|
Электролиты, их свойства и применение |
налогично нарушается равновесие в случае малорастворимого электролита: всякий раз, как только произведение концентраций ионов малорастворимого электролита в растворе превысит, величину произведения растворимости, образуется осадок. Так, если к насыщенному раствору сульфата кальция добавить другой, хорошо растворимый электролит, содержащий общий с сульфатом кальция ион, например, сульфат калия, то вследствие увеличения концентрации ионов SO42 - равновесие сместится в сторону образования кристаллов CaSО4; ионы Са2+ и SO42 - будут удаляться из раствора, образуя осадок. Процесс будет идти до тех пор, пока произведение концентраций этих ионов станет равно произведению растворимости CaSO4. В итоге количество сульфата кальция в растворе уменьшится.Таким образом, растворимость электролита уменьшается от введения в раствор одноименных ионов. Исключением являются те случаи, когда происходит связывание одного из находящихся в растворе ионов с вводимыми ионами в более сложные (комплексные) ионы.На основании рассмотренных примеров можно сделать общий вывод.Обязательным условием течения реакций между электролитами является удаление из раствора тех или иных ионов - например, вследствие образования слабо диссоциирующих веществ, или веществ, выделяющихся из раствора в виде осадка или газа. Иначе говоря, реакции в растворах электролитов всегда идут в сторону образования наименее диссоциированных или наименее растворимых веществ.Из этого, в частности, следует, что сильные кислоты вытесняют слабые из растворов их солей. Например, при взаимодействии ацетата натрия с соляной кислотой реакция практически нацело протекает с образованием уксусной кислотыCH3COONa + НС1 = СН3СООН + NaClили в ионно-молекулярной форме:СН3СОО - + H+ = СН3СООНАналогично протекают реакции между сильными основаниями и солями слабых оснований. Например, при действии гидроксида натрия на сульфат железа (П) выделяется гидроксид железа (II)FeSO4+ 2NaOH = Na2SO4+ Fe (OH) 2vили в ионно-молекулярной форме:Fe2+ + 2OH - = Fe (OH) 2vПоследняя реакция служит примером образования не только слабого, но и малорастворимого электролита.С рассмотренной точки зрения становится ясным различие между реакциями нейтрализации сильной кислоты сильным основанием и случаями нейтрализации, когда хотя бы одно из исходных веществ - слабый электролит. При нейтрализации сильной кислоты сильным основанием в растворе образуется только один слабый электролит - вода. При этом равновесиеН+ + OH - - Н2Осильно смещено вправо и реакция в этом случае доходит практически до конца. При нейтрализации же слабой кислоты или слабого основания в растворе существуют, по крайней мере, два слабых электролита - вода и слабая кислота или слабое основание. Например, при нейтрализации уксусной кислоты сильным основанием в растворе устанавливаются два равновесия:Н+ + СН3СОО - - СН3СООНН+ + ОН - - Н2ОИон водорода может, таким образом, связаться в молекулу уксусной кислоты или в молекулу воды. Ионы СН3СОО - и ОН - как бы "конкурируют" друг с другом в связывании иона водорода. Поэтому в данном случае реакция нейтрализации доходит не до конца, а до состояния равновесия:СН3СООН + OH - - СН3СОО - + Н2ООднако это равновесие сильно смещено вправо, поскольку вода - значительно более слабый электролит, чем уксусная кислота, так что связывание ионов Н+ в молекулы воды происходит полнее, чем в молекулы уксусной кислоты.При нейтрализации слабого основания - гидроксида аммония - сильной кислотой в растворе тоже устанавливаются два равновесия:NH4+ + OH - - NH4OH, H+ + OH - - Н2ОЗдесь конкурируют ионы NH4+ и H+, связывающие гидроксид-ионы в недиссоциированные молекулы. В результате и эта реакция доходит не до конца, а до состояния равновесия:H+ + NH4OH - NH4+ + Н2ОНо поскольку вода - значительно более слабый электролит, чем NH4OH, равновесие сильно смещено вправо. Подобные процессы происходят и при реакциях, в ходе которых малорастворимое вещество превращается в растворимый, но слабо диссоциирующий продукт. К таким реакциям