Пред.
След.
Макеты страниц
Распознанный текст, спецсимволы и формулы могут содержать ошибки, поэтому с корректным вариантом рекомендуем ознакомиться на отсканированных изображениях учебника выше Также, советуем воспользоваться поиском по сайту, мы уверены, что вы сможете найти больше информации по нужной Вам тематике § 13. Вычисление концентрации ионов водорода и степени гидролиза в водных растворах гидролизующихся бинарных солейВычисление и в растворах гидролизующихся солей, образованных катионами слабых оснований и анионами сильных кислот Гидролиз по катиону. Соли типа гидролизуются по уравнению:
В ионной форме это можно записать:
или
Константа гидролиза. Применив к уравнению, выражающему в ионной форме гидролиз соли типа , закон действия масс, получим:
Произведение () называют константой гидролиза и обозначают . Поэтому в общем виде для солей типа можно написать:
При математических расчетах, связанных с применением констант равновесия, взаимодействие и образование воды не принимают в расчет, так как является величиной постоянной, равной . Поэтому равновесная концентрация воды в разбавленных водных растворах практически не изменяется. Величина входит в значения констант равновесий, характеризующих процессы, протекающие в водной среде, как это имеет место при выражении константы гидролиза. Умножив и разделив левую часть уравнения (23) на , можно представить его в следующем виде:
Но
а
Подставляя эти значения в уравнение (24), получим:
Например, для случая гидролиза можно написать:
Следовательно, константа гидролиза бинарной соли, образованной катионом слабого основания и анионом сильной кислоты, представляет собой отношение ионного произведения воды к константе электролитической диссоциации слабого основания, образующегося в процессе гидролиза. Вычисление концентрации гидролизованной части соли. Обозначим через концентрацию исходной соли и через хгилр концентрацию гидролизованной части соли. Концентрация негидролизованной части соли, равная концентрации катиона, не вступившего в реакцию гидролиза, может быть представлена в виде разности . Согласно уравнению реакции гидролиза:
, так как при гидролизе соли образуется столько молей слабого основания, сколько образуется грамм-ионов водорода и сколько молей соли гидролизовалось. Подставив в уравнение (23) значения [КЮН], , выраженные соответственно через хгидр и через . можем написать:
Если концентрацию исходной соли принять за 0,01 М, то
Поэтому, пользуясь уравнением (26), можем написать:
откуда
Следовательно, концентрация гидролизованной части соли равна . Вычисление концентрации ионов водорода. Так как , то для ее вычисления остается лишь вычислить, чему равняется . Значение можно вычислить, решая квадратное уравнение (26). В тех случаях, когда концентрация гидролизованной части соли представляет собой относительно малую величину по сравнению с большой величиной . можно знаменатель дроби уравнения приравнять к и вычислить по формуле:
Уравнение (27) показывает, что концентрация ионов водорода в водном, растворе бинарных солей (типа ), образованных катионами слабых оснований и анионами сильных кислот, пропорциональна корню квадратному из произведения константы гидролиза на молярную концентрацию соли. Вычисление степени гидролиза. Степень гидролиза (для соли типа ) выражает собой отношение гидролизованной части соли к общей ее концентрации:
Уравнение (28) показывает, что степень гидролиза солей, образованных катионами слабых оснований и анионами сильных кислот пропорциональна корню квадратному из константы гидролиза и обратно пропорциональна корню квадратному из молярной концентрации соли. Для двух сравниваемых солей указанного типа степень гидролиза будет тем выше, чем меньше величина константы диссоциации слабого основания . При концентрации , равной 0,01 М, получим:
б) Вычисление и агидр в растворах гидролизующихся солей, образованных катионами сильных оснований и анионами слабых кислот Гидролиз по аниону. Соли типа гидролизуются по уравнению:
в ионной форме:
или в общем виде:
Раствор имеет щелочную реакцию. Такой случай гидролиза называется гидролизом по аниону. Константа гидролиза. Применив закон действия масс к уравнению, выражающему в ионной форме гидролиз соли типа , получим:
или в общем виде:
Умножив и разделив левую часть уравнения (29) на , можно представить это уравнение следующим образом
но
а
откуда
Следовательно, константа гидролиза бинарной соли, образованной катионом сильного основания и анионом слабой кислоты, представляет собой отношение ионного произведения воды к константе электролитической диссоциации слабой кислоты, образующейся в процессе гидролиза. Например, для случая гидролиза KCN можно написать:
Вычисление концентрации гидролизованной части соли. Так как при гидролизе соли (типа ) , то для 0,01 М раствора KCN можно считать, что
откуда
Решая это квадратное уравнение, получим:
Вычисление концентрации ионов гидроксила. Подставляя значения , выраженные через , в уравнение (29), получим:
Так как по сравнению с величина очень малая, то можно написать:
Уравнение (31) показывает, что концентрация ионов гидроксила в водном растворе бинарных солей (типа ), образованных катионами сильных оснований и анионами слабых кислот, пропорциональна корню квадратному из произведения константы гидролиза на молярную концентрацию соли. Чтобы найти , применяют следующее уравнение . Подставляя в это уравнение значение из уравнения (31), получим:
Например, если концентрация раствора KCN равна 0,01 М, то концентрация ионов водорода в этом растворе будет равна
Вычисление степени гидролиза. Из уравнения
следует, что степень гидролиза бинарных солей, образованных анионами слабых кислот и катионами сильных оснований, пропорциональна корню квадратному из константы гидролиза и обратно пропорциональна корню квадратному из молярной концентрации соли. Для двух сравниваемых солей указанного типа степень гидролиза будет тем больше, чем меньше величина . В 0,01 М растворе KCN степень гидролиза равна:
