2. Ионизация слабых кислот и оснований. Константа диссоциации слабых кислот и оснований. Закон разведения Оствальда.

Слабые кислоты: H₂S, HF, CH₃COOH, HNO₂ (H_nЭO_m m-n<2)

Слабые основания : NH₄OH, Me(OH)_n (Me- , кроме щелочных и щелочно земельных)

Слабые кислоты и основания диссоциируют обратимо, равновесно, по ступеням, причём каждая последующая ступень протекает слабее предыдущей. Количественно диссоциацию слабых электролитов выражают с помощью

- степень электролит диссоциации K_g - константа диссоциации (константа равновесия)

<<1 и K_д<1

Слабые кислоты и основания диссоциируют обратимо, равновесно, по ступеням, при чем каждая последующая ступень протекает слабее предыдущей. Количественно диссоциация слабого электролитов выражается:

α(степень эл. Дисс.)=кол-во продисс-их/исходное кол-во

К_д – константа диссоциации (константа равновесия)

α<<1 К_д<1

 

CH₃COOH↔CH₃COO^-+Н^{+ ;}

1ст. H₃AsO₄↔H⁺+ H₂AsO₄^-

К_g1= C(H₂AsO₄^-)*C(H⁺)/C(H₃AsO₄)=6*10^-3

2ст. H₂AsO₄↔H⁺+ HAsO₄^-2

К_g2=1*10^-8

3ст. HAsO₄↔H⁺+ AsO₄^-3

К_g3=3*10^-12

К_g1> К_g2 >К_g3>

α₁> α₂> α₃

Диссоциация сл оснований протекает аналогично

NH₄OH↔NH₄⁺+OH^-

К_д=1,7*10^-5

pH+pOH=14 ; pH=-lg C(H⁺) ; pOH=14-pH pH<7 кислотная среда ; pH>7 щелочная среда

Константа диссоциации.

Константа диссоциации — вид константы равновесия, которая показывает склонность к диссоциации.

Диссоциация протекает с участием полярных молекул Н₂О. Чем их больше, тем в большей степени протекает диссоциация.

Закон разбавления Оствальда.

Взаимосвязь и - з-н оствальда

Закон: -степень эл. диссоциации слабых электролитов, увеличивается при разбавлении раствора.

;

-степень эл.диссоциации слабых электролитов ; С_о - исх ; – продиссоциир. вещества

Со- - не диссоциир. Вещества;

3. Гидролиз солей. Степень и константа гидролиза.

Гидролизом называют реакции взаимодействия веществ с водой, приводящие к образованию слабодиссоциирующих веществ: слабых кислот или оснований, кислых или основных солей. Результат гид­ролиза можно расценивать как нарушение равновесия диссоциации H₂O. Рассмотрим процессы при растворении солей в воде. Соли, как правило, – сильные электролиты, поэтому происходит их полная диссоциация на ионы, которые, в свою очередь, могут взаимодейст­вовать с ионами Н⁺ или ОН^- воды.

Следовательно, гидролиз солей протекает за счет взаимодейст­вия ионов соли с водой. Этот процесс – частный случай реакций ионного обмена, когда в качестве реагента выступает вода.

В зависимости от катионов и анионов соли можно разбить на ряд групп, различающихся между собой по характеру образующих эти соли кислот и оснований:

I. Соли слабой одноосновной кислоты и сильного однокислотного основания. Например, растворяется ацетат калия. Являясь сильным электролитом, он полностью диссоциирует на ионы, но вода также частично диссоциирует. Возможно возникновение сле­дующего процесса:

CH₃COOK K⁺ + CH₃COO^-

+

H₂O OH^- + H⁺

CH₃COOH

Так как уксусная кислота – слабый электролит, то при столкно­вении ее кислотных остатков с ионами Н⁺ воды, образуются недиссоциированные молекулы уксусной кислоты. Удаление из раствора части ионов Н⁺ вызывает сдвиг равновесия процесса диссоциации воды слева направо. Содержание ионов ОН^- в растворе нарастает. Раствор приобретает щелочную реакцию. В ионном виде процесс изображается уравнением:

