Файл: ТЕОРЕТИЧЕСКИЕ ОСНОВЫ биб.docx

Количественные характеристики процесса гидролиза соли.

Количественными характеристиками процессов гидролиза являются степень гидролиза () и константа гидролиза (К_г).

Степень гидролиза ()отношение количества прогидролизовавшейся соли к общему количеству соли в растворе:

 = .

Константа гидролиза–константа равновесия процесса гидролиза.

Степень гидролиза () связана с константой гидролиза соли соотношением:

К_г = .

Если   1, то равенство упрощается:К_г = ²С_соли, тогда = .

Упрощенной формулой нельзя пользоваться, если10².

На величину степени гидролиза соли, кроме химической природы, влияют температура, концентрация соли и присутствие ионов Н⁺или ОН^-.

Рассмотрим влияние указанных факторов на глубину протекания гидролиза на примере гидролиза соли Sn(NO₃)₂.

Запишем уравнение гидролиза соли (образованной слабым основанием и сильной кислотой):

Sn(NO₃)₂ + H₂O SnOHNO₃ + HNO₃;

Sn²⁺+H₂OSnOH⁺+H⁺.

Чтобы подавить гидролиз(уменьшить степень гидролиза) следует:

а) охладить раствор. Гидролиз (реакция, обратная нейтрализации) – эндотермический процесс. При нагревании, в соответствии спринципом Ле Шателье, гидролиз усиливается. Следует отметить также, что при нагревании K_w увеличивается в большей степени, чем константы диссоциации кислот и оснований.

б) увеличить концентрацию соли в растворе;

в) подкислить раствор, т.е. ввести ионы Н⁺, одноименные образующимся при гидролизе.

Чтобы усилить гидролизэтой соли, т.е. увеличить степень гидролиза следует:

а) повысить температуру;

б) разбавить раствор;

в) ввести в раствор ионы ОН^-, которые нейтрализуют ионы Н⁺, образуя воду, т.е. подщелочить раствор.

1) Для средних солей, образованных слабой кислотой и сильным основанием, константа гидролиза рассчитывается по формуле:

К_г=(K_w= 10^-14– ионное произведение воды).

Например: Na₂SO₃ + H₂O  NaHSO₃ + NaOH;

SO+ H₂O HSO+ OH^-;

К_г = .

2) Для солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой, константа гидролиза рассчитывается по формуле:

К_г = .

Например: Ni(NO₃)₂ + H₂O NiOHNO₃ + HNO₃;

Ni²⁺+H₂ONiOH⁺+H⁺;

К_г=.

3) Для солей, образованных слабой кислотой и слабым основанием, константа гидролиза рассчитывается по формуле:

К_г=.

Например: СН₃СООNH₄+H₂OСН₃СООH+NH₄OH;

К_г=.

В растворах кислых солейдля определения рН раствора необходимо сопоставить соответствующие константы гидролиза и диссоциации кислотного остатка. Такое сопоставление показывает, что в растворе гидрокарбоната натрия рН7, тогда как в растворе гидросульфита натрия рН7.

Рассмотрим примеры задач, связанных с расчетами характеристик процессов гидролиза.

ПРИМЕР 1. Вычислить константу гидролиза, степень гидролиза и рН 0,1 М раствораNa₂SO₃.

РЕШЕНИЕ.

Гидролизу подвергается анион слабой кислоты:

SO+ H₂O НSO+ ОН^-; рН  7;

в молекулярной форме:

Na₂SO₃+H₂ONaНSO₃+NaOH.

Рассчитываем константу гидролиза:

К_г=== 1,6110^-7

(К_{2 НSO}= 6,210^-8берем из справочника).

 = == 1,2710^-3.

Для определения рН раствора нужно определить равновесную концентрацию ионов ОН^-в растворе, образующихся в результате гидролизаNa₂SO₃:

С_ОН= С₀или С_ОН=.

С_ОН== 1,2710^-4моль/л, тогда

рОН = -lgС_ОН= -lg(1,2710^-4) = -lg(1,27) –lg(10^-4) = -0,10 + 4 = 3,90;

рН = 14 – рОН = 14 – 3,90 = 10,10.

ПРИМЕР 2. В растворе солиNH₄СlpH= 5,13 рассчитать молярную концентрацию соли, степень и константу гидролиза.

РЕШЕНИЕ. Запишем диссоциацию соли:

Гидролизу подвергается катион слабого основания:

NH +H₂ONH₄OH +H⁺;

в молекулярной форме:

NH₄Сl+H₂ONH₄OH +HСl.

Рассчитываем константу гидролиза:

К_г=== 5,5610^-10

(К_{д NНOH}= ,810^-5 берем из справочника). Используя формулу С_Н=, найдем концентрацию соли, предварительно по значению рН определим С_Н.

С_Н= 10^-рН= 10^-5,13= 7,410^-6моль/л,

тогда С_соли==0,1 моль/л.

Степень гидролиза можно рассчитать исходя из формул:

 = или=.== 7,410^-5.

Комплексные соединения

Бинарные соединения типа H₂O, NH₃, SO₂ и другие называют соединениями первого порядка. Более сложные вещества, полученные взаимодействием соединений первого порядка,называют соединениями высшего порядка.

Комплексными соединениями называются химические соединения высшего порядка, образованные взаимодействием отдельных компонентов и представляющие собой сложные ионы или молекулы, способные к существованию в твердой, жидкой, газовой фазах. Чаще комплексообразование происходит в растворах.

Комплексные соединения состоят из центрального атома (комплексообразователя), вокруг которого координируются нейтральные молекулы или ионы – так называемые лиганды. Лиганды связаны с центральным атомом донорно-акцепторной связью и образуют вместе с ним внутреннюю сферу комплексного соединения. Суммарное число связей центрального атома с лигандами характеризует координационное число. Комплексообразователь и лиганды заключают в квадратные скобки. Например, в комплексном ионе [Fe(CN)₆]^4‑ катион Fe²⁺- комплексообразователь, ионы CN^‑ - лиганды, координационное число = 6. Заряд комплексной часцицы равен алгебраической сумме зарядов ее составных частей. В том случае, если заряд внутренней координационной сферы > 0, комплексная часцица представляет собой комплексный катион. Ионы, компенсирующие заряд внутренней координационной сферы, находятся во внешней координационной сфере. Например, в хлориде диамминсеребра(I) [Ag(NH₃)₂]Cl имеется комплексный катион [Ag(NH₃)₂]⁺, а внешняя координационная сфера представлена хлорид-ионом. В том случае, если заряд внутренней координационной сферы < 0, комплексная часцица представляет собой анион. В составе гексацианоферрата(III) калия K₃[Fe(CN)₆] имеется комплексный анион [Fe(CN)₆]^3-, а внешняя координационная сфера представлена ионами калия.

Первую номенклатуру комплексных соединений разработалосновоположник координационной теории А. Вернер. По номенклатуре Вернера, или классической номенклатуре, для составления названия комплексного соединения используют следующие правила:

1. Называя комплексное соединение, сначала называют анион, а затем катион.

2. В названии аниона сначала указывают лиганды, а затем центральный атом.

3. Если лиганды различны по составу, то сначала называют отрицательно заряженные, затем нейтральные, а потом положительно заряженные лиганды.