Студопедия

Главная страница Случайная лекция


Мы поможем в написании ваших работ!

Порталы:

БиологияВойнаГеографияИнформатикаИскусствоИсторияКультураЛингвистикаМатематикаМедицинаОхрана трудаПолитикаПравоПсихологияРелигияТехникаФизикаФилософияЭкономика



Мы поможем в написании ваших работ!




Анионы

 
 

Их гидратация осуществляется за счет водородной связи, которая может перейти в ковалентную в результате поляризационного взаимодействия между анионом и молекулами воды:

Чем больше отрицательный заряд и меньше размер аниона, тем он более сильный донор электронных пар и тем легче отрывает протон от молекулы воды. Например, прочность водородной связи возрастает в ряду анионов, образованных p-элементами Ш периода: ClO < SO < PO < SiO .

В зависимости от электродонорной активности анионов возможны два случая:

1) отсутствие заметного разложения молекул воды:

Cl + HOH D реакция практически не идет;

NO + HOH D реакция практически не идет;

подобным образом ведут себя слабые доноры электронных пар – однозарядные анионы (Cl ˉ, Brˉ, I ˉ, NO , ClO ), анионы SO , SiF и другие кислотные остатки сильных кислот;

2) обратимое разложение молекул воды:

CO + HOH HCO + OH ˉ.

Избыток ОН ˉ- ионов обусловливает щелочную реакцию среды. Этот случай характерен для двух- и многозарядных анионов (CO , PO , SO , S , СN ˉ и т.д.), т.е. кислотных остатков слабых кислот и кислот средней силы. Чем слабее кислота, тем интенсивнее протекает гидролиз.

Суммарный эффект гидролиза определяется природой находящихся в растворе катионов и анионов.

Различают следующие варианты взаимодействия солей с молекулами воды:

I. Соли сильных оснований и слабых кислот (KCN, CH3COONa, Na2CO3, Na2S, K2S и т.д.).

При диссоциации данных солей в растворе образуется катионы, слабо поляризующие гидратную оболочку, т.е. практически не взаимодействующие с водой, и анионы, поляризующие гидратную оболочку, т.е. обратимо взаимодействующие с водой. В этом случае гидролиз идет по аниону, при этом образуется щелочная среда (рН > 7). Примером служит процесс гидролиза цианида калия КСN - соли, образованной сильным основанием КОН и слабой кислотой НСN:

КCN = K + CN ,

К+ + НОН D реакция практически не идет,

СN­­¯ + НОН D НСN + ОН¯

или в молекулярной форме: КСN + НОН D НСN + КОН.

Второй пример:

2S – соль образована слабой многоосновной кислотой Н2S и сильным основанием NаОН. Так как диссоциация многоосновных кислот протекает ступенчато, то и гидролиз их солей будет также протекать ступенчато.

I ступень:

Na2S = 2Na + S ,

Na+ + HOH D реакция практически не идет,

S + HOH D НS + ОН

или в молекулярной форме

2S + НОН D NаНS + NаОН.

II ступень:

НS + НОН D Н2S + ОН

 
 


или в молекулярной форме

NаНS + НОН D Н2S + NаОН.

 
 


Гидролиз по первой ступени всегда протекает в большей степени, чем по второй. Это обусловлено уменьшением константы диссоциации при переходе от Кд1 к Кд2 (для Н2S Кд1д2): поскольку ион НS диссоциирует слабее, чем Н2S, то он и образуется в первую очередь при гидролизе Nа2S.

Кроме того, ионы ОН, образующиеся при гидролизе по первой ступени, способствуют смещению равновесия второй ступени влево, т.е. также подавляют гидролиз по второй ступени.

Вывод: если соль образована сильным основанием и слабой кислотой, то происходит обратимый гидролиз по аниону. Растворы таких солей имеют щелочную среду. В обычных условиях гидролиз по многозарядному аниону протекает по первой ступени с образованием кислых солей, т.к. последующие ступени подавлены из-за накопления в растворе ионов ОН.

II. Соли слабых оснований и сильных кислот (NH4Cl, CuCl2, CuSO4, ZnCl2, AgNO3 и т.д.).

При диссоциации данных солей образуются катионы, поляризующие гидратную оболочку, т.е. обратимо взаимодействующие с водой, и анионы, слабополяризующие гидратную оболочку, т.е. практически не взаимодействующие с водой. В этом случае гидролиз протекает по катиону, при этом образуется кислая среда (рН<7). Примером служит процесс гидролиза СuСl2, соли, образованной слабым двукислотным основанием Сu(ОН)2 и сильной кислотой НСl:

СuСl2 = Сu2+ + Сl ,

Сu2+ + НОН D СuОН+ + Н+,

Сl + НОН D реакция практически не идет

или в молекулярной форме

СuСl2 + НОН D СuОНСl + НСl.

