Гидролиз солей

Гидролиз соли слабой кислоты и сильного основания, сильной кислоты и слабого основания, слабой кислоты и слабого основания. Количественные характеристики гидролиза. Подавление и усиление гидролиза солей. Факторы, влияющие на степень гидролиза.

Рубрика Химия
Вид реферат
Язык русский
Дата добавления 25.05.2016
Размер файла 73,9 K

Отправить свою хорошую работу в базу знаний просто. Используйте форму, расположенную ниже

Студенты, аспиранты, молодые ученые, использующие базу знаний в своей учебе и работе, будут вам очень благодарны.

Размещено на http://www.allbest.ru/

Введение

Гидролиз солей - это химическое взаимодействие ионов соли с ионами воды, приводящее к образованию слабого электролита.

Если рассматривать соль как продукт нейтрализации основания кислотой, то можно разделить соли на четыре группы, для каждой из которых гидролиз будет протекать по-своему.

Соль, образованная сильным основанием и сильной кислотой (KBr, NaCl, NaNO3), гидролизу подвергаться не будет, так как в этом случае слабый электролит не образуется. Реакция среды остается нейтральной.

1. Гидролиз солей

Гидролиз солей -- разновидность реакций гидролиза, обусловленного протеканием реакций ионного обмена в растворах (преимущественно, водных) растворимых солей-электролитов. Движущей силой процесса является взаимодействие ионов с водой, приводящее к образованию слабого электролита в ионном или (реже) молекулярном виде («связывание ионов»).

Различают обратимый и необратимый гидролиз солей:

1. Гидролиз соли слабой кислоты и сильного основания (гидролиз по аниону):

(1)

(2)

(раствор имеет слабощелочную среду, реакция протекает обратимо, гидролиз по второй ступени протекает в ничтожной степени)

2. Гидролиз соли сильной кислоты и слабого основания (гидролиз по катиону):

(3)

(4)

(раствор имеет слабокислую среду, реакция протекает обратимо, гидролиз по второй ступени протекает в ничтожной степени)

3. Гидролиз соли слабой кислоты и слабого основания:

(5)

(6)

(равновесие смещено в сторону продуктов, гидролиз протекает практически полностью, так как оба продукта реакции уходят из зоны реакции в виде осадка или газа).

4. Соль сильной кислоты и сильного основания не подвергается гидролизу, и раствор нейтрален.

1.1 Количественные характеристики гидролиза

Количественно гидролиз соли характеризуется степенью гидролиза h и константой гидролиза К.

Степень гидролиза. Показателем глубины протекания гидролиза является степень гидролиза. Доля вещества, подвергшегося гидролизу, называется степенью гидролиза:

(7)

где h - степень гидролиза;

п - количество прогидролизованных частиц;

N - общее число молекул вещества.

Степень гидролиза зависит от температуры, концентрации соли, константы гидролиза.

Константа гидролиза. Если представить уравнение гидролиза в общем виде:

МА + Н2О «HА + МОН, где МА - соль;

НА - кислота;

МОН - основание,

то константа равновесия этой реакции будет следующая:

(8)

Концентрация воды в разбавленном растворе и константа равновесия этого процесса -- величины постоянные. Произведение двух постоянных величин будет также величиной постоянной: К[Н2О]=Кг - это и будет константа гидролиза. Константа гидролиза для данной реакции равна:

(9)

Физический смысл константы гидролиза заключается в том, что она характеризует способность данной соли подвергаться гидролизу. Чем больше Кг,, тем в большей степени протекает гидролиз.

Кг зависит от природы соли и температуры.

1.2 Константа гидролиза

Константа гидролиза -- константа равновесия гидролитической реакции. Так константа гидролиза соли равна отношению произведения равновесных концентраций продуктов реакции гидролиза к равновесной концентрации соли с учетом стехиометрических коэффициентов.