относится, например, растворение сульфидов некоторых металлов в соляной кислоте. Так, взаимодействие сульфида марганца с соляной кислотой выражается уравнениемMnS (к) + 2НСl =MnCl2 + H2SилиMnS (к) + 2Н+ =Mn2+ + H2SПрисутствие в числе исходных веществ малорастворимого электролита (MnS), при образовании которого связываются ионы S2-, обусловливает протекание реакции влево. С другой стороны, при образовании слабого электролита (H2S) также связываются ионы S2-, что способствует протеканию реакции вправо. Таким образом, ионы S2 - участвуют в двух конкурирующих процессах, приводящих к установлению двух равновесий:S2 - + Mn2+ - MnS (к)иS2 - + 2Н+ - H2SНаправление рассматриваемой реакции зависит от того, какое из двух веществ - H2S или MnS - в большей степени связывает ионы S2-. Суммарная константа диссоциации сероводорода К = К1 К2 = 6•10-22; произведение же растворимости MnS равно 2,5•10-10. Отсюда ясно, что связывание ионов S2 - в молекулы сероводорода происходит полнее, чем в MnS. Поэтому рассматриваемая реакция протекает вправо - сульфид марганца растворяется в соляной кислоте.Аналогичные два равновесия устанавливаются в системе соляная кислота - сульфид меди (II). Но произведение растворимости CuS очень мало, оно равно 6•10-36. Поэтому связывание ионов S2 - в CuS происходит полнее, чем в молекулы сероводорода, и равновесие в системеCuS (к) + 2HC1 - CuCl2 + Н2Sсмещено влево; сульфид меди (II) нерастворим в соляной кислоте.Рассмотренные закономерности позволяют понять поведение амфотерных гидроксидов. Так, равновесие между осадком гидроксида цинка и раствором нарушается при добавлении как кислоты, так и щелочи. В этом случае равновесие можно записать в форме:2Н+ + ZnO22 - - Zn (OH) 2 - Zn2+ + 2OH-раствор¦Zn (OH) 2осадокПри добавлении к гидроксиду цинка кислоты возрастает концентрация ионов водорода. Произведение [Н+] [ОН-] становится больше ионного произведения воды - идет процесс образования молекул Н2О из ионов; при этом нарушается равновесие и в системе Zn (OH) 2. Согласно принципу Ле Шателье, вследствие возрастания концентрации ионов Н+ и расхода ионов ОН-, диссоциация Zn (OH) 2 по типу кислоты подавляется, а по типу основания усиливается. В итоге осадок Zn (OH) 2 растворяется и образуется соль, в которой цинк является катионом. Например, в случае соляной кислоты пойдет реакция:Zn (OH) 2+ 2HC1= ZnСl2 + H2OПри добавлении к гидроксиду цинка щелочи возрастает концентрация ионов ОН-: в этом случае процесс идет в направлении связывания ионов водорода. Равновесие в системе нарушается, но теперь преобладает диссоциация Zn (OH) 2 по типу кислоты. В итоге осадок Zn (OH) 2 растворяется и образуется соль, в которой цинк входит в состав аниона. Например, при добавлении NaOH идет реакция:Zn (OH) 2 + 2NaOH = Na2ZnО2 + 2H2OВ обоих случаях процесс возможен и протекает потому, что связывание ионов Н+ и ОН - в молекулы воды происходит в большей степени, чем в молекулы Zn (OH) 2.2.10 Гидролиз солейГидролизом называется взаимодействие вещества с водой, при котором составные части вещества соединяются с составными частями воды. Примером гидролиза может служить взаимодействие хлорида фосфора (III) РС13 с водой. В результате этой реакции образуются фосфористая кислота Н3РО3 и соляная кислота:РС13 + ЗН2О = Н3РО3 + ЗНС1Гидролизу подвержены соединения различных классов. Мы рассмотрим один из важнейших его случаев - гидролиз солей.В случае реакций нейтрализации, в которых участвуют слабые кислоты и основания, реакции протекают не до конца. Значит 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 слабым основанием, или слабой кислотой и сильным основанием, или слабым основанием и сильной кислотой. Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием, гидролизу не подвергаются; нейтрализация в этом случае сводится к процессуН++ ОН - = Н2Оа обратная реакция - диссоциация молекулы воды на ионы - протекает в ничтожно малой степени.