Химия документы. Неорганическая химия. Шпаргалки_А.А. Дроздов, М.В. Дроздова_2008. М. В. Дроздова, А. А. Дроздов Неорганическая химия. Шпаргалки
 Скачать 0.6 Mb.
|
25. Гидролиз солиГидролиз соли – это взаимодействие соли с мо–лекулами воды, приводящее к образованию малодис-социироваииых соединений. Процесс гидролиза заключается в переходе протона от молекулы воды к данному иону (СO32- + НОН * НСO3–+ ОН- ) или от данного иона, в том числе от гидратиро-ванного катиона металла, к молекуле воды. В зависимости от природы соли вода выступает ли–бо как кислота, либо как основание, а соль является соответственно сопряженным основанием или сопря–женной кислотой. Возможны четыре варианта гидролиза в зависимо–сти от типа соли. 1. Соли, образованные сильной кислотой и слабым основанием:  2. Соли, образованные сильным основанием и сла–бой кислотой: CH3COONa + НОН → СН3СOOН + NaOH. 3. Соли, образованные слабой кислотой и слабым основанием. Цианид аммония гидролизуется по реакции:  4. Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием. NaCl, KNO3 гидролизу не подвергаются. Механизм гидролиза солей заключается в поляризационном взаимодействии ионов соли с их гидратной оболоч–кой. Чем сильнее это взаимодействие, тем интенсивнее протекает гидролиз. Все рассмотренные случаи гидролиза касались солей, образованных однокислотными основаниями и одно– основными кислотами. Соли многоосновных кис–лот и многокислотных оснований гидролизуются ступенчато, образуя при этом кислые и основные соли. Количественно гидролиз как КО-равновесие характе–ризуется степенью гидролиза и константой гидролиза. Степень гидролиза измеряется отношением коли–чества гидролизованного вещества к общему коли–честву растворенного вещества. Степень гидролиза зависит от природы соли, ее кон–центрации и температуры. Согласно закону действую–щих масс степень гидролиза возрастает с разбавлением раствора. Так, при концентрации Na2CO3 0,001 моль/л степень гидролиза составляет 34%. В общем случае справедливы следующие законо–мерности. 1. Гидролиз соли должен усиливаться с повыше–нием температуры и разбавлением раствора. 2. При обратимом гидролизе в соответствии с прин–ципом Ле Шателье процесс должен подавляться при подкислении (если эта соль образована сильной кис–лотой и слабым основанием, накапливаются ионы Н) или при подщелачивании (если соль образована сла–бой кислотой и сильным основанием, накапливаются ионы ОН). 3. Гидролиз солей, в результате которого образуются малорастворимые или газообразные продукты, удаляю–щиеся из сферы реакции (принцип смещения равнове–сия), необратим. Например, гидролиз Pb(SO4)2 проте–кает полностью вследствие образования осадка PbO2: Pb(SO4)2 + 2Н2O → PbO2 + 2H2SO4. Гидролиз характерен для многих классов неоргани–ческих и органических соединений. Гидролиз неорга–нических соединений важен для оценки их токсично–сти. Гидролиз органических соединений применяют для получения ценных продуктов из древесины, жиров, эфиров и иного, но особенно важную роль гидролиз играет в жизнедеятельности живых организмов. 26. Реакция осаждения и растворенияК обменным реакциям, протекающим в растворе элект–ролитов, относятся реакции осаждения и растворения. Реакции осаждения сопровождаются выпадени–ем осадков. Реакции, сопровождающиеся растворением осадков, называются реакциями растворения. Широко используют системы, состоящие из осадка труднорастворимого электролита и насыщенного раст–вора над ним. В таких системах между насыщенным раствором и осадком устанавливается динамическое равновесие. Вследствие низкой растворимости концен–трация труднорастворимого электролита в растворе очень мала, поэтому можно считать, что в растворе он полностью диссоциирован. Иначе говоря, динамиче–ское равновесие в насыщенном растворе устанавлива–ется между твердой фазой вещества и перешедшими в раствор ионами. Например, в насыщенном растворе AgCl имеет место равновесие: AgCl(T) → Ag+(p) + Cl-(р). Концентрация твердой фазы AgCl как величина по–стоянная из выражения для константы равновесия ис–ключается. Вследствие этого константа равновесия определяется только произведением концентраций ио–нов в растворе и называется константой или произведе–нием растворимости. В общем случае для электролита Ktn Anm константа растворимости определяется стехио-метрическим произведением концентраций ионов: Кпр= [Ktm+ ]n[Ann–]m Эта величина характеризует растворимость электро–лита при постоянной температуре в отсутствие посто–ронних веществ. Постоянство Кпр не означает постоянства кон–центраций отдельных ионов в растворе. Так, можно увеличить концентрацию ионов Ag в насыщенном раст–воре AgCl, добавив, например, AgNO3 , при этом равно–весие по принципу Ле Шателье сместится влево, что приведет к увеличению скорости осаждения ионов. Через некоторое время скорости растворения AgCl и осажде–ния ионов Ag и Cl сравняются. Вновь установившееся равновесие будет, как и прежде, характеризоваться ве–личиной Кпр(AgCl), но равновесные концентрации ио–нов Ag и Cl изменятся. Таким образом, на основе Кпр можно прогнозиро–вать образование и растворение осадков электроли–тов на основе двух правил. 1. Электролит выпадает в осадок, когда стехиомет-рическое произведение концентраций его ионов в раст–воре больше константы растворимости. 2. Осадок электролита растворяется, когда стехио-метрическое произведение концентраций составляю–щих его ионов в растворе становится меньше констан–ты растворимости. Реакции осаждения лежат в основе метода осажде–ния, который применяется в количественном анализе фармацевтических препаратов. Метод осаждения ис–пользуется в клиническом анализе хлоридов в моче, желудочном соке, крови, в санитарно-гигиенической практике – при анализе питьевой воды. Ученые счи–тают, что различная растворимость природных соеди–нений элементов в воде оказала большое влияние на их содержание в живых организмах. Между раствори–мостью соединений в воде и токсическим действием ионов ряда элементов имеется тесная взаимосвязь. Например, введение Al3 + в организм вследствие обра–зования малорастворимого фосфата алюминия AlPO4 |