СН₃СОО^- + Н₂О СН₃СООН + ОН^-

В момент достижения равновесия применение закона действия масс приводит к выражению:

,

[H₂O] в разбавленных растворах – величина постоянная, поэтому произведение К [H₂O] – тоже константа. Ее называют константой гидролиза К_гидр:

Константу гидролиза можно выразить через ионное произведение воды и константу диссоциации кислоты. Для этого умножим числитель и знаменатель на [H⁺] и запишем:

В результате гидролиза число образующихся молекул слабой ки­слоты равно числу оставшихся от молекул воды несвязанных ио­нов [ОН-]:

[СН₃СООН] = [ОН^-]

Концентрация ионов соли практически равна концентрации этой соли, так как сильные электролиты диссоциируют полностью:

[CH₃COO^-] =

где – концентрация соли в растворе.

Подставляем для К_гидр:

откуда

[OH^-] = (K_гидр– )^1/2

Концентрация ионов гидроксила в растворе соли слабой одно­основной кислоты и сильного однокислотного основания равна квадратному корню из произведения константы гидролиза соли на ее концентрацию. Так как

, то [OH^-] = ( )^1/2

В тех случаях, когда константа диссоциации кислоты очень мала, нельзя пренебрегать в расчете частью ее анионов, связавшейся в недиссоциированные молекулы. В этом случае расчет ведут по более точному выражению

,

откуда

[OH^-] = .

II. Соли сильной одноосновной кислоты и слабого однокислотно­го основания. Примером такой соли является хлорид аммония. Он сильный электролит и диссоциирует полностью

NH₄Cl → NH₄⁺ + Cl^-

Вода также частично диссоциирует:

H₂O H⁺ + OH^-

Столкновение ионов NH₄⁺ с ионами ОН^- приводит к образованию соединения NH₄ОH, легко превращающееся в аммиак и воду.Об­щую схему процесса можно представить уравнением:

NH₄Cl → NH₄⁺ + Cl^-

+

H₂O OH^- + H⁺

 

NH₄OH NH₃ + H₂O

или в ионной форме

NH₄⁺ + H₂O [NH₄OH] + H⁺

Связывание ионов ОН^- из раствора вызывает сдвиг диссоциации воды слева направо. Концентрация ионов Н⁺ в растворе растет. Таким образом, гидролиз солей слабых однокислотных оснований и сильных одноосновных кислот создает кислую среду.

Рассуждая аналогично I случаю, получим:

.

Подставим вместо [NH₄ОH] равную ей концентрацию ионов [Н⁺], а вместо [NH₄⁺] приближенно равную ей концентрацию соли С_соль.

Получим:

Если образующееся при гидролизе основание очень слабое, то расчет ведут по более точной формуле

.

III. Соли слабой одноосновной кислоты и слабого однокислотно­го основания. При растворении ацетата аммония в воде наступает его практически полная диссоциация:

CH₃COONH₄ → NH₄⁺ + CH₃COO^-

Столкновение ионов NH₄⁺ и СН₃СОО^- с молекулами воды приво­дит к образованию слабо диссоциирующих молекул соответственно слабого основания NH₄ОH и слабой кислоты СН₃СООН по схеме:

CH₃COOH → NH₄⁺ + CH₃COO^-

+ +

H₂O OH^- + H⁺

 

NH₄OH + CH₃COOH

Так как образующиеся вещества – слабые электролиты, то в результате соли слабых кислот и слабых оснований подвергаются почти полному гидролизу, а реакция среды в растворах определя­ется соотношением силы кислоты и основания. В ионной форме уравнение гидролиза соли может быть представлено уравнением:

CH₃COO^- + NH₄⁺ + H₂O NH₄OH + CH₃COOH

Применим к нему закон действия масс для момента равновесия

Это выражение можно упростить. Умножим числитель и знамена­тель на ионное произведение воды

.

Константы диссоциации основания и кислоты выражаются со­ответственно:

;

откуда следуют выражения для [NH₄⁺] и [СНзСОО^-]

, .