В качестве примера ниже приводится вывод уравнения константы гидролиза соли, образованной слабой кислотой и сильным основанием:

(10)

(11)

Уравнение константы равновесия для данной реакции имеет вид:

или (12)

Так как концентрация молекул воды в растворе постоянна, то произведение двух постоянных можно заменить одной новой -- константой гидролиза:

(13)

Численное значение константы гидролиза получим, используя ионное произведение воды и константу диссоциации азотистой кислоты :

(14)

(15)

подставим в уравнение константы гидролиза:

(16)

В общем случае для соли, образованной слабой кислотой и сильным основанием:

(17)

где -- константа диссоциации слабой кислоты, образующейся при гидролизе

Для соли, образованной сильной кислотой и слабым основанием:

(18)

где -- константа диссоциации слабого основания, образующегося при гидролизе

Для соли, образованной слабой кислотой и слабым основанием:

гидролиз соль кислота основание

(19)

2. Подавление и усиление гидролиза солей

Гидролиз соли часто следует усиливать или ослаблять, в зависимости от технологических или аналитических целей. Например, получение многих кислых солей, таких как гидрокарбонат натрия, осуществляется практическим путем гидролиза средних солей, и степень гидролиза при этом следует повышать. Смещение равновесия гидролиза соли можно производить тремя способами:

1 повышение температуры раствора соли;

2 повышение концентрации раствора соли;

3 добавлением к раствору соли кислоты или щелочи, или другой гидролизующейся соли.

Повышение температуры усиливает гидролиз, что видно из выражения КГ, при нагревании КВ возрастает значительно в большей степени, чем Кдисс. Слабых кислот и оснований. Разбавление раствора повышает степень гидролиза во всех случаях, кроме солей, образованных двумя слабыми компонентами.

Разбавление раствора NН4СН3СОО в равной степени изменит все концентрации, т.е. не изменит величину дроби и не повлияет на смещение равновесия. Для усиления гидролиза солей слабых оснований следует добавлять щелочь, связывающую образующиеся ионы водорода. При добавлении щелочи происходит нейтрализация кислоты, т.е. гидролиз усиливается. Связать ионы Н+ можно также, солью сильного основания и слабой кислоты, например, Na2СО3, К3РО4. При этом ионы Н+ связываются в сложные анионы НСО3 , НРО4 2 или в молекулы слабых кислот. Для усиления гидролиза солей слабых кислот и сильных оснований следует добавлять кислоту для нейтрализации образующихся при гидролизе ионов ОН , эти ионы можно также связать в комплексные ионы [Со (ОН)] + , [AI (ОН)2] + или в нейтральные молекулы слабых оснований, действием на растворы гидролизующихся солей солями слабых оснований и сильных кислот. Ослабление гидролиза солей, дающих щелочную среду в растворе, производится добавлением щелочи.

2.1 Факторы, влияющие на степень гидролиза

Степень гидролиза зависит от:

ѕ температуры,

ѕ концентрации раствора,

ѕ природы растворяемого вещества

1 Гидролиз эндотермическая реакция, поэтому повышение температуры усиливает гидролиз.

2 Повышение концентрации ионов водорода ослабляет гидролиз, в случае гидролиза по катиону. Аналогично, повышение концентрации гидроксид-ионов ослабляет гидролиз, в случае гидролиза по аниону.

3 При разбавлении водой равновесие смещается в сторону протекания реакции, т.е. вправо, степень гидролиза возрастает.

4 Добавки посторонних веществ могут влиять на положение равновесия в том случае, когда эти вещества реагируют с одним из участников реакции. Так, при добавлении к раствору сульфата меди

2CuSO4 + 2H2O <=> (CuOH)2SO4 + H2SO4

раствора гидроксида натрия, содержащиеся в нем гидроксид-ионы будут взаимодействовать с ионами водорода. В результате их концентрация уменьшится, и, по принципу Ле Шателье, равновесие в системе сместится вправо, степень гидролиза возрастет. А если к тому же раствору добавить раствор сульфида натрия, то равновесие сместится не вправо, как можно было бы ожидать (взаимное усиление гидролиза) а наоборот, влево, из-за связывания ионов меди в практически нерастворимый сульфид меди.

5 5). Концентрация соли. Рассмотрение этого фактора приводит к парадоксальному выводу: равновесие в системе смещается вправо, в соответствии с принципом Ле Шателье, но степень гидролиза уменьшается.

