Реферат на тему:


Воспользуйтесь поиском к примеру Реферат        Грубый поиск Точный поиск


Химия
Реферат -

Гидролиз






Загрузка...
Министерство здравоохранения Украины

Реферат

на тему

Гидролиз

Слово «гидролиз» буквально означает «разложение водой».

Гидролизом называется всякое взаимодействие вещества с водой обменного характера, при которой составные части вещества соединяются с составными частями воды. Например, сложные эфиры разлагаются водой с образованием смеси кислоты и спирта:

Хлорид фосфора (III) подвергается гидролизу, образуя фосфористую и соляную кислоты:

На практике особенно часто приходится иметь дело с гидролизом солей.

Естественно предположить, что растворы средних солей, являются продуктами полного замещения протонов в молекулах кислот катионами металла, должны иметь нейтральную реакцию среды. Однако это предположение оказывается справедливым только в отношении солей, образованных сильными кислотами и сильными основаниями.

Соли, образованные слабой кислотой и сильным или основой, наоборот, сильной кислотой и слабым основанием, не дают при растворении в воде нейтральной реакции среды. Например, раствор хлорида железа (III) дает кислую реакцию среды, что указывает на присутствие ионов водорода (ионов гидроксония), раствор карбоната натрия имеет щелочную среду, обусловленную присутствием в нем гидроксид-ионов.

Если соль образована слабой кислотой и слабым основанием, то реакция раствора зависит от относительной силы, образующиеся в результате гидролиза кислоты и основания. Например, из двух слабых электролитов, образующих цианид аммония, менее слабым электролитом является гидроксид аммония, что подтверждается значениями констант диссоциации: д (NH4OH) = 1,79 10-5; Кд (HCN) = 7,90 10-10 . Получается, раствор цианида аммония будет слабощелочной. Раствор ацетата аммония будет нейтральным, так как константы диссоциации уксусной кислоты и гидроксида аммония почти одинаковы: д (CH3COOH) = 1,86 10-5; д (NH4OH) = 1,79 10-5.

Эти явления можно объяснить взаимодействием ионов растворенной соли с диполями воды, в результате которого образуется избыток водородных ионов (ионы гидроксония) или гидроксид-ионов.

Оборотная реакция обмена между ионами растворенной соли и ионами воды, что приводит к образованию малодиссоциированных частиц (молекулы или ионы), называется гидролиза соли.

Количественно гидролиз солей может быть охарактеризован степенью гидролиза и константой гидролиза.

Константа гидролиза и степень гидролиза

1. Соль, образованная слабой кислотой и сильным основанием. Уравнение гидролиза соли ацетата натрия в молекулярной форме:

В ионной форме уравнение имеет вид:

Применяя к этому обратимого процесса закон действующих масс, запишем выражения для скоростей прямой и обратной реакций:

где k1 и k2 - константы скорости прямой и обратной реакций соответственно.

Как и любой другой обратимый процесс, реакция гидролиза заканчивается установлением химического равновесия, т.е. такого состояния системы, когда скорости прямой и обратной реакций равны: v1 = v2.

Откуда

Константа химического равновесия К равна отношению константы скорости прямой реакции к константе скорости обратной реакции.

Таким образом,

Концентрацию воды в растворе допускается считать величиной постоянной, поэтому объединим [НОН] и К.

где Кг - константа гидролиза.

Известно, что

где К (H2O) - ионное произведение воды.

Подставляя выражение для в уравнение константы гидролиза (1), получим:

Однако

Тогда окончательно имеем:

степенью гидролиза называется отношение количества гидролизованного соли к общему количеству растворенной соли.

Определим степень гидролиза соли, образованной слабой кислотой и сильным основанием. Пусть в реакции гидролиза соли ацетата натрия начальная концентрация ее, а значит, и ацетатов-ионов (потому что соль - сильный электролит) равна с. Тогда равновесные концентрации примут значение:

Отразим эти выражения в уравнение константы гидролиза (1):

Воспользовавшись уравнением (2), получим:

2. Соль, образованная сильной кислотой и слабым основанием. Уравнение гидролиза соли хлорида аммония в молекулярной форме:

В ионной форме уравнение имеет вид:

Применяя закон действующих масс, запишем:

В состоянии химического равновесия v1 = v2, поэтому

Откуда

Сочетая [НОН] и К, получим:

Известно, что

Подставим это выражение в уравнение (5) и получим:

Зная, что

имеем окончательное выражение:

Выведем уравнение для степени гидролиза соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой.

Пусть в реакции гидролиза соли хлорида аммония ее начальная концентрация, а значит, и концентрация катионов аммония (потому что соль - сильный электролит) равна с. Тогда равновесные концентрации приобретут значение:

Подставим эти выражения в уравнение для константы гидролиза (5):

Воспользовавшись уравнением (6), получим:

Преобразуем уравнения (7):

3. Соль, образованная слабой кислотой и слабым основанием. Уравнение гидролиза соли цианида аммония в молекулярной и ионной формах:

Применим закон действующих масс к данному обратимого процесса:

В состоянии химического равновесия скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции:

Константа химического равновесия - это отношение константы скорости прямой реакции к константе скорости обратной реакции:

Как и в предыдущих случаях, объединим K и [НОН]

Умножим числитель и знаменатель в уравнении (9) на величину ионного произведения воды:

Зная, что

преобразуем выражение для константы гидролиза (10).

В результате получим:

Выразим степень гидролиза соли, образованной слабой кислотой и слабым основанием.

Пусть исходная концентрация соли цианида аммония в реакции гидролиза равна с. Исходные концентрации катиона аммония и цианида-аниона также можно считать равными (помня, что соль - сильный электролит). Тогда равновесные концентрации примут значение:

Подставляя выражения равновесных концентраций в уравнение константы гидролиза (9) получим:

Приравниваем правые части уравнений (11) и (12):

Из уравнений (4), (8), (13) следует, что степень гидролиза тем более:

чем больше величина К (H2O), т.е. чем выше температура, потому что ионное произведение воды возрастает с повышением температуры

чем меньше константы диссоциации Кд электролитов, образующих соль, т.е. чем слабее электролиты, остатки которых входят в состав соли

чем меньше концентрация соли в растворе, т.е. чем больше степень разбавления раствора (вывод следует из уравнений (4) и (8)).

Например, при добавлении к раствору хлорида сурьмы (III) дистиллированной воды наблюдается образование осадка SbOCl, что свидетельствует о протекании реакции гидролиза соли SbCl3 по второй ступени. Именно вторая ступень гидролиза хлорида сурьмы (III) приводит к образованию основной соли Sb (ОН) 2Сl, разложение которой и дает осадок хлорида оксосурьмы.

Таким образом, разбавляя раствор, смещаем равновесие реакции гидролиза вправо.

Если гидролиз - явление нежелательное, то работать нужно с концентрированными растворами при пониженных температурах. Полезно также добавить к раствору соли избыток одного из продуктов, образующихся при гидролизе, (кислоты или щелочи, в зависимости от реакции среды раствора), тем самым способствуя смещения химического равновесия реакции влево согласно принципу Ле

Загрузка...

Страницы: 1 2