7. Титром – называют число граммов вещества, содержащееся в раствора.

, (12)

выражается в г/мл.

Например, если титр раствора серной кислоты равен 0,0049 г/мл (обозначается Т (H₂SO₄) = 0,0049 г/мл), то в 1 мл раствора содержится 0,0049 г серной кислоты.

Закон эквивалентов

Закон эквивалентов: Объемы двух растворов разных веществ, нацело реагирующих между собой, обратно пропорциональны нормальностям этих растворов.

или , (13)

где – нормальность первого раствора,

– нормальность второго раствора,

– объем первого раствора,

– объем второго раствора.

30. Гидролиз солей. Константа гидролиза. Рн.

ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ

Реакция чистой воды является нейтральной . Водные растворы кислот и оснований имеют соответственно кислую и щелочную реакцию. Практика, однако, показывает, что не только кислоты и основания, но и соли могут иметь щелочную или кислую реакцию — причиной этого является гидролиз солей.

Взаимодействие солей с водой, в результате которого образуются кислота (или кислая соль) и основание (или основная соль), называется гидролизом солей.

Суть явления гидролиза состоит в следующем.

Схема гидролиза: Соли в растворенном состоянии диссоциируют на ионы, один из видов этих ионов (катион или анион) химически реагирует с водой, связывая либо катион , либо анион . В результате этого равновесие диссоциации самой воды как растворителя смещается вправо:

Причина гидролиза состоит в том, что ионы соли образуют с ионами воды малодиссоциирующие соединения (ионы или молекулы). Реакция гидролиза всегда направлена в сторону образования таких соединений или комплексов:

Причиной гидролиза является электролитическая диссоциация соответствующих солей и воды.

Любую соль можно представить как продукт взаимодействия кислоты и основания.

Рассмотрим гидролиз солей следующих основных типов:

1. _{Соли сильного основания и сильной кислоты}, при растворении в воде (например, ) не гидролизуются, и раствор соли имеет нейтральную реакцию.

2. Эти соли в водных растворах практически не подвергаются гидролизу. Это объясняется тем, что ни катион, ни анион не связывают ни , ни воды.

слабым электролитом здесь является вода

К равновесию можно применить закон действия масс.

Поскольку процесс гидролиза обратим, константа равновесия может быть записана следующим образом: МА + Н₂O ↔ МОН + НА ,

т.к. [Н₂О] = const и в разбавленных растворах может считаться величиной постоянной.

2. Соли сильного основания и слабой кислоты, например КСlO, Na₂CO₃, СН₃СООNа, NaCN, Na₂S, К₂SiO₃.

Запишем уравнение гидролиза ацетата натрия: CH₃COONa + Н₂О ↔ СН₃СООН + NaOH В результате реакции образовался слабый электролит — уксусная кислота. В ионном виде этот процесс можно записать так: СН₃СОО^- + Н₂О ↔ СН₃СООН + ОН^-

Следовательно, раствор СН₃СООNа будет проявлять щелочную реакцию.

При растворении солей многоосновных кислот гидролиз протекает ступенчато, например: или в ионной форме

Этот процесс отражает гидролиз по первой ступени. Чтобы гидролиз прошел полностью, как правило, увеличивают температуру процесса:

Таким образом, при растворении в воде соли сильного основания и слабой кислоты раствор приобретает щелочную реакцию вследствие гидролиза (гидролиз по аниону) , т.к. МА ↔ М⁺ + А^- гидролиз по аниону А^- + НОН ↔ НА + ОН^-

где НА - слабодиссоциирующая слабая кислота

Степень протекания гидролиза увеличивается в ряду анионов:

F⁻, NO₂⁻, CH₃COO⁻, SO₃²⁻, ClO⁻, CN⁻, CO₃²⁻, PO₄³⁻, S²⁻, SiO₄⁴⁻.