Пример,

Al(NO3)3

Соль гидролизуется по катиону. Усилить гидролиз этой соли можно, если:

1 нагреть или разбавить раствор водой;

2 добавит раствор щёлочи (NaOH);

3 добавить раствор соли, гидролизующейся по аниону Nа2СО3;

4 Ослабить гидролиз этой соли можно, если:

5 растворение вести на холоде;

6 готовить как можно более концентрированный раствор Al(NO3)3;

7 добавить к раствору кислоту, например, HCl

2.2 Гидролиз солей многокислотных оснований и многоосновных кислот проходит ступенчато

Ранее мы рассмотрели гидролиз солей, образованных одноосновными кислотами и однокислотными основаниями. Продуктами гидролиза таких солей являются кислоты и основания.

Если соль образована слабой многоосновной кислотой или слабым многокислотным основанием, то гидролиз данной соли может протекать ступенчато. Число ступеней гидролиза зависит от основной слабой кислоты и кислотности слабого основания.

Рассмотрим гидролиз соли, образованной слабой многоосновной кислотой и сильным основанием. В водном растворе этих солей на первой ступени гидролиза образуется кислая соль вместо кислоты и сильное основание. Ступенчато гидролизуются соли K2SiO3, Na2SO3, Na2S, Na3PO4 и др., например, гидролиз Na2CO3 может быть изображен в виде уравнений.

1 Первая ступень:

Na2CO3 + Н2О - NaHCO3 + NaOH;

CO32- + H2O - НCO-3 + OH-.

Продуктами первой ступени гидролиза является кислая соль гидрокарбонат натрия NaHCO3 и гидроксид натрия NaOH.

2 Вторая ступень:

NaHCO3 + Н2О - Н2СО3 + NaOH;

HCO-3 + Н2О - Н2СО3 + ОН-.

Продуктами второй ступени гидролиза карбоната натрия Na2CO3 являются гидроксид натрия и слабая угольная кислота Н2СО3. Гидролиз по второй ступени протекает в значительно меньшей степени, чем по первой ступени. Среда раствора соли карбоната натрия Na2CO3 - щелочная (рН > 7), так как в растворе увеличивается концентрация гидроксид-ионов ОН.

Гидролиз солей трехосновных слабых кислот протекает по трем ступеням. В качестве примера приведем уравнения гидролиза фосфата натрия.

1 Первая ступень:

Na3РО4 + Н2О - Na2НРО4 + NaOH;

РО43- + Н2О - НРО42- + NaOH.

2 Вторая ступень:

Na2НРО4 + Н2О - NaH2PO4 + NaOH;

НРО42- + Н2О - H2PO-4 + ОН-.

3 Третья ступень:

NaH2PO4 + Н2О - Н3РО4 + NaOH;

Н2РО-4 + Н2О - Н3РО4 + ОН-.

Гидролиз по первой ступени происходит в значительно большей степени, чем по второй. По третьей ступени гидролиз фосфата натрия практически не идет.

Рассмотрим гидролиз соли, образованной слабым многокислотным основанием и сильной кислотой. В водных растворах таких солей на первой ступени образуется основная соль вместо основания и сильная кислота. Ступенчатому гидролизу подвергаются соли: MgSO4, FeCl3, FeCl2, ZnCl2 и др., например, гидролиз хлорида цинка ZnCl2 протекает по двум ступеням.

1 Первая ступень:

ZnCl2+ H2О - ZnOHCl + HC1;

Zn2+ + Н2О - (ZnOH)+ + Н+.

2 Вторая ступень:

ZnOHCl+ H2O - Zn(OH) 2 + HC1;

(ZnOH)+ + Н2О - Zn(OH)2 + H+.

Гидролиз соли идет по катиону, так как соль образована слабым основанием Zn(OH)2 и сильной кислотой НСl. Катионы цинка Zn2+ связывают гидроксид-ионы ОН- воды. На первой ступени образуется основная соль ZnOHCl и сильная кислота НСl. На второй ступени образуется слабое основание Zn(OH)2 и тоже сильная хлороводородная кислота. Гидролиз по первой ступени протекает значительно больше, чем по второй. В растворе увеличивается концентрация ионов водорода Н+ и реакция среды будет кислая (рН <7).

