1 Ступінь:

Al(NO₃)₃ + H₂O  Al(OH)(NO₃)₂ + HNO₃ Al³⁺ + H₂O  [Al(OH)]²⁺ + H⁺ 2 ступінь:

Al(OH)(NO₃)₂ + H₂O  Al(OH)₂(NO₃) + HNO₃ [Al(OH)]²⁺ + H₂O  [Al(OH)₂]⁺ + H⁺

3 Ступінь:

Al(OH)₂(NO₃) + H₂O  Al(OH)₃ + HNO₃ [Al(OH)₂]⁺ + H₂O  Al(OH)₃ + H⁺

Перший ступінь гідролізу відбувається інтенсивніше, ніж наступні.

Сіль, утворена слабкою кислотою і сильною основою. Такі солі гідролізують з утворенням слабкої кислоти або кислої солі:

1 Ступінь:

K₂CO₃ + H₂O  KHCO₃ + KOH CO^2-₃ + H₂O  HCO₃^- + OH^- 2 ступінь:

KHCO₃ + H₂O  H₂CO₃+ KOH HCO₃^- + H₂O  H₂CO₃ + OH^-

Як видно, внаслідок гідролізу солі утворюється деякий надлишок OH^- і тому розчини солей, утворених сильною основою і слабкою кислотою, мають лужну реакцію рН > 7.

Сіль, утворена слабкою основою і слабкою кислотою. Гідроліз таких солей відбувається досить повно, оскільки внаслідок гідролізу утворюються дві малодисоційовані або малорозчинні речовини. Розчин солі внаслідок її гідролізу може мати рН ≈ 7.

CH₃COONH₄ + H₂O  CH₃COOH + NH₄OH

CH₃COO^- + NH₄⁺ + H₂O  CH₃COOH + NH₄OH

Солі, які є похідними сильних кислот і основ не гідролізують, оскільки їх йони не зв’язуються з йонами Н⁺ і ОН^- води, тому розчини таких солей нейтральні (рН=7).

Реакції гідролізу оборотні. Необоротно гідролізуються тільки ті солі, продукти гідролізу яких виходять із розчину у вигляді нерозчинних або газоподібних сполук.

Кількісно гідроліз, як оборотний процес, характеризується двома величинами: ступенем гідролізу (h) і константою гідролізу (К_г).

Ступінь гідролізу (h) виражає відношення молярної концентрації речовини солі Х (моль/дм³), що прореагувала з водою, до загальної концентрації розчиненої солі (С):

Ступінь гідролізу залежить насамперед від природи розчиненої солі: чим слабкіша кислота і основа, що утворили сіль, тим сильніше відбувається зв’язування йонів Н⁺ і ОН^- із відповідними йонами солі і тим вищий ступінь гідролізу β. Ступінь гідролізу солі збільшується з підвищенням температури та розбавленням розчину.

Константою гідролізу К_г називається відношення добутку молярних концентрацій речовини продуктів гідролізу до молярної концентрації речовини негідролізованих йонів солі у розчині.

CH₃COOK + H₂O  CH₃COOH + KOH CH₃COO^- + H₂O  CH₃COOH +OH^-

Помноживши чисельник і знаменник рівняння на [Н⁺] отримаемо:

К_г. = [CH₃COOH] [OH^-] [Н⁺] / [CH₃COO^-] [Н⁺] = К_в/ К_{дис. к-ти}

Отже, чим менше значення К_{дис. к-ти} (чим слабкіша кислота), тим більша величина К_г.

Гідроліз солей – частковий випадок дуже поширених у природі реакцій. Гідроліз у широкому розумінні – це реакція обмінного розкладу між різними речовинами і водою. Таке визначення охоплює і гідроліз органічних сполук – естерів, жирів, вуглеводів, білків, - і гідроліз неорганічних речовин – солей. Карбідів тощо. Гідроліз дуже широко поширений у живій природі. Гідроліз білків, жирів і вуглеводів – одна із найважливіших частин процесу засвоєння продуктів харчування організмами.

