Гидролиз солей. Особенности почвенного гидролиза
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.
| Рубрика | Химия |
| Вид | контрольная работа |
| Язык | русский |
| Дата добавления | 22.07.2009 |
| Размер файла | 56,1 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.
17
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
КW = CН+. СОН - = 10-14.
1.1 Характеристики гидролиза
Рассмотрим 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
Н2О 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. Найдем степень гидролиза соли. Концентрация негидролизованной соли равна СМА (1 - ) . Негидролизованная соль в разбавленном растворе полностью диссоциирована на ионы и поэтому ее концентрация равна концентрации аниона
СМА - = СМА (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 - = СНА. Молекула НА образуется из молекулы соли при гидролизе. Если гидролизовано СМА* молей, то
Сон - = СНА= СМА*. (10)
Подставив выражения (9) и (10) в уравнение (5), получим
|
Кг= |
С2МА*2 |
= |
СМА*2 |
(11) |
|
|
С МА* (1-) |
1- |
Откуда
СМА*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 СМА 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+ = - Ѕ lg Кw - Ѕ lg Ккисл. + Ѕ lg Сма.
Но - lg Сн + = рН; подобные же обозначения можно употребить и для логарифмов констант равновесия.
Тогда
рН= Ѕ рКw + Ѕ рКкисл. + Ѕ lgСМА. (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 СМА.
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
МОН 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 = Ѕ рКw - ЅрКосн. - Ѕ 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:
МОН М + +ОН-
Косн. =, Откуда (23).
Слабая кислота диссоциирует так:
НА Н+ + А- ,
Ккисл. = ,
Откуда . (24)
Подставляя выражения (24) и (23) в (22), получим
Кг = . (25)
Если общая концентрация соли СМА, а степень гидролиза , то концентрация негидролизованной соли См+ = СА - = Сма (1-). Соответственно СНА= Смон= СМА* .
Поэтому из выражения (22) можно получить
Кг=,
или
и = . (26)
Из выражения (26) видно, что при гидролизе соли слабого основания и слабой кислоты степень гидролиза не зависит в первом приближении от общей концентрации соли. Если степень гидролиза мала, т.е. 1, то 1 - X 1 и выражение (26) упрощается
Из выражения (24) получим, принимая во внимание уравнения (25) и (26)
Сн+ = Ккисл. = Ккисл. =
Ккисл .
После логарифмирования и перемены знаков
рН= ЅрКw + ЅрКкисл. - ЅрКосн. (27)
Из выражения (27) видно, что если константы диссоциации слабой кислоты и слабого основания одинаковы (Ккисл. = Косн), то рН= Ѕ рКw. Это означает, что раствор имеет нейтральную реакцию, несмотря на гидролиз. Действительно, в этом случае рН=-lgСн+ = - Ѕ lgКw, или Сн+ == (10-14) Ѕ=10-7 Из выражения (27) далее видно, что если Ккисл. Коснов., то рН ЅрКw, т.е. рН 7 и раствор имеет кислую реакцию. Если Ккисл. Коснов., то раствор имеет щелочную реакцию и рН 7.
1.5 Гидролиз солей многоосновных кислот и оснований
Рассмотрим теперь гидролиз солей, образованных слабой многоосновной кислотой или слабым основанием многовалентного металла. Гидролиз таких солей протекает ступенчато. Так, первая ступень гидролиза карбоната натрия протекает согласно уравнению
Nа2СО
Nа2СО3 + Н2О NаНСО3 + NаОН, или в ионно-молекулярной форме:
+ Н2О НСО3 - + ОН-.
Образовавшаяся кислая соль в свою очередь подвергается гидролизу (вторая ступень гидролиза)
NаНСО3 + Н2О Nа2СО3 + NаОН, Или НСО3 - + Н2О Nа2СО3 + ОН-.
Как видно, при гидролизе по первой ступени образуется ион НСО3-, диссоциация которого характеризуется второй константой диссоциации угольной кислоты
НСО3- Н+ +;
К2, кисл. =
При гидролизе по второй ступени образуется угольная кислота, диссоциацию которой характеризует первая константа ее диссоциации
НСО3 Н+ +Н;
К1, кисл. = .
Поэтому константа гидролиза по первой ступени
Кг,1=
связана со второй константой диссоциации кислоты, в константа гидролиза по второй ступени
Кг,2=
с первой константой диссоциации кислоты. Эта связь выражается соотношениями:
Кг,1= Кг,2= .
Поскольку первая константа диссоциации кислоты всегда больше второй, то константа гидролиза по первой ступени всегда больше, чем константа гидролиза по второй ступени: Кг,1 Кг,2. По этой причине гидролиз по первой ступени всегда протекает в большей степени, чем по второй. Кроме того, ионы, образующиеся при гидролизе по первой ступени (в нашем примере - ионы ОН -), способствуют смещению равновесия второй ступени влево, т.е. также подавляют гидролиз по второй ступени.
