =[Cu2+]=5,4.10-4 моль/л(т.к.КН очень мало, можно пренебречь х по сравнению с 0,05)б) при избытке NH3 вместо 4х  0,1КН=х.(0,1)4/0,05= 2,14.10-13.Откуда х =[Cu2+]≈10-10 моль/л, то есть на 5-6 порядковменьше!.

Характеристики

Тип файла PDF

PDF-формат наиболее широко используется для просмотра любого типа файлов на любом устройстве. В него можно сохранить документ, таблицы, презентацию, текст, чертежи, вычисления, графики и всё остальное, что можно показать на экране любого устройства. Именно его лучше всего использовать для печати.

Например, если Вам нужно распечатать чертёж из автокада, Вы сохраните чертёж на флешку, но будет ли автокад в пункте печати? А если будет, то нужная версия с нужными библиотеками? Именно для этого и нужен формат PDF - в нём точно будет показано верно вне зависимости от того, в какой программе создали PDF-файл и есть ли нужная программа для его просмотра.

Список файлов лекций