Примеры реакций гидролиза анионов:

а) СO₃²⁻ + H₂O HСO₃⁻ + OH⁻

б) PO₄³⁻ + H₂O HPO₄²⁻ + OH⁻

в) S²⁻ + H₂O HS⁻ + OH⁻

(обратите внимание, что в уравнениях обратимого гидролиза фигурирует только одна молекула воды!).

Ионы CO₃²⁻, PO₄³⁻ и S²⁻ подвергаются гидролизу в большей степени, чем NO₂⁻: в их 0,1 М растворах − на 5%, 37% и 58% соответственно. Причина этого состоит в том, что сила соответствующих кислот в указанном ряду (азотистая − угольная по второй ступени − ортофосфорная по третьей ступени − сероводородная по второй ступени) убывает. Поэтому растворы солей Na₂CO₃, K₃PO₄ и BaS будут сильнощелочными (рН > 7).

3. Соли слабого основания и сильной кислоты, например

Рассмотрим гидролиз хлорида железа (II):

В ионном виде этот процесс можно записать так:

По второй ступени гидролиз протекает следующим образом:

Из приведенных реакций ясно, что в результате гидролиза солей слабого основания и сильной кислоты раствор приобретает кислую реакцию (гидролиз по катиону). , т.к. .

Итак, соли, образованные катионом малорастворимого основного или амфотерного гидроксида и анионом сильной кислоты, подвергаются гидролизу по катиону и образуют в растворе кислотную среду. М⁺ + НОН ↔ МОН + Н⁺ где МОН - малодиссоциирующее основание, т.е. гидролиз протекает по катиону

Степень гидролиза катионов увеличивается в ряду

Ni²⁺, La³⁺, Mn²⁺, NH₄⁺, Co²⁺, Zn²⁺, Cd²⁺, Cu²⁺, Fe²⁺, Pb²⁺, Al³⁺, Sc³⁺, Cr³⁺, Fe³⁺.

Другие примеры (в 0,1 М растворах):

а) Zn²⁺ + H₂O ZnOH⁺ + H⁺ (α = 0,05%)

б) Cr³⁺ + H₂O CrOH²⁺ + H⁺ (α = 3,3%)

в) Fe³⁺ + H₂O FeOH²⁺ + H⁺ (α = 22,8%)

Соли, образованные катионами, сильно подверженными гидролизу (такие как Sn²⁺ или Bi³⁺), удается растворить только при добавлении кислоты; при растворении в чистой воде гидроксокатионов получается настолько много, что соответствующая основная соль выпадает в осадок:

Bi(NO₃)₃ + H₂O = Bi(NO₃)₂OH↓ + HNO₃

4.Соли слабого основания и слабой кислоты, например В этом случае в реакции участвуют анион и катион соли:

М⁺ А^- + НОН ↔ МОН + НА

Реакция среды в растворах подобных солей зависит от относительной силы кислоты и основания. Другими словами, водные растворы таких солей могут иметь нейтральную, кислую или щелочную реакцию в зависимости от констант диссоциации образующихся кислот и оснований.

раствора зависит от соотношения констант диссоциации кислоты и основания, образующих соль: если то ;

если то ;

если то .

При растворении в воде таких солей образуются малодиссоциирующие кислота и основание:

или в ионном виде:

Константы диссоциации уксусной кислоты и гидроксида аммония приблизительно равны, это объясняет то, что при растворении ацетата аммония раствор остается нейтральным.

Так, при гидролизе реакция раствора будет слабощелочной, поскольку константа диссоциации гидроксида аммония больше константы диссоциации уксусной кислоты .

Степень и константа гидролиза

Процесс гидролиза солей количественно может быть охарактеризован с помощью двух величин: степени гидролиза h, константы гидролиза К_гидр.

Константа гидролиза определяет состояние химического равновесия в растворе гидролизованной соли.

K_Г - константа гидролиза - константа равновесия обратимой реакции.