Аналогично происходит гидролиз солей, образованных слабым основанием многовалентного металла. Например, гидролиз CuCl2, который по первой ступени протекает с образованием гидроксохлорида меди
CuCl2 + Н2О CuОНCl +НСl или в ионно-молекулярной форме
Cu2+ + Н2О CuОН+ + Н+.
Гидролиз по второй ступени происходит в ничтожно малой степени:
CuОНCl+ + Н2О Cu (ОН) 2 + НСl Или CuОН+ + Н2О Cu (ОН) 2 + Н.
Примером гидролиза солей многоосновных слабых кислот и слабых оснований может служить гидролиз ацетата алюминия, протекающий до основных солей - гидроксоацетата дигидроксоацетата алюминия:
Аl (СН3СОО) 3+ Н2О Аl (ОН) (СН3СОО) 2+ СН3СООН;
Аl (ОН) (СН3СОО) 2 + Н2О Аl (ОН) 2 (СН3СОО) + СН3СООН.
Рассмотрим для данного случая отдельно гидролиз катиона и гидролиз аниона. Эти процессы выражаются ионно-молекулярными уравнениями:
Аl3++ Н2О АlОН2 +Н+; СН3СОО - + Н2О СН3СООН +ОН - .
Итак, при гидролизе катиона образуются ионы Н+, а при гидролизе аниона - ионы ОН-. Эти ионы не могут в значительных концентрациях сосуществовать; они соединяются, образуя молекулы воды. Это приводит к смещению равновесия вправо. Иначе говоря, гидролиз катиона и гидролиз аниона в этом случае усиливают друг друга. Если кислота и основание, образующие соль, не только слабые электролиты, но и мало растворимы, или неустойчивы и разлагаются с образованием летучих продуктов, то гидролиз соли часто протекает необратимо, т.е. сопровождается полным разложением соли. Так, при взаимодействии в растворе соли алюминия, например АlCl3, с карбонатом натрия выпадает осадок гидроксида алюминия и выделяется диоксид углерода
2АlCl3 + 3 Nа2СО3+ 3Н2О 2Аl (ОН) 3 + 3СО2 +6 NаCl или
2Аl3++ 3СО32-+3Н2О 2Аl (ОН) 3+ 3СО2.
Протонная теория кислот и оснований рассматривает гидролиз солей как частный случай кислотно-основного равновесия.
2. Особенности почвенного гидролиза и его значение
Почва - уникальная природная система. Главное свойство почвы - неразрывная связь входящих в нее живых и неживых компонентов. Состав почвы весьма сложен. В ней имеется не только твердая фаза, но также жидкая (почвенный раствор) и газовая (почвенный воздух). Почвенные растворы являются растворами целой массы самых разнообразных веществ - электролитов и неэлектролитов, и коллоидов.
Почва образуется и функционирует как система при сочетании взаимообусловленной жизнедеятельности разных групп организмов. Одной из важных химических функций почв является обмен катионов и анионов, благодаря которому минеральные удобрения и микроэлементы становятся доступными для растений. Когда ионы калия (К+), магния (Мg2+), кальция (Са2+) и других металлов вбираются корнями растений, ион водорода обменивается на ион металла, при этом происходит увеличение кислотности почвы:
Почва Са2+ + 2СО2 + 2Н2ОПочваН+, Н+ +Са2+ (корни) + 2НСО3-.
Почва выступает как буфер и сопротивляется изменениям рН. Однако буферная способность существенно зависит от типа почвы. Для почв, бедных известняком, она практически отсутствует; действие кислотных дождей на такие почвы оказывается пагубным, ионообменные процессы нарушаются.
При большом подкислении почвы происходит также переход металлов из оксидов в раствор, а среди них могут быть и такие токсичные для растений металлы, как цинк, железо, марганец и алюминий:
Почва Н+ , Н+ +ZnО Почва Zn2+ +Н2О.
Повышение кислотности заболоченных почв приводит к выделению Н2S, крайне токсичного для растений и многих полезных микроорганизмов. Реакция катализируется микроорганизмами, а роль восстановителя играют органические вещества:
SО42 - + 2СН2О + 2Н+ Н2S +2СО2 +2Н2О.
Понижение кислотности почвы требует затрат и может быть достигнуто введением карбоната кальция:
Почва Н+ + СаСО3 ПочваСа2+ СО2 +Н2О
Н+
Щелочность почвенного раствора вызывается присутствием в почвах не свободных щелочей, а солей слабых кислот и сильных оснований. Из таких солей самое большое распространение имеет имеет в почвах карбонат кальция, но его растворимость, как такового, настолько мала, что о вредном действии его растворов на растения не может быть и речи. Другие щелочные соединения почвы могут быть разбиты на две группы:
1) гуминовокислые щелочи, кремниевокислые щелочи и нормальные карбонаты щелочных металлов,
2) двууглекислые щелочные соли. Соли, входящие в первую группу, имеют то общее, что все они в водных растворах сильно гидролизуются с освобождением иона ОН-.