Так как диссоциация многокислотных оснований протекает ступенчато, то и гидролиз их солей будет протекать также ступенчато, но константа диссоциации Сu(ОН)2 по первой ступени Кд1 больше константы диссоциации по второй ступени Кд2д1 > Кд2). Т.е. ион СuОН+ диссоциирует слабее, чем Сu(ОН)2, то он и образуется в первую очередь при гидролизе. Кроме того, ионы Н+, образующиеся при гидролизе по первой ступени, способствуют смещению равновесия второй ступени влево, т.е. подавляют гидролиз по второй ступени, он происходит в ничтожно малой степени и его не учитывают.

Вывод: если соль образована слабым основанием и сильной кислотой, то происходит обратимый гидролиз по катиону. Растворы таких солей имеют кислую среду. В обычных условиях гидролиз по многозарядному катиону протекает по первой ступени с образованием основных солей, т.к. последующие ступени подавлены из-за накопления в растворе ионов Н+.

III. Соли слабых оснований и слабых кислот (Fe2(CO3)3, Al2S3, (NH4)3PO4 и т.д.).

При диссоциации данных солей в растворе образуются катионы и анионы, поляризующие гидратную оболочку, т.е. взаимодействующие с водой. В этом случае гидролиз протекает и по катиону, и по аниону. Примером может служить процесс гидролиза СН­3СООNН4 - соли, образованной слабой уксусной кислотой СН­3СООН и слабым основанием NН4ОН. Запишем ионно-молекулярные уравнения отдельно для процессов гидролиза катиона и аниона, протекающих одновременно:

СН­3СООNН­4 = СН­3СОО + NН4+,

СН­3СОО + НОН D СН­3СООН + ОН,

 

4+ + НОН D NН4ОН + Н+.

 
 


Итак, при гидролизе аниона образуются ионы ОН, а при гидролизе катиона – ионы Н+. Эти ионы не могут в значительных концентрациях сосуществовать; они соединяются, образуя молекулы слабого электролита - воды. Это приводит к смещению обоих равновесий вправо. Иначе говоря, гидролиз катиона и гидролиз аниона в этом случае взаимно усиливают друг друга и в совокупности процесс протекает практически необратимо.

Суммарное ионно-молекулярное уравнение:

СН­3СОО + NН4+ + Н2О = СН­3СООН + NН4ОН.

Молекулярное уравнение:

СН­3СООNН­4 + Н2О = NН4ОН + СН­3СООН.

Реакция растворов солей, образованных слабой кислотой и слабым основанием, определяется относительной силой образовавшихся кислоты и основания, зависит от соотношения их констант диссоциации. Если константа диссоциации кислоты больше константы диссоциации основания, то раствор имеет слабокислую реакцию, при обратном соотношении констант диссоциации – слабощелочную, т.е. рН близко к семи (рН ≈ 7).

Второй пример:

Аl2S3 – соль образована слабым основанием Аl(ОН)3 и слабой кислотой Н2S. Ионы, образовавшиеся в растворе при диссоциации данной соли, будут одновременно подвергаться гидролизу. При этом будет происходить взаимное усиление гидролиза каждого из ионов (смещение химического равновесия вправо) из-за связывания ионов Н+ и ОНˉ в молекулы слабого электролита Н2О. Поэтому гидролиз каждого из ионов будет идти по всем ступеням, до конца с образованием Аl(ОН)3 и Н2S:

Аl2S3 = 2Аl3+ + 3 S2–

I ступень:

Аl3+ + НОН D АlОН2+ + Н+,

 

S2– + НОН D НS + ОН ˉ;

 
 


II ступень:

АlОН2+ + НОН ­D Аl(ОН)2+ + Н+,

 
 


НS + НОН DН2S + ОН ˉ;

 
 


III ступень:

Аl(ОН)2+ + НОН = Аl(ОН)3 + Н+.

Суммарное ионно-молекулярное уравнение:

2Аl3+ + 3S2– + 6Н2О = 2Аl(ОН)3 + 3Н2S.

Молекулярное уравнение:

Аl2S3 + 6Н2О = 2Аl(ОН)3 + 3Н2S.

Вывод: если соль образована слабым основанием и слабой кислотой, то происходит гидролиз и по катиону, и по аниону, взаимно усиливающий друг друга, протекающий практически необратимо с образованием слабого основания и слабой кислоты. Характер среды близок к нейтральному.

