2. Ступінь гідролізу. Константа гідролізу. Вплив температури і концентрації солі на ступінь гідролізу.

Для перших трьох типів солей гідролізу підлягає не вся кількість солі, що знаходиться в розчині, а лише її частка. Тобто, в розчині встановлюється динамічна рівновага між сіллю і утвореною кислотою або основою. Таким чином, стан гідролізу може бути охарактеризований ступенем гідролізу.

Ступінню гідролізу солі називається відношення числа гідролізованих молей солі до загальної кількості молей солі, що знаходяться в розчині:

Ступінь гідролізу залежить від концентрації солі. визначається природою солі і теж визначається природою солі, що видно з попередніх викладок (закон Оствальда ). Рівновага гідролізу, як і любому рівноважного процесу, може бути зміщеною.

Підвищення температури розчину солі або зменшення його концентрації, тобто розведення розчину, може значно посилити гідроліз. Крім того, ослабленню гідролізу сприяє підкислення або підлуження розчинів.

До цього ми розглядали гідроліз солей, що перебігають в одну стадію. Що ж відбувається, коли солі і змістити рівновагу в сторону продуктів гідролізу. Зміщенню рівноваги в сторону вихідних речовин, тобто ослаблення його, сприяє зниження розчину і підвищення концентрації солі.

Виведемо рівняння константи гідролизу солі, утвореної слабкою кислотою та сильною основою:

рівняння константи рівноваги для данной реакції буде мати вигляд:

    або   

Оскільки концентрація молекул води в розчині постійна, то добуток двох сталих можно замінити однією новою — константою гідролиза:

Численне значення константи гідролиза отримаємо, використовуючи йонний добуток води та константу дисоціації азотистої кислоти :

підставимо в рівняння константи гідролиза:

В загальному випадку для солі, утвореної слабкою кислотою та сильною основою:

, де K_a — константа диссоціації слабкої кислоти, яка утворилася при гідролізі.

Константа гідроліза солі, утвореної слабкою кислотою та сильною основою виражається відношенням йонного добутку води до константи дисоціації кислоти

Для солі, утвореної сильною кислотою та слабкою основою:

, де K_b — константа диссоциации слабкої основи, яка утворилася при гідролізі .

Константа гідроліза солі, утвореної слабкою основою та сильною кислотою виражається відношенням йонного добутку води до константи дисоціації основи.

Для солі, , утвореної слабкою кислотою и слабкою основою:

.

Константа гідроліза солі, утвореної слабкою кислотою та слабкою сновою виражається відношенням йонного добутку води до добутку констант дисоціації кислоти та основи.

3. Теорія кислот і основ.

Теорії кислот і основ - сукупність фундаментальних фізико-хімічних уявлень, що описують природу і властивості кислот і основ. Всі вони вводять визначення кислот і підстав - двох класів речовин, що реагують між собою. Завдання теорії - пророкування продуктів реакції між кислотою і основою і можливості її протікання, для чого використовуються кількісні характеристики сили кислоти і основи. Відмінності між теоріями лежать в визначеннями кислот і основ, характеристики їх сили і, як наслідок - у правилах передбачення продуктів реакції між ними. Всі вони мають свою область застосування, якісь області частково перетинаються.

Кислотно-основні взаємодії надзвичайно є поширеним в природі і знаходять широке застосування в науковій та виробничій практиці. Теоретичні уявлення про кислот і основ мають важливе значення у формуванні всіх концептуальних систем хімії та надають різнобічний вплив на розвиток багатьох теоретичних концепцій у всіх основних хімічних дисциплінах.

На основі сучасної теорії кислот і основ розроблені такі розділи хімічних наук, як хімія водних і неводних розчинів електролітів, рН-метрія у неводних середовищах, гомо-і гетерогенний кислотно-основний каталіз, теорія функцій кислотності та багато інших.

Кислоти - це речовини, що утворюють у водному розчині іони гідратовані катіони водню Н ⁺ (іони гідроксонію) і аніони кислотного залишку.

Основи - речовини, дисоціюють у водному розчині з утворенням катіонів металу і гідроксид-аніонів ОН ^-.

Солі - речовини, дисоціюють з утворенням катіону металу та аніону кислотного залишку.

Продукти реакції. В реакції кислоти з основою (реакція нейтралізації утворюється сіль і вода.

Приклади. Кислота - HCl (кислотний залишок Cl ^-):

HCl + H₂O ↔ H₃O ⁺ + Cl ^-

Основа - NaOH:

NaOH ↔ Na ^{+ +} OH ^-

Реакція нейтралізації (сіль - NaCl):

HCl + NaOH = NaCl + H ₂ O

Критерії протікання реакції. Сильні кислоти реагують з сильними основами. Чим слабкіше кислота, тим більш сильне підставу потрібно для реакції.

Кількісні характеристики Сила кислоти і основи характеризуються їх константами дисоціації K_д

Для кислоти HA K = [H ^+] [A ^-] / [HA]

Для заснування MOH K = [M ^+] [OH ^-] / [MOH]

Щоб пройшла реакція між кислотою і основою, твір їх констант дисоціації повинно бути більше, ніж 10 ^-14 (іонний добуток води).

Область застосовності. Вона цілком задовільно описує реакції досить сильних кислот і основ один з одним і властивості їх водних розчинів. На основі уявлень про ступінь і константу дисоціації було закріплено розподіл електролітів на сильні і слабкі, введено поняття водневого показника, поширення якого на лужні середовища вимагає, однак, додаткових допущень (введення іонного добутку води).

Теорію можна застосовувати для опису гідролізу солей і реакції кислот і основ з солями, однак при цьому потрібно вельми громіздкий апарат - протонна теорія набагато зручніше.

Контрольні питання:

1. Що таке гібридизація атомних орбіта лей?

2. Які типи гібридизації Ви знаєте та охарактеризуйте їх?

3. В чому заключається умова стійкої гібридизації?

4. Що означає поляризація ковалентного зв’язку. Поясніть причини виникнення ковалентного полярного та неполярного зв’язків.

5. Механізм утворення ковалентного зв’язку. Чому він є як крайній випадок поляризації ковалентного зв’язку?

6. Назвіть та охарактеризуйте механізм утворення інших типів зв’язків.

Домашнє завдання:

Опрацювати :

Література