Поэтому к действию их на растения как таковых присоединяется еще действие сильно ядовитого иона ОН-, который нейтрализуется подкислением почв. Двууглекислые щелочные соли, вследствие очень слабой своей электролитической диссоциации, мало оказывают на растения побочного вредного влияния и этим приближаются к СаСО3.
В главных фосфорных удобрениях фосфорная кислота содержится преимущественно в виде кальциевых солей, причем в апатите, фосфорите, томасшлаке и костяной муке находится трехкальциевый фосфат, а в супер фосфатах - свободная фосфорная кислота, одно - и двухкальциевые фосфаты.
Трехкальциевый фосфат - Са3 (РО4) 2 в воде почти нерастворим, но благодаря тому, что это вещество является солью слабой кислоты и относительно сильного основания, те ничтожные следы, которые оказываются в почвенном растворе, подвергаются гидролизу, вследствие чего равновесие в растворе нарушается, в воду переходит новое количество соли, которое снова гидролизуется и т.д., так что в конце концов в растворе оказывается количественно определимая величина фосфорной кислоты. Гидролиз Са3 (РО4) 2 будет идти до известного предела, а именно до тех пор, пока между ионами Са2+ и РО3-, с одной стороны, и продуктами гидролиза Са2+, ОН-, НРО42-, Н2РО4 - и Н3РО4, с другой стороны, не установится равновесие. Таким образом, увеличивая концентрацию одного из продуктов гидролиза Са3 (РО4) 2, мы тем самым уменьшим количество фосфорной кислоты, переходящей в почвенный раствор из этой соли, и, наоборот, уменьшая концентрацию какого-либо из этих продуктов, мы увеличим это количество. Например, присутствие СаСО3, СаО или Са (ОН) 2 с Са3 (РО4) 2 увеличивает концентрацию в почвенном растворе одного из продуктов гидролиза Са3 (РО4) 2, что влечет за собой уменьшение концентрации фосфорной кислоты в растворе и усвоение фосфорных удобрений растениями. В противоположность этому гидролиз FеРО4 понижает концентрацию ионов ОН-, что увеличивает количество фосфорной кислоты, переходящей в почвенный раствор.
Таким образом, почвенный гидролиз солей - эффективный регулятор количества растворимых форм полезных элементов в почвенном растворе и процессов обмена ионами между почвой и растениями.
Список использованной литературы
Коровин Н.В. Общая химия. - М.: Высш. шк., 2007
Глинка Н.Л. Общая химия. - М.: Химия, 1998.
Скорчеллетти В.В. Теоретическая электрохимия. - Л.: ГХИ, 1983.
Добровольский В.В. Основы биогеохимии: Учеб. Пособие, - М.: Высш. шк., 2007.
Шустов С.Б., Шустова Л.В. Химические основы экологии: Учеб. Пособие. - М.: Высш. шк., 1995.
Что мы знаем о химии? Вопросы и ответы: Справ. Пособие / Под ред. Ю.Н. Кукушкина. - М.: Высш. шк., 2003.
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 20.11.2011Понятие 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 02.05.2014Расчетные 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 22.04.2013Гидролиз 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.
реферат [73,9 K], добавлен 25.05.2016Определение и классификация солей, уравнения реакций их получения. Основные химические свойства солей, четыре варианта гидролиза. Качественные реакции на катионы и анионы. Сущность процесса диссоциации. Устойчивость некоторых солей к нагреванию.
реферат [12,9 K], добавлен 25.02.2009Гидролиз 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 19.11.2013Гидролиз 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 01.09.2014Графическое изображение формул солей. Названия, классификация солей. Кислые, средние, основные, двойные, комплексные соли. Получение солей. Реакции: нейтрализации, кислот с основными оксидами, оснований с кислотными оксидами, основных и кислотных оксидов
реферат [69,9 K], добавлен 27.11.2005Изучение контролируемых свойств и показателей качества природных вод как дисперсных систем. Влияние на них малых концентраций кислот и щелочей. Предельное значение степени гидролиза солей в природных водах. Растворение газов атмосферы и кислорода в воде.
контрольная работа [273,5 K], добавлен 07.08.2015Способы вычисления эквивалентной массы металла. Рассмотрение особенностей составления формулы оксидов и гидроксидов элементов третьего периода периодической системы. Анализ этапов составления ионно-молекулярных и молекулярных уравнений гидролиза солей.
контрольная работа [129,2 K], добавлен 08.09.2013