Рассмотрим гидролиз соли, образованной одноосновной кислотой и одновалентным металлом. В качестве примера возьмем ацетат натрия - соль слабой кислоты и сильного основания. Уравнение гидролиза этой соли имеет видCH3COONa + Н2О - СН3СООН + NaOHилиCH3COO - + Н2О - СН3СООН + ОН-Уравнение показывает, что в данном случае гидролизу подвергается анион соли и что реакция сопровождается образованием ионов ОН-. Но поскольку ионное произведение воды [Н+] [ОН-] - величина постоянная, то при накоплении ионов ОН - концентрация ионов водорода уменьшается. Следовательно, растворы солей, образованных слабой кислотой и сильным основанием, имеют щелочную реакцию.Аналогично в случае соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой, гидролизу подвергается катион соли и реакция сопровождается образованием ионов Н+, напримерNH4C1 + Н2О - NH4OH + НС1илиNH4+ + Н2О - NH4OH + Н+Накопление ионов Н+ приводит к уменьшению концентрации ионов ОН+. Таким образом, растворы солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой, имеют кислую реакцию.В рассмотренных случаях гидролизу подвергается не все количество находящейся в растворе соли, а только часть его. Иначе говоря, в растворе устанавливается равновесие между солью и образующими ее кислотой и основанием. Доля вещества, подвергающаяся гидролизу, - степень гидролиза - зависит от константы этого равновесия, а также от температуры и от концентрации соли.Запишем уравнение гидролиза в общем виде. Пусть НА - кислота, МОН - основание, МА - образованная ими соль. Тогда уравнение гидролиза будет иметь вид:МА + Н2О - НА + МОНЭтому равновесию отвечает константа:К = [НА] [МОН][МА] [Н2О]Концентрация воды в разбавленных растворах представляет собою практически постоянную величину. ОбозначаяК [Н2О] = Кгполучим:К = [НА] [МОН][МА]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.Для случая соли, образованной слабой кислотой и сильным основанием, константа гидролиза связана с константой диссоциации кислоты Ккисл зависимостью:Кг = КН2ОКкислЭто уравнение показывает, что Кг тем больше, чем меньше Ккисл. Иными словами, чем слабее кислота, тем в большей степени подвергаются гидролизу ее соли.Для солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой, аналогичное соотношение связывает константу гидролиза константой диссоциации основания Kосн:Кг = КН2ОКоснПоэтому, чем слабее основание, тем в большей степени подвергаются гидролизу образованные им соли.Для солей, образованных слабой кислотой и слабым основанием, константа гидролиза связана с константами диссоциации кислоты и основания следующим соотношением:Кг = КН2ОКкислКоснСтепень гидролиза определяется природой соли, ее концентрацией и температурой. Природа соли проявляется в величине константы гидролиза. Зависимость от концентрации выражается в том, что с разбавлением раствора степень гидролиза увеличивается. В самом деле, пусть мы имеем, например, раствор цианида калия. В нем устанавливается равновесиеКСN + Н2О - HCN + KOHкоторому отвечает константаКг = [НСN] [KOH][KCN]Разбавим раствор в 10 раз. В первый момент концентрации всех веществ - KCN, HCN и КОН - уменьшаются в 10 раз. Вследствие этого числитель правой части уравнения константы гидролиза уменьшится в 100 раз, а знаменатель только в 10 раз. Но константа гидролиза, как всякая константа равновесия, не зависит от концентраций веществ. Поэтому равновесие в растворе нарушится. Для того чтобы оно вновь установилось, числитель дроби должен возрасти, а знаменатель - уменьшиться, т.е. некоторое количество соли должно дополнительно гидролизоваться. В результате этого концентрации HCN и КОН возрастут, а концентрация KCN - уменьшится. Таким образом, степень гидролиза соли увеличится.
Страницы: 1, 2, 3, 4, 5, 6
|
|
|
© 2003-2013
Рефераты бесплатно, курсовые, рефераты биология, большая бибилиотека рефератов, дипломы, научные работы, рефераты право, рефераты, рефераты скачать, рефераты литература, курсовые работы, реферат, доклады, рефераты медицина, рефераты на тему, сочинения, реферат бесплатно, рефераты авиация, рефераты психология, рефераты математика, рефераты кулинария, рефераты логистика, рефераты анатомия, рефераты маркетинг, рефераты релиния, рефераты социология, рефераты менеджемент. |
|
|