166119 (624942), страница 5

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

Текст из файла (страница 5)

Отсюда следует, что введение в раствор слабого электролита одноименных ионов (т. е. ионов, одинаковых с одним из ионов электролита) уменьшает степень диссоциации этого электролита. Наоборот, уменьшение концентрации одного из ионов вызывает диссоциацию нового количества молекул. Например, при введении в раствор указанной кислоты гидроксид-ионов, связывающих ионы водорода, диссоциация кислоты возрастает.

Аналогично нарушается равновесие в случае малорастворимого электролита: всякий раз, как только произведение концентраций ионов малорастворимого электролита в растворе превысит, величину произведения растворимости, образуется осадок. Так, если к насыщенному раствору сульфата кальция добавить другой, хорошо растворимый электролит, содержащий общий с сульфатом кальция ион, например, сульфат калия, то вследствие увеличения концентрации ионов SO₄^2- равновесие сместится в сторону образования кристаллов CaSО₄; ионы Са²⁺ и SO₄^2- будут удаляться из раствора, образуя осадок. Процесс будет идти до тех пор, пока произведение концентраций этих ионов станет равно произведению растворимости CaSO₄. В итоге количество сульфата кальция в растворе уменьшится.

Таким образом, растворимость электролита уменьшается от введения в раствор одноименных ионов. Исключением являются те случаи, когда происходит связывание одного из находящихся в растворе ионов с вводимыми ионами в более сложные (комплексные) ионы.

На основании рассмотренных примеров можно сделать общий вывод.

Обязательным условием течения реакций между электролитами является удаление из раствора тех или иных ионов — например, вследствие образования слабо диссоциирующих веществ, или веществ, выделяющихся из раствора в виде осадка или газа. Иначе говоря, реакции в растворах электролитов всегда идут в сторону образования наименее диссоциированных или наименее растворимых веществ.

Из этого, в частности, следует, что сильные кислоты вытесняют слабые из растворов их солей. Например, при взаимодействии ацетата натрия с соляной кислотой реакция практически нацело протекает с образованием уксусной кислоты.

CH₃COONa + НС1 = СН₃СООН + NaCl

или в ионно-молекулярной форме:

СН₃СОО^- + H⁺ = СН₃СООН

Аналогично протекают реакции между сильными основаниями и солями слабых оснований. Например, при действии гидроксида натрия на сульфат железа (П) выделяется гидроксид железа(II)

FeSO₄+ 2NaOH = Na₂SO₄+ Fe(OH)₂↓

или в ионно-молекулярной форме:

Fe²⁺ + 2OH^- = Fe(OH)₂↓

Последняя реакция служит примером образования не только слабого, но и малорастворимого электролита.

С рассмотренной точки зрения становится ясным различие между реакциями нейтрализации сильной кислоты сильным основанием и случаями нейтрализации, когда хотя бы одно из исходных веществ — слабый электролит. При нейтрализации сильной кислоты сильным основанием в растворе образуется только один слабый электролит — вода. При этом равновесие сильно смещено вправо и реакция в этом случае доходит практически до конца

Н⁺ + OH^- ↔ Н₂О

При нейтрализации же слабой кислоты или слабого основания в растворе существуют, по крайней мере, два слабых электролита — вода и слабая кислота или слабое основание. Например, при нейтрализации уксусной кислоты сильным основанием в растворе устанавливаются два равновесия:

Н⁺ + СН₃СОО^- ↔ СН₃СООН

Н⁺ + ОН^- ↔ Н₂О

Ион водорода может, таким образом, связаться в молекулу уксусной кислоты или в молекулу воды. Ионы СН₃СОО^- и ОН^- как бы «конкурируют» друг с другом в связывании иона водорода. Поэтому в данном случае реакция нейтрализации доходит не до конца, а до состояния равновесия:

СН₃СООН + OH^- ↔ СН₃СОО^- + Н₂О

Однако это равновесие сильно смещено вправо, поскольку вода — значительно более слабый электролит, чем уксусная кислота, так что связывание ионов Н⁺ в молекулы воды происходит полнее, чем в молекулы уксусной кислоты.

При нейтрализации слабого основания — гидроксида аммония - сильной кислотой в растворе тоже устанавливаются два равновесия:

NH₄⁺ + OH^- ↔ NH₄OH

H⁺ + OH^- ↔ Н₂О

Здесь конкурируют ионы NH₄⁺ и H⁺, связывающие гидроксид-ионы в недиссоциированные молекулы. В результате и эта реакция доходит не до конца, а до состояния равновесия:

H⁺ + NH₄OH ↔ NH₄⁺ + Н₂О

Но поскольку вода — значительно более слабый электролит, чем NH₄OH, равновесие сильно смещено вправо.

