4. Гідроліз солей, утворених слабкими кислотами і слабкими

основами (тип ІV) проходить практично повністю (з водою взаємодіють

катіон і аніон), при цьому утворюються слабкі електроліти: кислоти і основи.

СН3СООNH4 + HOH = CH3COOH + NH4OH

або в йонному вигляді:

CH3COO - + NH4⁺ + HOH = CH3COOH + NH4OH

рН таких розчинів може бути трохи нижчим або вищим ніж 7 ісередовище близьким до нейтрального

Отже, одержати розчинні солі слабких кислот і слабких основ з водного

розчину обмінними реакціями не можливо внаслідок повного гідролізу який

перебігає при одночасній присутності у розчині катіонів слабої основи і

атомів слабої кислоти які взаємно підсилюють гідроліз один одного.

Наприклад:

AI2(SO4)3 + 3Na2CO3 + 3H2O = 3Na2SO4 + 2AI(OH)3 + 3CO2

Кількісно гідроліз оцінюють за ступенем і константою гідролізу.

Ступінь гідролізу h - це відношення числа молекул солі, які піддалися

n_гідрдо загального числа молекул солі N.

Ступінь гідролізу залежить від природи солі, її концентрації ітемператури розчину. З розбавленням і підвищенням температури розчинуступінь гідролізу солі як правило зростає.

Величина константи гідролізу (КГІДР.) характеризує здатність даної солі

піддаватися гідролізу, чим більше значення КГІДР, тим повніше (приоднакових температурі і концентрації солі) перебігає гідроліз.

Для послаблення гідролізу розчини необхідно зберігатиконцентрованими і при низьких температурах. Окрім цього, зменшеннюгідролізу сприяє підкислення (у випадку солей, утворених сильною кислотоюі слабкою основою) або підвищенням лужності розчину (для солей, утворенихсильною основою і слабкою кислотою)

Контрольні питання:

1. Записати математичний вираз добутку розчинності (ДР) для хромата Аргентума (Ag₂CrO₄), гідроксиду магнію Mg(OH)₂ , фосфату барію Ba₃(PO₄)₂/

2. Яка із наведених солей піддається гідролізу:

а) NaCl; б) Pb(CH₃COO)₂ в) KNO₃ г) Na₂SO₄

3. Яка з наведених солей не піддається гідролізу:

а) NaCl; б) Pb(CH₃COO)₂ в) Na₂СO₃ г) NН₄Cl.

4. Обчислити ДР солі, якщо відомо, що в насиченому розчині AgСl при 25⁰С міститься 1,86*10^-3 г солі в 1 л.

Теоретичний матеріал до практичної роботи № 8,9

Тема: Водневий показник. Буферні системи, класифікація та механізм їх дії.

Актуальність теми:

Часто під час експериментальних досліджень у хімії, біології, медицині, у промисловому виробництві виникає потреба забезпечити сталість рН середовища, оскільки внаслідок перебігу хімічних реакцій можуть утворюватись або витрачатись іони Гідрогену. Щоб процес відбувався за сталого значення рН, у розчин вводять буферні системи, які підтримують рН середовища практично незмінним. Фізіологічні рідини організму характеризуються сталим значенням рН. Це досягається як за допомогою фізіологічних ( за участю таких органів, як нирки, печінка, легені, кишки), так і фізико-хімімічних механізмів (завдяки дії буферних систем).

План:

1. Буферні розчини. Типи буферних систем.

2. Буферна дія.

3. Буферна ємність.

1. Буферні розчини. Типи буферних систем.

Буферними системами називають розчини, які здатні зберігати постійну концентрацію іонів Гідрогену, тобто значення рН середовища, при добавлянні до них невеликих кількостей кислоти чи лугу або при розбавлянні їх.

Типи буферних систем

До буферних систем належать суміші, що містять:

• Слабку кислоту і сіль цієї кислоти, утворену сильною основою, наприклад СН₃СООН + СН₃СООNa (ацетатний буфер);

• Слабку основу і сіль цієї основи, утворену сильною кислотою, наприклад NH4OH + NH4Cl (аміачний буфер);

• Солі багатоосновних кислот, наприклад NaH₂PO₄ + Na₂HPO₄ (фосфатний буфер); Na₂CO₃ + NaHCO₃ (карбонатний буфер);

• Сильну або слабку кислоту (кислотний компонент) і гліцин або луг (основний компонент), наприклад HCl + NH₂CH₂COOH (діапазон рН 1,0-3,7), NH2CH2COOH + NаOH (діапазон рН 2,2 – 6,5).