Вычисление степени гидролиза солей, образованных катионами сильных оснований и анионами слабых многоосновных кислот. Вычисление степени гидролиза солей типа производят, не принимая в расчет вторую ступень гидролиза таких солей. Другими словами, уравнения остаются прежними [см. уравнение ], но в формулу подставляют — вторую константу электролитической диссоциации слабой двухосновной кислоты, образующейся согласно уравнению первой ступени гидролиза соли:
Пример. Вычислить степень гидролиза 0,1 М раствора . Решение. Гидролиз карбоната натрия протекает согласно следующим уравнениям:
Не принимая в расчет вторую ступень гидролиза, можно написать:
в) Вычисление в растворах гидролизующихся солей, образованных катионами слабых оснований и анионами слабых кислот Гидролиз соли такого типа, как, например, , можно выразить уравнением:
в ионной форме:
или в общем виде:
Такой случай гидролиза называют гидролизом по катиону и аниону. Водные растворы таких солей имеют нейтральную, кислую или щелочную реакцию в зависимости от величины констант электролитической диссоциации кислот и оснований , образующих эти соли. Константа гидролиза. Применив закон действия масс к уравнению, выражающему в ионной форме гидролиз соли типа , получим:
или в общем виде для солей типа :
Умножив числитель и знаменатель уравнения (34) на произведение , получим:
Однако
откуда
Следовательно, константа гидролиза бинарной соли, образованной катионом слабого основания и анионом слабой кислоты, представляет собой отношение ионного произведения воды к произведению констант электролитической диссоциации слабого основания и слабой кислоты, образующихся в процессе гидролиза. Например, для случая гидролиза можно написать:
Вычисление концентрации гидролизованной части соли. Обозначим через концентрацию гидролизованной части соли, тогда концентрация негидролизованной части соли может быть представлена в виде Из уравнения гидролиза соли, гидролизующейся по катиону и аниону
следует, что . Равновесные концентрации катиона и аниона равны между собой т. е.
Подставив значения равновесных концентраций в уравнение (34), получим:
Если концентрация гидролизованной части соли относительно невелика, т. е. если данная соль гидролизуется относительно слабо, то можно приравнять к Тогда, решая уравнение (26а), получим:
Например, для 0,01 М раствора
Вычисление концентрации ионов водорода и гидроксила. Подставив в уравнение (36) значение , выраженное через , из уравнений (23) и (25) или, выраженное через , из уравнений (29) и (30), получим:
или
Уравнение (38) показывает, что концентрация ионов водорода в водном растворе бинарных солей (типа ), образованных катионами слабых оснований и анионами слабых кислот, пропорциональна произведению константы электролитической диссоциации кислоты на корень квадратный из константы гидролиза. Аналогично поступают при вычислении концентрации ионов гидроксила:
Умножим числитель и знаменатель на величину тогда
Из уравнений (37) и (39) следует, что растворы бинарных солей слабых кислот и слабых оснований, характеризующихся равными значениями , имеют нейтральную реакцию даже в тех случаях, когда соль в значительной степени гидролизовалась. Если не равна , то кислая, или щелочная, реакция зависит от отношения констант диссоциации кислот и оснований. Например, для 0,1 н. раствора будем иметь
и, соответственно,
Следовательно, в растворе концентрация ионов гидроксила больше концентрации ионов водорода и раствор имеет слабощелочную реакцию. Как видно из уравнения (38), в растворе солей, гидролизующихся по катиону и аниону, не зависит от концентрации данной соли. Вычисление степени гидролиза. Степень гидролиза представляет собой отношение концентрации гидролизованной соли к ее общей концентрации, поэтому, пользуясь приближенной формулой для вычисления , можно рассчитать :
Из этого уравнения следует, что степень гидролиза бинарных солей, образованных катионами слабых оснований и анионами слабых кислот, пропорциональна корню квадратному из константы гидролиза. Например, для .
или в процентах: Все приближенные формулы для вычисления приведены в табл. 12. Вычисление степени гидролиза сильно гидролизующихся солей. В случае сильно гидролизующейся соли концентрация ее гидролизованной части составляет относительно большую величину. В таком случае уже нельзя приравнивать к . Пользуясь приближенными формулами при расчетах степени гидролиза сильно гидролизующихся солей, можно допустить большие неточности. Поэтому они применимы только для расчета степени гидролиза слабо гидролизующихся солей. В аналитической практике имеет большое значение расчет степени гидролиза ряда сильно гидролизующихся солей, образованных катионами слабых оснований и анионами слабых кислот, например . Расчет степени гидролиза такого рода солей проводят исходя из уравнения первой ступени гидролиза, так как гидролиз солей многоосновных кислот протекает в основном по первой ступени, например:
или
Вычисление проводят по более точной формуле. Так как степень гидролиза представляет собой отношение , то для соли типа , гидролизующеися по катиону и по аниону:
Другие равновесные концентрации можно представить в следующем виде:
Подставив эти значения равновесных концентраций в уравнение (34), получим:
откуда
Эту формулу и применяют для вычисления степени гидролиза указанных выше солей с той лишь разницей, что вместо подставляют вторую константу электролитической диссоциации слабой кислоты, образующейся в результате полного гидролиза . Таблица 11. Формулы для вычисления в растворах гидролизирующихся бинарных солей
Пример. Вычислите степень гидролиза растворов . Решение. Для :
Для :
|
1 |
Оглавление
|