Реферат гидролиз солей. Реферат На тему Гидролиз солей студент 1 курса

• Название: Реферат На тему Гидролиз солей студент 1 курса
• Дата: 23.02.2023
• Размер: 1.05 Mb.
• Имя файла: Реферат гидролиз солей.rtf
• Тип: Реферат; #951601

Реферат

На тему: Гидролиз солей


Выполнил: студент 1 курса

Группы ПГС-22(5) ТИ (ф) СВФУ

Попов Василий Эдуардович


Содержание

Введение 3

1. Гидролиз солей 4

1.1 Характеристики гидролиза 4

1.2 Гидролиз солей слабых кислот и сильных оснований 6

1.3 Гидролиз солей сильных кислот и слабых оснований 10

1.4 Гидролиз солей слабых кислот и слабых оснований 12

1.5 Гидролиз солей многоосновных кислот и оснований 14

2. Особенности почвенного гидролиза и его значение 19

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
К_W = C_Н+. С_ОН ^- ₌ 10^-14.

1.1 Характеристики гидролиза

Р ассмотрим 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
Н ₂О 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. Н айдем степень гидролиза соли. Концентрация негидролизованной соли равна С_МА (1 - )

. Негидролизованная соль в разбавленном растворе полностью диссоциирована на ионы и поэтому ее концентрация равна концентрации аниона
С_МА ^- = С_МА (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 ^- = С_НА. Молекула НА образуется из молекулы соли при гидролизе. Если гидролизовано С_МА* молей, то
Сон ^- = С_НА= С_МА*. (10)
Подставив выражения (9) и (10) в уравнение (5), получим

Кг=	С2МА*2	=	СМА*2	(11)
	С МА* (1-)		1-

Откуда
С_МА*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 С_МА 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⁺= - ½ lg Кw - ½ lg Ккисл. + ½ lg Сма.
Но - lg Сн ^{+ =} рН; подобные же обозначения можно употребить и для логарифмов констант равновесия.

Тогда
рН= ½ рКw + ½ рКкисл. + ½ lgС_МА. (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 С_МА.

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
М ОН 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 = ½ рКw - ½рКосн. - ½ 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:
М ОН М ⁺ +ОН^-

Косн. = , Откуда (23).
Слабая кислота диссоциирует так:
Н А Н⁺ + А^- ,

Ккисл. = ,

Откуда . (24)
Подставляя выражения (24) и (23) в (22), получим
Кг = . (25)
Если общая концентрация соли С_МА, а степень гидролиза , то концентрация негидролизованной соли См+ = С_А - = Сма (1-). Соответственно С_НА= Смон= С_{МА* }.

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= ½рКw + ½рКкисл. - ½рКосн. (27)
Из выражения (27) видно, что если константы диссоциации слабой кислоты и слабого основания одинаковы (Ккисл. = Косн), то рН= ½ рКw. Это означает, что раствор имеет нейтральную реакцию, несмотря на гидролиз. Действительно, в этом случае рН=-lgСн^{+ = -} ½ lgКw, или Сн⁺ = = (10^-14) ½=10^-7 Из выражения (27) далее видно, что если Ккисл. Коснов., то рН ½рКw, 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 CuCl_2, 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 + 3СО_2 +6 NаCl или

2Аl³⁺+ 3СО₃^2-+3Н₂О 2Аl (ОН) _3+ 3СО_2.
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:
SО₄^{2 -} + 2СН₂О + 2Н⁺ Н₂S +2СО_2 +2Н₂О.
Понижение кислотности почвы требует затрат и может быть достигнуто введением карбоната кальция:
Почва  ^Н+ + СаСО₃ ПочваСа²⁺ СО_2 +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 РО^3-, с одной стороны, и продуктами гидролиза Са²⁺, ОН^-, НРО₄^2-, 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.