Подобные процессы происходят и при реакциях, в ходе которых малорастворимое вещество превращается в растворимый, но слабо диссоциирующий продукт. К таким реакциям относится, например, растворение сульфидов некоторых металлов в соляной кислоте. Так, взаимодействие сульфида марганца с соляной кислотой выражается уравнением

MnS(к) + 2НСl =MnCl₂ + H₂S

или

MnS(к) + 2Н⁺ =Mn²⁺ + H₂S

Присутствие в числе исходных веществ малорастворимого электролита (MnS), при образовании которого связываются ионы S^2-, обусловливает протекание реакции влево. С другой стороны, при образовании слабого электролита (H₂S) также связываются ионы S^2-, что способствует протеканию реакции вправо. Таким образом, ионы S^2- участвуют в двух конкурирующих процессах, приводящих к установлению двух равновесий:

S^2- + Mn²⁺ ↔ MnS(к)

и

S^2- + 2Н⁺ ↔ H₂S

Направление рассматриваемой реакции зависит от того, какое из двух веществ — H₂S или MnS — в большей степени связывает ионы S^2-. Суммарная константа диссоциации сероводорода К = К₁ К₂ = 6∙10^-22; произведение же растворимости MnS равно 2,5∙10^-10 . Отсюда ясно, что связывание ионов S^2- в молекулы сероводорода происходит полнее, чем в MnS. Поэтому рассматриваемая реакция протекает вправо — сульфид марганца растворяется в соляной кислоте.

Аналогичные два равновесия устанавливаются в системе соляная кислота — сульфид меди(II). Но произведение растворимости CuS очень мало, оно равно 6∙10^-36. Поэтому связывание ионов S^2- в CuS происходит полнее, чем в молекулы сероводорода, и равновесие в системе

CuS(к) + 2HC1 ↔ CuCl₂ + Н₂S

смещено влево; сульфид меди(II) нерастворим в соляной кислоте.

Рассмотренные закономерности позволяют понять поведение амфотерных гидроксидов. Так, равновесие между осадком гидроксида цинка и раствором нарушается при добавлении как кислоты, так и щелочи. В этом случае равновесие можно записать в форме:

2Н⁺ + ZnO₂^2- ↔ Zn(OH)₂ ↔ Zn²⁺ + 2OH^-

раствор

↕

Zn(OH)₂

осадок

При добавлении к гидроксиду цинка кислоты возрастает концентрация ионов водорода. Произведение [Н⁺][ОН^-] становится больше ионного произведения воды — идет процесс образования молекул Н₂О из ионов; при этом нарушается равновесие и в системе Zn(OH)₂. Согласно принципу Ле Шателье, вследствие возрастания концентрации ионов Н⁺ и расхода ионов ОН^-, диссоциация Zn(OH)₂ по типу кислоты подавляется, а по типу основания усиливается. В итоге осадок Zn(OH)₂ растворяется и образуется соль, в которой цинк является катионом. Например, в случае соляной кислоты пойдет реакция:

Zn(OH)₂+ 2HC1= ZnСl₂ + H₂O

При добавлении к гидроксиду цинка щелочи возрастает концентрация ионов ОН^-: в этом случае процесс идет в направлении связывания ионов водорода. Равновесие в системе нарушается, но теперь преобладает диссоциация Zn(OH)₂ по типу кислоты. В итоге осадок Zn(OH)₂ растворяется и образуется соль, в которой цинк входит в состав аниона. Например, при добавлении NaOH идет реакция:

Zn(OH)₂ + 2NaOH = Na₂ZnО₂ + 2H₂O

В обоих случаях процесс возможен и протекает потому, что связывание ионов Н⁺ и ОН^- в молекулы воды происходит в большей степени, чем в молекулы Zn(OH)₂.

2.10 Гидролиз солей

Гидролизом называется взаимодействие вещества с водой, при котором составные части вещества соединяются с составными частями воды. Примером гидролиза может служить взаимодействие хлорида фосфора(III) РС1₃ с водой. В результате этой реакции образуются фосфористая кислота Н₃РО₃ и соляная кислота:

РС1₃ + ЗН₂О = Н₃РО₃ + ЗНС1

Гидролизу подвержены соединения различных классов. Мы рассмотрим один из важнейших его случаев — гидролиз солей.

В случае реакций нейтрализации, в которых участвуют слабые кислоты и основания, реакции протекают не до конца. Значит 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 слабым основанием, или слабой кислотой и сильным основанием, или слабым основанием и сильной кислотой. Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием, гидролизу не подвергаются; нейтрализация в этом случае сводится к процессу

Н⁺+ ОН^- = Н₂О

А обратная реакция — диссоциация молекулы воды на ионы— протекает в ничтожно малой степени.