В неживій природі гідроліз – один з найважливіших процесів, в результаті якого відбувається руйнування одних гірських порід і утворення інших, в тому числі ґрунтоутворення.

Процеси ґрунтоутворення зв’язані з вивітрюванням материнських гірських порід, їх гідратацією та гідролізом. Йони АІ³⁺ в грунтовому розчині з’являються внаслідок руйнування алюмосилікатів і при взаємодії з водою знижують рН ґрунтового розчину:

Al³⁺ + H₂O  [Al(OH)]²⁺ + H⁺.

Ґрунтова кислотність, яка спричиняється наявністю йонів H⁺ та Al³⁺ , погано впливає на розвиток рослин.

На процесі гідролізу основані важливі хімічні виробництва: гідроліз деревини, отримання мила, цукрування крохмалю та 30ро.

3.4. Буферна дія. В організм людини вводяться йони Н⁺ і ОН^- в самих різних співвідношеннях. Але в нашому організмі є чисельні регуляторні системи, які підтримують на визначеному рівні рН крові і тканин навіть при дуже різких змінах характеру продуктів. Це буферні розчини.

Буферні розчини – розчини, що підтримують визначену концентрацію катіонів Гідрогену (рН) прі розбавленні та при додаванні невеликих кількостей сильних кислот та основ.

Буферні розчини складаються або з слабкої кислоти та її солі, яка утворена сильною основою (наприклад, ацетатний буферний розчин складається з ацетатної кислоти та ацетату натрію, гідрокарбонатний буфер – з Н₂СО₃ та гідрокарбонату натрію), або з слабкої основи та її солі, яка утворена сильною кислотою (амонійний буфер – з гідроксиду амонію та хлориду амонію).

Буферними властивостями володіють також розчини, що мають суміші солей слабких багато основних кислот.

Кожен буферний розчин має певну буферну ємність. Буферною ємністю називається здатність буферного розчину зберігати сталою величину рН у разі добавляння до нього розчинів кислот або лугів. Буферна ємність дорівнює кількості моль кислоти або лугу, яку треба додати до 1 л буферного розчину , щоб змінити рН на одиницю. Величина буферної ємності залежить від концентрації його компонентів. Найбільша величина буферної ємності в розчинах, в яких концентрація слабкої кислоти або слабкої основи дорівнює концентрації солі.

Здатність буферних систем підтримувати постійність рН при додаванні до них невеликої кількості сильної кислоти і сильної основи полягає в тому, що одна складова частина буферної системи може взаємодіяти з йонами Н⁺ кислоти, а інша з йонами ОН^- основи, що додається. Внаслідок цього буферна система може зберігати постійність величини рН.

Не змінюється рН буферного розчину й під час розбавляння, оскільки його рН залежить від співвідношення концентрацій солі та кислоти і не залежить від ступеня розбавлення.

Буферні розчини важливі для біологічних середовищ, в яких рН повинен залишаться незмінним. Головними з них є:

• гідроген карбонатна, яка характеризує рівновагу між молекулами слабкої карбонатної кислоти й утвореними при її дисоціації гідроген карбонат-йонами:

НСО₃^- + Н⁺ ↔ Н₂СО₃

НСО₃^- + Н₂О ↔ Н₂СО₃ + ОН^-

1. фосфатна, яка характеризує рівновагу між гідроген фосфат- і дигідрогенфосфат-йонами:

НРО₄^2- + Н⁺ ↔ Н₂ РО₄^-

НРО₄^2- + Н₂О ↔ Н₂ РО₄^- +ОН^-

2. буферна система оксигемоглобін-гемоглобін характеризує рівновагу між йонами гемоглобіну Нb^- і самім гемоглобіном, який є слабкою кислотою:

Нb^- + Н⁺ ↔ ННb

Нb^- + Н₂О ↔ ННb + ОН^-

Завдяки цим буферним системам регулюється стала величина рН крові. У живих клітинах сталість рН забезпечується білковим буфером, який складається із протеїну та його натрієвої солі. Буферні системи допомагають організму протидіяти впливу зовнішніх факторів.