Например, для равновесного состояния I ступени гидролиза Na₂CO₃ и ZnCl₂ К_гидр. выразится уравнениями:

;

, для солей, образованных сильным основанием и слабой кислотой.

, для солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой.

, для солей, образованных слабым основанием и слабой кислотой.

Зависит от температуры, но не зависит от концентрации раствора.

Степенью гидролиза h называется отношение количества молекул соли, подвергшихся гидролизу, к общему количеству молекул соли в растворе.

h - степень гидролиза показывает, какая часть соли прогидролизовалась, то - есть превратилась в свои составляющие. Измеряется в процентах или долях единицы.

Очевидно, степень гидролиза h может изменяться в следующих пределах: h = 1 – полный гидролиз, h = 0 – гидролиз отсутствует.

(22) , для солей, образованных сильным основанием и слабой кислотой. , для солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой. , для солей, образованных слабым основанием и слабой кислотой.

Степень гидролиза не является константой.

Изменяется с температурой, зависит от концентрации солевого раствора.

Исходя из выражения для К_гидр. и h, концентрация [H⁺], для солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой, будет равна: (23)

Для солей, образованных сильным основанием и слабой кислотой:

(24)

Для солей, образованных слабым основанием и слабой кислотой:

,

,

. (25)

Факторы, влияющие на степень гидролиза: природа и концентрация соли, температура, реакция среды.

а) с увеличением разбавления степень гидролиза увеличивается.

б) с увеличением температуры раствора степень гидролиза сильно возрастает. Это связано с тем, что с увеличением температуры увеличивается степень диссоциации воды и увеличивается концентрация ионов Н⁺ и ОН^-, что усиливает взаимодействие ионов соли.

в) большое влияние на степень гидролиза оказывает и реакция среды (рН).

Из сказанного ясно, что для ослабления гидролиза растворы следует хранить концентрированными и при низкой температуре. Кроме того, подавлению гидролиза способствует подкисление (в случае солей, образованных сильной кислотой и слабым основанием) или подщелачивание (в случае солей, образованных слабой кислотой и сильным основанием).

Увеличение концентрации воды (или изменение концентрации соли) в растворе в силу постоянства К_гидр. смещает равновесие слева направо, поэтому разбавленные растворы солей гидролизуются полнее и быстрее, чем концентрированные, и степень гидролиза возрастает с разбавлением раствора.

Водородный показатель представляет собой десятичный логарифм концентрация водородных ионов, взятый с обратным знаком

Сумма водородного и гидроксильного показателей постоянна и равна – отрицательному логарифму константы автопротолиза.

Постоянство величины позволяет утверждать, что при увеличении в растворе концентрации ионов водорода (растворение кислоты) происходит уменьшение концентрации гидроксид-ионов, и наоборот.

Если , , то среда раствор нейтральная;

если моль/л, < 7, то раствор кислый;

если моль/л, >7, то раствор щелочной.

Поскольку значения концентрации ионов водорода в химии растворов используется очень часто, то для удобства введено представление

Кислотно-основные свойства растворов имеют большое значение практически во всех областях экспериментальной и прикладной химии.

среда
Морская вода	8,4
Вода	6,0
Молоко	7,5
Кофе	5,0
Желудочный сок	1,8
Этиловый спирт	~5,5

Водный раствор этилового спирта имеет слабощелочную среду, достигая ~8,5 при концентрации 70 %, что приводит к нарушению кислотности желудочного сока.

Для количественного определения рН существуют различные способы. Простейшим способом является использование индикаторов, представляющих собой окрашенное вещество, обычно растительного происхождения, способное существовать в двух формах - кислой и основной, в которых оно имеет различную окраску.

Для приблизительной оценки рН пользуются бумажными лентами (лакмусовыми бумажками), пропитанными различными индикаторами, к которым прилагается цветная шкала сравнения.В лабораторной практике для более точного и быстрого определения рН используются приборы - рН-метры, чтобы понять действие прибора, нужно быть знакомым с принципами электрохимии