Рассмотрим гидролиз соли, образованной одноосновной кислотой и одновалентным металлом. В качестве примера возьмем ацетат натрия — соль слабой кислоты и сильного основания. Уравнение гидролиза этой соли имеет вид

CH₃COONa + Н₂О ↔ СН₃СООН + NaOH

или

CH₃COO^- + Н₂О ↔ СН₃СООН + ОН^-

Уравнение показывает, что в данном случае гидролизу подвергается анион соли и что реакция сопровождается образованием ионов ОН^-. Но поскольку ионное произведение воды [Н⁺] [ОН^-] — величина постоянная, то при накоплении ионов ОН^- концентрация ионов водорода уменьшается. Следовательно, растворы солей, образованных слабой кислотой и сильным основанием, имеют щелочную реакцию.

Аналогично в случае соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой, гидролизу подвергается катион соли и реакция сопровождается образованием ионов Н⁺, например

NH₄C1 + Н₂О ↔ NH₄OH + НС1

или

NH₄⁺ + Н₂О ↔ NH₄OH + Н⁺

Накопление ионов Н⁺ приводит к уменьшению концентрации ионов ОН⁺. Таким образом, растворы солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой, имеют кислую реакцию.

В рассмотренных случаях гидролизу подвергается не все количество находящейся в растворе соли, а только часть его. Иначе говоря, в растворе устанавливается равновесие между солью и образующими ее кислотой и основанием. Доля вещества, подвергающаяся гидролизу, — степень гидролиза — зависит от константы этого равновесия, а также от температуры и от концентрации соли.

Запишем уравнение гидролиза в общем виде. Пусть НА — кислота, МОН — основание, МА — образованная ими соль. Тогда уравнение гидролиза будет иметь вид:

МА + Н2О ↔ НА + МОН

Этому равновесию отвечает константа:

К = [НА] [МОН]

[МА] [Н₂О]

Концентрация воды в разбавленных растворах представляет собою практически постоянную величину. Обозначая

К[Н₂О] = К_г

получим:

К = [НА] [МОН]

[МА]

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

Для случая соли, образованной слабой кислотой и сильным основанием, константа гидролиза связана с константой диссоциации кислоты К_кисл зависимостью:

К_г = К_Н2О

К_кисл

Это уравнение показывает, что Кг тем больше, чем меньше К_кисл. Иными словами, чем слабее кислота, тем в большей степени подвергаются гидролизу ее соли.

Для солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой, аналогичное соотношение связывает константу гидролиза константой диссоциации основания K_осн:

К_г = К_Н2О

К_осн

Поэтому, чем слабее основание, тем в большей степени подвергаются гидролизу образованные им соли.

Для солей, образованных слабой кислотой и слабым основанием, константа гидролиза связана с константами диссоциации кислоты и основания следующим соотношением:

К_г = К_Н2О

К_кислК_осн

Степень гидролиза определяется природой соли, ее концентрацией и температурой. Природа соли проявляется в величине константы гидролиза. Зависимость от концентрации выражается в том, что с разбавлением раствора степень гидролиза увеличивается. В самом деле, пусть мы имеем, например, раствор цианида калия. В нем устанавливается равновесие

КСN + Н₂О ↔ HCN + KOH

которому отвечает константа

К_г = [НСN] [KOH]

[KCN]

Разбавим раствор в 10 раз. В первый момент концентрации всех веществ —KCN, HCN и КОН—уменьшаются в 10 раз. Вследствие этого числитель правой части уравнения константы гидролиза уменьшится в 100 раз, а знаменатель только в 10 раз. Но константа гидролиза, как всякая константа равновесия, не зависит от концентраций веществ. Поэтому равновесие в растворе нарушится. Для того чтобы оно вновь установилось, числитель дроби должен возрасти, а знаменатель — уменьшиться, т.е. некоторое количество соли должно дополнительно гидролизоваться. В результате этого концентрации HCN и КОН возрастут, а концентрация

KCN — уменьшится. Таким образом, степень гидролиза соли увеличится.

Влияние температуры на степень гидролиза вытекает из принципа Ле Шателье. Все реакции нейтрализации протекают с выделением теплоты, а гидролиз с поглощением теплоты. Поскольку выход эндотермических реакций с ростом температуры увеличивается, то и степень гидролиза растет с повышением температуры.

Из сказанного ясно, что для ослабления гидролиза растворы следует хранить концентрированными и при низких температурах. Кроме того, подавлению гидролиза способствует подкисление (в случае солей, образованных сильной кислотой и, слабым основанием) или подщелачивание (для солей, образованных сильным основанием и слабой кислотой) раствора.

Характеристики

Список файлов курсовой работы