Гидролиз.

Гидролиз-обменная реакция вещ-в с водой. Гидролиз солей: обменная реакция ионов соли с молекулами воды, в рез-те кот смещ равнов дисс воды. 1ое объясн дал Аррениус: ионы соли, кот ранее принадл слаб к-там или осн, встречая в воде протоны или ОН^-, соеж с ними, образуя слабый электролит. Учение Вернера: вода, образуя соед с комп растворенного вещ-ва, может стать донором протонов или гидроксил-ионов. Такие соед он назвал аквакислотами (донор протонов) или акваоснованияи (акцептор протонов). По Аррениусу гидролиз соли алюминия: Al³⁺+ H₂O « Al(OH)²⁺ + H⁺ а по Вернеру : [Al(H₂O)₆]³⁺ + H₂O « [Al(H₂O)₅OH]²⁺ + H₃O⁺. Здесь ион Аl³⁺ ангидрокислота, а [Al(H₂O)₆]³⁺-аквакислота, отщепл протон. Суть во взаим ионов соли с водой – гидратации. Вода-диполь, гидратация приводит к смещ эл плотности от воды к катиону, разрыхл связь О-Н и отрывается протон. Явление поляризации эл оболочек. Чем меньше катион и чем больше его полож заряд, тем в большей степ идет процесс. Анион с водой реаг по типу образов водородной связи, кот дестаб его связь с кислородом. Анион-ангидрооснование, его гидрат-акваосн,кот присоед протон. Чем больше поляриз способность аниона или катиона, тем в большей степ идет гидролиз. Варианты гидролиза: 1) соль обр сильн основ и сильн кисл гидролизу не подв, рН=7. 2) соль образ катионом силн осн и слаб к-той – гидролиз по аниону CN^-+ H₂O « HCN + OH^- pH>7. 3) соль образ слабым осн и сильн к-той – гидролиз по катиону Сu²⁺+ H₂O « CuOH⁺ + H⁺ pH<7. Пишем только 1ую стадию, т.к. 2ая не идет, т.к накопление протонов смещает равнов влево. 4) соль образ слаб осн и слаб к-той Al³⁺ + 3CH₃COO^- + 3H₂O « Al(OH)₃ + 3CH₃COOH. Гидролиз по катиону и по аниону идет одноврем и до конца рН≈7, опред тем, что сильнее к-та или осн. Гидролиз-обратимый равновесный процесс. CN^-+ H₂O « HCN + OH^- К=[HCN][OH^-]/[CN^-][H₂O] *[H⁺]/[H⁺]. Домножаем числ и знам на конц протонов и вводим конц воды в конст. Получаем К_h =К_w/K_a. Чем слабее к-та, тем сильнее идет гидролиз. Вводим степень гидролиза, как отношение прогидролизов ионов к общему числу ионов. h=C_h/C, тогда К_h=hC*hC/C(1-h)=h²C/(1-h). Очень похоже на закон разб Оствальда. Насколько глубоко идет гидролиз, если он идет только по аниону или только по катиону. Степень гидролиза h=(K_h/C)^1/2. Рассм гидролиз многозар иона. Пример: Na₂C0₃. CO₃^2- + H₂O « HCO₃^- + OH^-. K_hl=K_w/K_all . HCO₃^- + H₂O « H₂CO₃+ OH^-. K_hll=K_w/K_al. K_hl>>K_hll, следо и степень 1ой стадии гидр много больше послед. Как сдвинут равнов гидролиза 1) добавл одноим ионов. [H⁺] подавл гидр по катиону [OH^-] подавл гидр по аниону. 2)из формулы h видно, что разбавл соотв гидролизу 3) гидролиз-реакция, обратная нейтр. Нейтр-экзотерм процесс. Н⁺+ОН^-=Н₂О ΔН=-56 кДж, следов гидролиз-процесс эндотерм. Повыш темп способоств гидролизу. Гидролиз солей тяж мет: BiCl₃ + H₂O « Bi(OH)₂Cl + 2HCl. Bi(OH)₂Cl ®BiOCl + H₂O. образ катионы BiO⁺ выпад белый кристаллич осадок.

Образование осадков.

Насыщ раствор- р-р в равновесии с донной фазой. Если электролиты МР или НР, то р-р очень разб, можно считать, что весь электролит распался на ионы. Равновесие AgCl_тв« Ag⁺_aq+ Cl^-_aq. Тогда К=[Ag⁺][Cl^-]/[AgCl], но [AgCl] – донная фаза, следов [Ag⁺][Cl^-]=const=ПР. ПР- произведение конц ионов (в степ их стехиометр коэфф) МР электролита в его насыщ р-ре.Если С – растворимость AgCl, то ПР=С², если взять соль Ag₂SO₄ , его ПР=4С³.1)условие образов осадка ИП>ПР. Произв конц ионов превышает ПР- выпадет осадок. При этом конц ионов не обяз одинаковы. Увелич или уменьш конц одного из ионов может привести к выпад или раств осадка. 2)осаждение ценных металлов. Серебро. AgCl в воде. ПР=1.6*10^-10 конц серебра в таком р-ре над AgCl будет [Ag⁺]=(1.6*10^-10)^1/2 моль/л. Это 1. 4 мг серебра. Если промывать не водой, а NaCl 0.1н, то [Ag⁺]=ПР/[Cl]=1.6*10^-9 моль/л. Т. е. конц конц серебра, уносимая в р-ре, уменьш в 10000 раз. ПР имеет смысл только для МР электролитов, т.к. в насыщ р-рах ХР электролитов не будет реализ равновесие донная фаза «ионы в р-ре.