1. Гидролизсолей. Степень и константа гидролиза. Расчет рН растворов солей, образованных слабой кислотой и сильным основанием, сильной кислотой и слабым основанием.

Гидролиз солей:

В общем случае под гидролизом понимают взаимодействие любых веществ с водой.

Рассмотрим частный случай гидролиза – взаимодействие солей с водой.

Признаком протекания гидролиза солей является изменение среды раствора с нейтральной на кислотную или щелочную.

Сущность гидролиза заключается в образовании слабых электролитов – кислоты или основания – с одновременным появлением в растворе избытка Н⁺ или ОН^- .

Если в результате гидролиза образуется слабое основание, то говорят, что гидролиз протекает по катиону, если слабая кислота – по аниону, если одновременно и то и другое – то по катиону и по аниону.

Соль образована слабым основанием и сильной кислотой:

NH₄Cl + H₂O = NH₄OH + HCl

NH₄⁺ + Cl^- + H₂O = NH₄OH + H⁺ + Cl^-

NH₄⁺ + H₂O = NH₄OH + H⁺ (1)

При гидролизе данных солей в растворе образовался избыток ионов Н⁺, среда кислая (рН<7).

Так как гидролиз процесс обратимый, то он характеризуется своей константой равновесия.

К_р = [NH₄OH]_*[H⁺]/[NH₄⁺]_*[H₂O] (2)

При гидролизе концентрация воды практически не изменяется; вносим её под знак константы равновесия; произведение 2х постоянных, так же постоянное, которое обозначают К_г – константа гидролиза.

К_г=К_р[H₂O] = [NH₄OH]_*[H⁺]/[NH₄⁺]

К_г=[NH₄OH]_*[H⁺]/[NH₄⁺] (3)

Умножаем числа и знаменатель уравнения (3) на С(ОН^-).

К_г=К_w/К_в (4)

Для количественной характеристики процесса гидролиза так же введено понятие степени гидролизаh – отношение С(прогидролизированной соли) к исходной С.

h=C_гидр/C₀ (5)

[H⁺]=[NH₄OH]=hC₀ (6)

[NH₄⁺]=C₀–hC₀=C₀(1–h) (7)

Подставим уравнение (6) и (7) в уравнение (3):

К_г=h²C₀/(1–h) (8)

При гидролизе данных солей h<<1 и её значением знаменателя уравнения (8) можно пренебречь и оно принимает вид:

К_г=h²C₀ (9)

h²C₀ = K_w/K_в

h=корень из К_w/К_вС₀ (10)

Рассчитав степень гидролиза и зная С₀ из уравнения (6), мы рассчитываем [H⁺] и определяем рН раствора данной соли.

Соль образована сильным основанием и слабой кислотой:

NaCN + H₂O = HCN + NaOH

CN^- + H₂O = HCN + OH^-

pH>7, среда щелочная, избыток ОН^-.

Соль образована слабым основанием и сильной кислотой:

NH4Cl в результате образуется избыток ионов H⁺ , среда кислая (pH< 7) .

NH4Cl + HOH туда сюда стрелкаNH4OH + HCl (рН < 7).

NH4+ + HOH туда сюда стрелкаNH4OH + H+

Это обратимый гидролиз

Ход рассуждения: константа гидролиза, степень гидролиза и концентрация ионов ОН^- полностью аналогичны рассмотренным в пункте 1.

К_г = K_w/K_a

H = K_w/C₀K_a

[OH^-] = hC₀

2. Растворы, их классификация. Способы выражения концентрации растворов, массовая доля, норм концентрация, молярная концентрация,титр. Коэффициент растрворимости, зависимость от температуры для твердых веществ и газов.

Раствор - однородная смесь, состоящая из частиц растворенного вещества ,растворителя и продуктов их взаимодействия.

Классификация растворов:

-по агрегатному состоянию – твердые,жидкие,газообразные.

-по размеру частиц – коллоидные и истинные. В истинных растворах размер частиц менее 1·10⁻⁹ м, частицы в таких растворах невозможно обнаружить оптическими методами; в то время как в коллоидных растворах размер частиц 1·10⁻⁹ м — 5·10⁻⁷ м, частицы в таких растворах можно обнаружить при помощи ультрамикроскопа.

- По наличию или отсутствию электролитической диссоциации растворы подразделяют на два класса – растворы электролитов и неэлектролитов.

Растворы электролитов – растворы диссоциирующих на ионы солей, кислот, оснований.

Растворы неэлектролитов – растворы веществ, практически не диссоциирующих в воде. Например, растворы сахарозы, глюкозы, мочевины.

Концентрацию ве-а можно выразить различными способами:

Массовая доля - безразмерная величина, характеризующая отношение растворенного вещества к общей массе раствора. Находится по формуле –

Нормальная концентрация -количество эквивалентов данного вещества в 1 литре раствора. Нормальную концентрацию выражают в моль - экв. /л или г - экв./л .Эквивалент – реальная или условная частица вещества, которая в данной кислотно-основной реакции (не ОВР!) эквивалента одному иону водорода.

Молярная концентрация - количество растворённого вещества (число моль) в единице объёма раствора. Молярная концентрация выражают в моль/л .Находим по формуле - .( ню/объем)

Моляльная концентрация  — количество растворённого вещества (число моль) к массе растворителя. Измеряется в моль/кг. Находится по формуле .

Титр раствора — масса растворённого вещества в 1 мл раствора. Находится по формуле – .

Коэффициент растворимости – отношение массы безводного растворенного вещества к массе воды. Находится по формуле - .

Растворимость вещества имеет непосредственную зависимость от температуры. Как правило, растворение твердых тел сопровождается поглощением теплоты (т.к. необходимо затратить энергию на разрыв связей в кристалле). Поэтому при повышении температуры растворимость возрастает.

Растворение газа в жидкости можно формально представить уравнением реакции:  газ + жидкость = жидкий раствор + Q . Применяя к нему принцип Ле Шателье, который говорит что, при повышении температуры равновесие смещается в сторону эндотермического процесса (в данном случае влево). Т.е. при повышении температуры растворимость газа уменьшается.

Билет 20