Заключение

Гидролиз - один из методов деструкции белков, в результате которого происходит разрыв пептидных связей белковой молекулы. Процесс идет с присоединением воды и образованием азотистых соединений. Гидролиз может быть полным или частичным в зависимости от способа расщепления.

Полный гидролиз белка может осуществиться только путем нагревания его при температуре более 100 градусов с разбавлением минеральными кислотами и щелочами. В этом случае получается смесь конечных продуктов гидролиза, включая свободные аминокислоты, полипептиды, аммиак, побочные продукты, образующиеся в результате разрушения аминокислот и их взаимопревращения, а также карамелизованные углеводы и др.

Список использованных источников

1. Глинка, Н.Л. Общая химия./ Н.Л. Глинка. - Л: Химия, 2000. - с. 249-255. 2. Глинка, Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии./

2. Н.Л. Глинка, - Л.: Химия, 1987. - с. 146-156. 3.

3. Задачи и упражнения по общей химии./ Б.И. Адамсон [и др.]. - М.: Высшая школа, 2004. - с. 255. 17 4.

4. Некрасов, Б.В. Основы общей химии./ Б.В. Некрасов. в 2-х то- мах - СПб.: ЛАНЬ 2003. 5. Фролов, В.В. Химия/ В.В.

5. Фролов. - М.: Высшая школа, 1986. - с. 204-208

Размещено на Allbest.ru


Подобные документы

  • Основные особенности гидролиза, который приводит к образованию слабого электролита. Характеристика гидролиза солей в водном растворе. Значение гидролиза в химическом преобразовании земной коры. Развитие гидролиза в народном хозяйстве и в жизни человека.

    конспект урока [124,7 K], добавлен 20.11.2011

  • Понятие гидролиза как реакции обменного разложения веществ водой; его роль в народном хозяйстве, повседневной жизни. Классификация солей в зависимости от основания и кислоты. Условия смещения реакций обратимого гидролиза согласно принципу Ле Шателье.

    презентация [411,8 K], добавлен 02.05.2014

  • Гидролиз как реакция обменного разложения веществ водой. Гидролиз углеводов, белков, аденозинтрифосфорной кислоты. Краткая классификация солей. Слабые кислоты и основания. Гидролиз неорганических соединений: карбидов, галогенидов, фосфидов, нитридов.

    презентация [463,7 K], добавлен 01.09.2014

  • Характеристика гидролиза солей. Виды реакций нейтрализации между слабыми и сильными кислотами и основаниями. Почвенный гидролиз солей и его значение в сельском хозяйстве. Буферная способность почвы: обмен катионов и анионов в процессе минерализации.

    контрольная работа [56,1 K], добавлен 22.07.2009

  • Расчетные методы определения рН. Примеры уравнений реакций гидролиза солей. Понятие и формулы расчета константы и степени гидролиза. Cмещение равновесия (вправо, влево) гидролиза. Диссоциация малорастворимых веществ и константа равновесия этого процесса.

    лекция [21,7 K], добавлен 22.04.2013

  • Гидролиз как реакция обменного разложения веществ водой. Гидролиз галогеналканов, сложных эфиров, дисахаридов, полисахаридов. Разложение веществ по аниону и катиону. Соли, образованные сильной кислотой и основанием. Способы усиления, подавления гидролиза.

    презентация [60,5 K], добавлен 19.11.2013

  • Электролитическая диссоциация в растворах. Сильные и слабые электролиты. Условия протекания ионных реакций. Кислоты и основания Брёнстеда-Лоури. Ионное произведение воды. Кислотно-основные равновесия. Кислоты и основания Льюиса. Гидролиз солей по аниону.

    лекция [941,2 K], добавлен 18.10.2013

Работы в архивах красиво оформлены согласно требованиям ВУЗов и содержат рисунки, диаграммы, формулы и т.д.
PPT, PPTX и PDF-файлы представлены только в архивах.
Рекомендуем скачать работу.