IV. Соли сильных оснований и сильных кислот (NаСl, К24, NаNО3 и т.д.).

В этом случае поляризующее влияние катионов и анионов на молекулы воды невелико. Гидролиз практически не происходит,поэтому растворы таких солей практически нейтральны (рН ≈ 7). Например:

NaCl = Na + Cl ,

+ + НОН D реакция практически не идет,

Сl + НОН D реакция практически не идет,

NаСl + НОН D реакция практически не идет.

Вывод: если соль образована сильным основанием и сильной кислотой, то гидролиз не происходит; растворы таких солей практически нейтральны (рН≈7).

V. Совместный гидролиз двух солей. Рассмотрим, что произойдет при сливании растворов двух солей, одна из которых образована слабым основанием и сильной кислотой, а другая сильным основанием и слабой кислотой. Например, при сливании растворов FeCl3 и Na23:

2FеСl3 + 3Nа2СО3 + 6Н2О = 2Fе(ОН)3 + 3Н2СО3 + 6NаСl

I ступень:

3+ + НОН D FеОН2+ + Н+,


СО32– + НОН D НСО3 + ОН

и т.д.

Образующиеся ионы Н+ и ОН будут нейтрализовать друг друга, связываясь в молекулы слабого электролита воды, гидролиз обоих ионов усиливается, что приводит к протеканию всех ступеней гидролиза и образованию конечных продуктов Fе(ОН)3 и Н2СО3. Суммарное ионно-молекулярное уравнение:

2Fе3+ + 3СО32– + 6НО = 2Fе(ОН)3­­↓ + 3Н2СО3.

Если учесть разложение Н2СО3 на Н2О и СО2, то окончательные молекулярное и суммарное ионно-молекулярное уравнения будут иметь вид:

2FеСl3 + 3Nа2СО3 + 3Н2О = 2Fе(ОН)­3↓ + 3СО2↑ + 6NаСl,

2Fе3+ + 3СО32– + 3Н2О = 2Fе(ОН)3↓ + 3СО2↑.

В осадок в подобных случаях выпадает наименее растворимый из возможных продуктов гидролиза. Так, растворимость карбоната гидроксомеди (СuОН)2СО3 меньше, чем гидроксида меди Сu(ОН)2. Поэтому при сливании растворов СuSО4 и Nа2СО3 конечным продуктом гидролиза является именно (СuОН)2СО3:

2СuSО4 + 2Nа2СО3 + Н2О = (СuОН)­2СО3↓ + СО2↑ + 2Nа24,

2Сu2+ + 2СО32– + Н2О = (СuОН)2СО3↓ + СО2↑.

Вывод: если в растворе присутствуют две соли, одна из которых гидролизуется по аниону, другая по катиону, то гидролиз обеих солей усиливается, протекает необратимо с образованием конечных продуктов (слабого основания и слабой кислоты). Растворы таких солей имеют среду, близкую к нейтральной (рН ≈ 7).

VI. Существенно отличен характер гидролиза ковалентных соединений. Большинство соединений неметаллов с неметаллами в воде претерпевает необратимое гидролитическое разложение, например:

SiCl4 + 3HOH = H2SiO3 + 4HCl,

SiS2 + 3HOH = H2SiO3 + 2H2S.

Количественные характеристики процесса гидролиза.Количественно гидролиз характеризуется степенью гидролиза h и константой гидролиза Кг.

Степень гидролиза представляет собой отношение числа молекул Nг, подвергшихся гидролизу, к общему числу растворенных молекул Nо, которое определяется концентрацией вещества:

.

Степень гидролиза соли, как правило, невелика, зависит от константы гидролиза и концентрации соли и выражается в процентах или долях единицы.

Так, в 0,1 м СН­3СООNа и NН4Сl при 298 К она составляет примерно 10–4, т.е. в этих растворах гидролизована лишь одна из 10 000 молекул. Причина столь низкой степени гидролиза кроется в том, что один из участников реакции – вода является очень слабым электролитом. Поэтому положение равновесия реакции гидролиза сильно смещено в сторону исходных веществ.

Более конкретной характеристикой является константа гидролиза. Запишем уравнение гидролиза соли КА (здесь К+ - катион металла, А - анион кислотного остатка) в общем виде:

КА + НОН D НА + КОН.

Этому равновесию отвечает константа равновесия:

.

Концентрация воды в разбавленных растворах представляет собою практически постоянную величину. Обозначая К[Н2О]=Кг, получим:

.

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.

Например, для реакции гидролиза цианида калия

КСN + Н2О D КОН + НСN

или в ионно-молекулярном виде

CN + HOH D HCN +OH ,

выражение для константы гидролиза будет иметь вид

.