Буферними властивостями володіє і грунт. В залежності від значення рН ґрунтового розчину грунти поділяють на шість груп: сильно кислі (рН 3-4), кислі (рН 4-5), слабо кислі (рН 5-6), нейтральні (рН 6-7), слабо лужні (рН 7-8) і сильно лужні (рН 8-9).

Буферна здатність ґрунту в більшій мірі залежить від властивостей твердої фази ґрунту, особливо її колоїдної частини, а не від складу ґрунтового розчину. Вона, в основному, залежить від вмісту й складу обмінних катіонів у ґрунтовому вбирному комплексі. Проти підкислення буферну дію проявляють адсорбовані основи (Са, Mg). Систематичне внесення органічних добрив разом із вапнуванням підвищує ємність вбирання й ступінь насиченості ґрунту основами, а відповідно, збільшує його буферність.

3.5. Окисно-відновний потенціал. Окисно-відновними називаються реакції, які супроводжуються зміною ступеня окиснення атомів елементів, що входять до складу реагуючих речовин.

Елемент, атоми якого віддають електрони, називається відновником. Під час реакції він окиснюється. Елемент, атоми якого приймають електрони, називається окисником. Під час реакції він відновлюється.

Окисно-відновні властивості речовин визначаються за її хімічною активністю, яка виражається через окисно-відновний потенціал, який буває стандартний Е⁰_Ox/Red і реальний Е_Ox/Red. Реальний окисно-відновний потенціал визначається за рівнянням Нернста:

Е_Ox/Red = Е⁰_Ox/Red + , В

Приклад: Fe³⁺ + 1е ® Fe²⁺

Е_Fe³⁺_/Fe²⁺ = Е⁰_Fe³⁺_/Fe²⁺ +

Величини окисно-відновних потенціалів вимірюють по відношенні до стандартного водневого електрода. Значення стандартних окисно-відновних потенціалів дозволяє зробити висновок про можливість перебігу реакції за стандартних і реальних умов: якщо різниця стандартних або реальних окисно-відновних потенціалів(е.р.с.) вихідних речовин реакції позитивна, то можливе проходження реакції в напрямі продуктів реакції.

Е.р.с. = Е⁰_Ox - Е⁰ _Red або е.р.с. = Е_Ox - Е _Red

Приклад: Sn²⁺ + 2Fe³⁺ ® Sn⁴⁺ + 2Fe²⁺

Е⁰_Fe³⁺_/Fe²⁺ = +0,77 В; Е⁰_Sn⁴⁺_/Sn²⁺ = =0,15 В (дані довідника)

ΔЕ⁰ = Е⁰_Fe³⁺_/Fe²⁺ - Е⁰_Sn⁴⁺_/Sn²⁺ = 0,77 В – 0,15В = 0,62 В

Різниця стандартних окисно-відновних потенціалів позитивна, отже реакція проходить у правий бік, тобто в напрямі утворення Sn⁴⁺ і Fe²⁺ -йонів.

Оксред-пара з більшим стандартним окисно-відновним потенціалом є окисником по відношенню до оксред-пари з меншим стандартним окисно-відновним потенціалом.

Наприклад, пара MnO₄^-/Mn²⁺ по відношенню до пари Вr₂/2Вr^- буде окисником, оскільки Е⁰MnO₄^-/Mn²⁺ = +1,52 В, а Е⁰Вr₂/2Вr^- = +1,06 В.

Окисно-відновні реакції мають велике значення в ґрунтоутворенні. Грунт – це складна природна окисно-відновна система. Нормальний ріст і розвіток рослин можливий при певному окисно-відновному стані грунту. Окисно-відновні реакції в грунті впливають на доступність (рухомість) рослинами таких елементів живлення, як Ферум, Манган, Нітроген, Сульфур. Наприклад, при розкладі органічних речовин в умовах високих значень окисно-відновного потенціалу Сульфур переходить переважно в сульфати, а при низьких значеннях утворюються сульфіди.

