Найбільш уживані буферні суміші

Назва суміші	Склад	рН
Форміатна	HCOOH+HCOONa	3,8
Бензоатна	C6H5COOH+C6H5COONa	4,2
Ацетатна	CH3COOH+CH3COONa	4,8
Фосфатна	NaH2PO4+Na2HPO4	6,6
Амонійна	NH4OH+NH4Cl	9,2

Концентрації компонентів однакові.

Література: 1 с.56-64, 65-79; 6 с.213-227, 243-248, 256-265; 9 с. 102-119

Рівновага у розчинах солей, які піддаються гідролізу

Лекція №8 (2 години)

План

1. Амфоліти. Застосування амфотерності в аналітичній хімії.

2. Гідроліз солей.

3. Кількісні характеристики процесу гідролізу.

4. рН розчину солей, що піддаються гідролізу.

Амфоліти. Застосування амфотерності в аналітичній хімії

З точки зору теорії електролітичної дисоціації кислоти  це електроліти, які дисоціюють у розчинах з утворенням гідроген-іонів, а луги  електроліти, які дисоціюють у розчинах із відщепленням гідроксид-іонів. Гідроксиди можуть взаємодіяти з кислотами з утворенням солей. Існують гідроксиди, які здатні вступати у взаємодію й утворювати солі не тільки з кислотами, але і з гідроксидами. Наприклад,

Zn(OH)₂+2HCl=ZnCl₂+2H₂O,

Zn(OH)₂+2NaOH=Na₂ZnO₂+2H₂O.

Такі гідроксиди називають амфотерними електролітами. До них відносяться Al(OH)₃, Zn(OH)₂, Cr(OH)₃, Pb(OH)₂, Sn(OH)₂, As(OH)₃ та інші.

Явище амфотерності можна пояснити тим, що в молекулах амфолітів міцність зв’язку між металом та киснем не сильно відрізняється від міцності зв’язку між киснем та воднем. Дисоціація таких молекул можлива за місцями обох цих зв’язків. Якщо позначити амфоліт ROH, то дисоціацію можна виразити схемою:

Н⁺+RO^-ROHR⁺+OH^-.

Таким чином у розчині амфоліту існує складна рівновага, в якій приймають участь продукти дисоціації як за типом кислоти, так і за типом основи. Наприклад,

Zn(OH)₂



2H⁺+ZnO₂^2-Zn(OH)₂Zn²⁺+2OH^-

Гідроліз солей

Гідроліз солей  взаємодія речовин із водою при якій складові частини речовини з’єднуються зі складовими частинами води.

Існує чотири випадки гідролізу:

Гідроліз за катіоном, якому підлягають солі утворені сильною кислотою і слабким лугом

NH₄Cl+ H₂O NH₄OH+HCl,

NH₄⁺+ H₂O NH₄OH+H⁺ pH7

У випадку двохзарядного катіону гідроліз іде за ступенями.

MgI₂+ H₂O MgOHI+HI,

Mg²⁺+ H₂O MgOH⁺+H⁺. pH7

Гідроліз за аніоном, якому підлягають солі утворені із сильного лугу та слабкої кислоти

NaNO₂+H₂O NaOH+HNO₂,

NO₂^-+ H₂O HNO₂+OH^- pH7

У випадку двохзарядного аніону гідроліз іде за ступенями.

Na₂S+ H₂O NaHS+NaOH,

S^2-+ H₂O HS^-+OH^-. pH7

Гідроліз за катіоном та аніоном, якому підлягають солі утворені слабкою кислотою і слабким лугом

CH₃COONH₄+ H₂O CH₃COOH+NH₄OH.

Щоб з’ясувати середовище, треба з’ясувати К_д(CH₃COOH) і К_д(NH₄OH).

К_д(CH₃COOH) = К_д(NH₄OH). Це означає, що в цьому випадку рН=7.

Якщо сіль утворена із сильних кислоти та лугу, то гідроліз не іде, тільки дисоціація електроліту

NaOH+HClNaCl+H₂O,

NaCl+H₂ONa⁺+Cl^-+H⁺+OH^-. рН=7

Кількісні характеристики процесу гідролізу

Кількісно процес гідролізу характеризується ступенем гідролізу (α) та константою гідролізу (К_гідр).

Ступінь гідролізу, тобто мольна доля електроліту, яка піддається гідролізу (у %), залежить від природи солі, температури та концентрації розчину. Розведення розчину та нагрівання збільшують ступінь гідролізу.

Константою гідролізу називають перетворену константу рівноваги реакції гідролізу. Наприклад, для реакції гідролізу етаноат-іона:

CH₃COO^-+ H₂O CH₃COOH+OH^-.

.

Для малодисоційованих розчинів Н₂О const, тому К_рівнН₂О=const=К_гідр. Шляхом перетворень можна виразити К_гідр через величини константи дисоціації слабкої кислоти, яка утворюється в результаті гідролізу (К_кисл) та іонного добутку води.

Замінивши через іонний добуток води (К_w) концентрацію гідроксид-іонів

ОН^-= , отримують вираз К_гідр. для випадку гідролізу за аніоном:

; .

Аналогічно за катіоном: .

рН розчину солей, що піддаються гідролізу

Сіль утворена із сильної кислоти та слабкої основи

NH₄OH+HCl=NH₄Cl+H₂O

NH₄⁺+H₂O=NH₄OH+H⁺. Середовище кисле.

Чим слабкіше основа, тим більше рівновага зміщується праворуч, тобто концентрація гідроген-іонів у розчині визначається здатністю до дисоціації слабкої основи, тобто значенням її константи дисоціації:

К_осн.= . К_w=Н⁺ОН^- 

К_гідр= .

З рівняння гідролізу видно, що з кожної молекули NH₄OH утворюється один гідроген-катіон. Це означає, що рівноважна концентрація гідроген-іонів дорівнює рівноважній концентрації розчину амоніаку. Рівноважну концентрацію амоній-катіонів можна прийняти рівною початковій концентрації солі (С_солі), тому сіль майже повністю дисоціює.

, ,

lg ,

-lg ,

рН= .

Сіль утворена із слабкої кислоти та сильної основи

CH₃COOH+NaOH=CH₃COONa+H₂O,

CH₃COO^-+H₂O=CH₃COOH+OH^-.

Константа дисоціації етанової кислоти записується таким чином:

К_кисл= .

Підставимо вираз константи дисоціації кислоти у рівняння константи гідролізу:

К_гідр= ,

.

Виразимо концентрацію гідроксид-іонів з іонного добутку води:

, .

Підставимо у рівняння 1 рівняння 2:

.

Виразимо концентрацію гідроген-іонів:

.

Прологарифмуємо одержане рівняння:

Сіль утворена зі слабкої кислоти та слабкої основи основи

CH₃COOH+NН₄OH=CH₃COONН₄+H₂O.

.

.

Література: 2, с. 200-206; 6, с.283-288; 9, с.228-235