Выразим из выражения для ионного произведения воды Кв концентрацию гидроксид-ионов: [ОН ˉ] = Кв/ [H+]. Подставим это соотношение в предыдущее выражение для КГ:

.

По этой формуле мы можем вычислить Кг цианида калия, воспользовавшись значением константы диссоциации синильной кислоты:

.

Таким образом, если соль образована слабой кислотой и сильным основанием, константа гидролиза связана с константой диссоциации кислоты Кдкисл зависимостью

, где Кв- ионное произведение воды.

Это уравнение показывает, что Кг тем больше, чем меньше Кдкисл. 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 с константой диссоциации основания Кдосн:

.

Поэтому 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:

.

Эти уравнения служат количественным подтверждением вывода: чем слабее кислота (основание), соль которой (которого) подвергается гидролизу, тем полнее он протекает.

Константа гидролиза связана со степенью гидролиза h уравнением, аналогичным закону разбавления Оствальда для диссоциации слабого электролита:

,

где С – молярная концентрация соли в растворе.

Чаще всего гидролизованная часть соли очень мала, а концентрация продуктов гидролиза незначительна. В подобных случаях h<<1, и в знаменателе последней формулы этой величиной можно пренебречь. Тогда связь между Кг и h выразится более простыми соотношениями:

Кг = h2C или .

Из последнего уравнения следует, что степень гидролиза данной соли тем больше, чем меньше ее концентрация; иначе говоря, при разбавлении раствора гидролизующейся соли степень ее гидролиза возрастает.

Влияние различных факторов на глубину процесса гидролиза. На глубину гидролиза, как на обратимый процесс, влияют следующие факторы:

1. Природа соли.

Природа соли проявляется в величине константы гидролиза.

2. Концентрация раствора.

Из последнего уравнения следует, что степень гидролиза данной соли тем больше, чем меньше ее концентрация; иначе говоря, при разбавлении раствора гидролизующейся соли степень ее гидролиза возрастает. Например, уменьшение концентрации раствора Nа2СО3 от 0,1 до 0,001 моль/л при 298 К приводит к увеличению степени гидролиза от 0,029 до 0,34.

Рассмотрим влияние концентрации раствора на глубину гидролиза ацетата натрия. В растворе устанавливается равновесие

СН­3СООNа + Н2О D СН­3СООН + NаОН,

которому отвечает константа:

.

При разбавлении раствора и увеличении в нем относительной концентрации воды в соответствии с принципом Ле Шателье происходит смещения равновесия в сторону прямой реакции, т.е. гидролиз усиливается (увеличивается h – степень гидролиза).

Разбавим раствор в 10 раз. В первый момент концентрации всех веществ – СН3СООNа, СН3СООН и NаОН – уменьшаются в 10 раз. Вследствие этого числитель правой части уравнения константы гидролиза уменьшится в 100 раз, а знаменатель - в 10 раз. Но Кг, как всякая константа равновесия, не зависит от концентрации веществ. Поэтому равновесие нарушится. Для того чтобы оно установилось, числитель дроби должен возрасти, а знаменатель – уменьшиться, т.е. некоторое количество соли должно дополнительно гидролизоваться. В результате этого концентрации СН3СООН и NаОН возрастут, а концентрация СНСООNа – уменьшится. Таким образом, степень гидролиза h увеличится.

3. Температура раствора.

Поскольку обратный гидролизу процесс – реакция нейтрализации протекает с выделением теплоты, то реакция гидролиза представляет собой эндотермический процесс (∆Н > 0). Согласно принципу Ле Шателье повышение температуры ведет к усилению гидролиза, а понижение температуры – к его ослаблению.

4. Введение в раствор кислоты или основания.

Подавлению гидролиза способствует введение в раствор одного из продуктов гидролиза (кислоты или основания). Для усиления гидролиза надо сделать все наоборот.

Итак, максимальная степень гидролиза достигается при высоких температурах и в разбавленных растворах.

Напротив, для уменьшения степени гидролиза необходимо использовать возможно более концентрированные растворы солей при низких температурах, а также добавлять к раствору один из продуктов гидролиза: кислоту или щелочь.


<== предыдущая страница | следующая страница ==>
Катионы | Комплексные соединения. Комплексными называют соединения, в узлах кристаллов которых находятся комплексы (комплексные ионы)

Дата добавления: 2014-09-29; просмотров: 340; Нарушение авторских прав




Мы поможем в написании ваших работ!
lektsiopedia.org - Лекциопедия - 2013 год. | Страница сгенерирована за: 0.008 сек.