Нейтрализация и гидролиз ⇐ ПредыдущаяСтр 4 из 4
Реакция нейтрализации между сильной кислотой и сильным основанием, обычно характеризуется отрицательной энтальпией (значительным тепловыделением), отрицательной энергией Гиббса и имеет высокую степень завершенности.
ΔrGo(298) = Σνi Δf Goi(298) = -80,3 ккал/моль Ионы сильных кислоты, основания и растворимой соли К+ и NO3− при почти полной, а потому одинаковой степени диссоциации (α → 1) не претерпевают изменений, а потому могут быть сокращены К+ + OH − + H+ + NO3− = K+ + NO3− + H2O → H+ + OH− = H2O и сущность реакции нейтрализации сводится к образованию воды из H+ и OH−, входивших в состав реагентов. Полученный раствор имеет нейтральную реакцию (pH ≈ 7) и добавление воды, ничего не меняя с химической точки зрения, приводит только к разбавлению раствора образующейся соли. Реакции нейтрализации, в которых хотя бы один из реагентов является слабым электролитом, не доходят до завершения, а потому при добавлении воды и изменении внешних условий возможно протекание обратной реакции. Т.о. реакции солей с водой, обратные нейтрализации кислот и оснований называются реакциями гидролиза солей. В более широком смысле это взаимодействие вещества с составными частями воды. 1. Гидролиз солей, образованных катионами сильных оснований и анионами слабых кислот (K2CO3, K2S, …). CH3(CO)ONa + H2O = CH3(CO)OH + NaOH (молекулярная форма), CH3(CO)O− + H2O = CH3(CO)OH + OH− (ионная форма). Кгидр= [CH3(CO)OH] [OH−]/[CH3(CO)O−] · ([H+] / [H+]) = KW / Ka . Константа гидролиза, определяющая равновесную степень гидролиза соли выражается через ионное произведение воды и константу ионизации кислоты. Чем слабее образующаяся при гидролизе кислота, тем сильнее гидролиз ее солей. 2. Гидролиз соли, образованной катионом слабого основания и анионом сильной кислоты (CuCl2, AlCl3, Al2(SO4)3, …) рассмотрим на примере гидролиза NH4Cl. NH4+ + H2O = NH4OH + H+ Кгидр = [NH4OH] [H+]/[NH4+] · [OH−]/[OH−] = KW / Kb 3. Соли слабой кислоты и слабого основания (Al2S3, Al(COO)3, Fe(CH3COO)3, …) легче других подвергаются гидролизу, т.к. их ионы связывают одновременно оба иона воды и образуют слабые электролиты. NH4+ + CH3(CO)O− + H2O = NH4OH + CH3 (CO)OH Кгидр = [NH4OH]·[CH3(CO)OH] / [CH3(CO)O−] [NH4+] = KW/(Ka ·Kb).
Пример:Найти pH раствора HCN, С=1 М. (pKa = 4.74 из табл. 4.1) CN− + H2O = HCN + OH− A− + H2O = HА + OH− Кгидр = [HA]·[OH−] / [A−] = KW / Ka; C – x x x , . pH = 7+ 0,5·pKa – 0,5 pC = 7 + 0,5·9,4 - 0,5·0 = 11,7.
Ступенчатый гидролиз 1.Соль, содержащая многовалентный катион слабого основания 1-я ступень: CuCl2 + H2O = CuOHCl + HCl, Cu2+ + H2O = CuOH+ + H+, хлорид гидроксомеди (II) 2-я ступень: CuOHCl + H2O = Cu(OH)2 + HCl, CuOH+ + H2O = Cu(OH)2 + H+. Реакция среды – кислая, pH < 7. Гидролиз по второй ступени протекает в весьма малой степени. 2. Соль, содержащая анион слабой многоосновной кислоты и катион сильного основания. Na2S + H2O = NaHS + NaOH S2- + H2O = HS− + OH− NaHS + H2O = NaOH + H2S HS− + H2O = OH− + H2S. Реакция среды – щелочная, pH>7. Особые случаи гидролиза PCl3, PCl5, PBr3, SO2Cl2 и других солей, которые часто идут до конца с образованием двух кислот, например: PBr3 + 3H2O = 3HBr + H3PO4 SO2Cl2 + 2H2O = 2HCl + H2SO4 Гидролиз органических соединений широко используется для промышленного получения спиртов (этилового), альдегидов, кетонов, карбоновых кислот и др. R – Hal + H2O = ROH + H+ + Hal−; R−C=O OR' + H2O = R−C=O OH + R'OH; и т. д. По аналогии со степенью диссоциации может быть введена и рассчитана степень гидролиза h с параллельным расчетом рН среды. Несколько таких примеров представлено ниже. 1) NH4Cl: h = 0,007%, рН = 5,3; 2) СН3(СО)О NH4: h = 0,5%, рН = 7,0; 3) КСN: h = 1,2%, рН = 11,3; 4) Na3 PO4: h = 34%, рН = 12…
©2015 arhivinfo.ru Все права принадлежат авторам размещенных материалов.
|