Окисно-відновний стан ґрунту визначає напрямок і швидкість багатьох хімічних процесів, які перебігають у ґрунті, і суттєво впливає на розвиток рослин, тобто родючість ґрунту. Встановлено, що нормальний розвиток рослин відбувається при окисно-відновному потенціалі ґрунту (ОВП) в межах від 200 до 700 мВ. Високий ОВП ґрунту вказує на відносно більший вміст у ньому окисників (О₂, NО₃^-, Fe³⁺), а низький – відновників (органічної сполуки, Fe²⁺, Mn²⁺).

3.6. Константа нестійкості. Комплексні сполуки мають велике значення для живих організмів (обмін речовин, процеси дихання, фотосинтез, ферментативний каталіз).

Відповідно до теорії Вернера, комплексні сполуки характеризуються особливим просторовим розташуванням складових частин їхніх молекул. Основні положення координаційної теорії полягають у наступному.

3. У молекулі будь-якої комплексної сполуки один із йонів займає центральне місце і має назву комплексоутворювач або центральний йон.

4. Навколо центрального йона розташовується певна кількість протилежно заряджений йонів або нейтральних молекул, які називаються лігандами.

Центральний йон з розміщеними навколо нього лігандами утворюють внутрішню координаційну сферу сполуки.

5. Йони, що знаходяться на більш далекій відстані від центрального йона, складають зовнішню координаційну сферу комплексної сполуки.

6. Число, що показує скільки лігандів розташовано навколо комплексоутворювача у внутрішній сфері, називається координаційним числом. Найбільше часто зустрічаються в сполуках координаційні числа 6, 4, 2.

Типовими комплексоутворювачами є елементи побічних підгруп періодичної системи Д.І. Менделєєва. Лигандами можуть бути йони OH^-, CI^-, F^-, CN^-, NO₂^-, а також полярні молекули H₂O, NH₃ і інші.

Заряд комплексного йона визначається сумою зарядів комплексоутворювача і тих йонів, що знаходяться у внутрішній сфері. Заряд комплексного іона повинний чисельно дорівнювати сумарному заряду йонів зовнішньої сфери і бути протилежним йому за знаком.

Щоб записати формулу комплексної сполуки, необхідно знати:

• заряд (ступінь окиснення) комплексоутворювача;

• заряд лігандів;

• координаційне число;

• йони зовнішньої сфери та їх заряд.

У водних розчинах координаційні сполуки дисоціюють як сильні електроліти на йони зовнішньої координаційної сфери і комплексні йони. Комплексні йони можуть бути катіонами й аніонами:

[Ag(NH₃)₂]CI ↔ [Ag(NH₃)₂]⁺ + CI⁺

K₄[Fe(CN)₆] ↔ 4K⁺ + [Fe(CN)₆]^4-

Утворені комплексні йони у водних розчинах піддаються дисоціації і далі, але як слабкі електроліти, оскільки ліганди утримуються центральними йонами більш міцно:

[Ag(NH₃)₂]⁺ ↔ Ag⁺ +2NH₃,

[Fe(CN)₆]^4- ↔ Fe²⁺ + 6CN^-

За законом діючих мас процесс йонізації комплексного йона [Ag(NH₃)₂]⁺ характеризується константою рівноваги. Остання засвідчує про стійкість комплексного йона і називається константою нестійкості (К_н) комплексної сполуки:

K_н [Ag(NH₃)]₂⁺=

Чим стійкіший комплекс, тим менша його константа нестійкості. Константа рівноваги зворотного процесу, тобто утворення комплексу, називається константою стійкості. Вона обчислюється як величина, обернена константі нестійкості :

К_ст. = 1/K_н.

Знаючи константи нестійкості різних комплексів, можна обчислити концентрацію відповідних простих йонів у водному розчині комплексних сполук.

За величиною константи нестійкості комплексних сполук можна судити про напрям хімічного процесу: якщо константи нестійкості комплексних сполук значно відрізняються за величиною, то відбувається реакція утворення комплексної сполуки з меншою константою нестійкості.