Чтобы получить формулу для расчета [Н⁺], проведем ряд последо­вательных преобразований. Из уравнения:

[NH₄⁺] = [CH₃COO^-]; [CH₃COOH] = [NH₄OH]

Вместо [NH₄ОH] подставим равную ей [СН₃СООН], полу­чим

Затем в константу диссоциации кислоты

введем вместо [СН₃СОО-] равную ей [NН₄⁺], получим:

Умножаем числитель и знаменатель соотношения на [Н+] и после сокращения [СН₃СООН] и преобразований получим:

[H⁺] =

Из формулы видно, что концентрация ионов водорода в растворе соли слабой кислоты и слабого основания не зависит от концентра­ции раствора соли, а только от соотношения констант диссоциации кислоты и основания.

IV. Соль сильного основания и сильной кислоты.Такая сольв растворе диссоциирует полностью, например хлорид калия KCl → K⁺ + Cl^-

В отличие от рассмотренных выше случаев ионы соли – сильного электролита – не могут образовать с водой слабых электролитов, а раз нет взаимодействия с водой, то, следовательно, соли сильных кислот и сильных оснований гидролизу не подвергаются. Среда в растворе остается нейтральной.

2. Факторы, влияющие на процесс гидролиза

Соль слабого многокислотного основания и сильной однооснов­ной кислоты.Например раствор FeCI₃ содержит только ионы, так как эта соль в растворе диссоциирует полностью:

FeCl₃ → Fe³⁺ + 3Cl^-

Катион соли представляет собой катион слабого основания, поэто­му его столкновение с гидроксильными ионами воды приводит к образованию слабого электролита. Так как вода диссоциирует крайне незначительно, то столкновение ионов Fe³⁺ с тремя ионами ОН^-невероятно, образование Fе(ОН)₃ в результате гидролиза при обычных условиях невозможно. Очевидно, процесс взаимодействия ионов соли с молекулами воды должен протекать по стадиям

FeCl₃ → Fe³⁺ + 3Cl^-

+

H₂O OH^- + H⁺

(FeOH)²⁺ + H⁺ + 3Cl^- (I стадия)

Образовавшийся ион (FeOH)²⁺ может столкнуться еще с одним ионом ОН^-

(FeOH)²⁺ + H⁺ + 3Cl^-

+

H₂O OH^- + H⁺

 

[Fe(OH)₂]⁺ + 2H⁺ + 3Cl^- (II стадия)

Возможность для осуществления различных этапов гидролиза не одинакова. Процессу гидролитического взаимодействия по I ста­дии ничто не препятствует, поэтому он протекает легко: Кр=8,9 ∙ 10^-4, и в растворе накапливаются ионы Н⁺. Процесс элек­тролитической диссоциации воды сдвигается справа налево. Кон­центрация ионов ОН^- понижается. Вероятность столкновения ионов (FeOH)²⁺ с ионами ОН^- в растворе становится незначительной, процесс по II стадии идет гораздо в меньшей степени: Кр=4,9 ∙ 10^-7. В итоге II стадии величина ОН^- становится еще меньше, и третий этап гидролиза становится еще менее вероятным. Практически он самопроизвольно не осуществляется

[Fe(OH)₂]⁺ + 2H⁺ + 3Cl^-

+

H₂O OH^- + H⁺

Fe(OH)₃ + 3H⁺ + 3Cl^- (III стадия)

Из уравнений всех трех этапов процесса видно, что ионы С1^- участия в реакции не принимают, поэтому влияния на процесс гидролиза не оказывают.

Гидролиз соли многокислотного основания и одноосновной кис­лоты имеет свои особенности. Процесс протекает по ступеням. При температуре, близкой к комнатной, гидролиз осуществляется прак­тически только по I стадии вследствие накопления в растворе ионов Н⁺. Соли слабых многоосновных оснований и сильных кислот со­здают в растворе кислую среду.

Соли слабых многоосновных кислот и сильных оснований. Рас­суждая аналогично предыдущему случаю, можно записать для раствора К₂СО₃:

K₂CO₃ → 2K⁺ + CO₃^2-

+

H₂O OH^- + H⁺

 

HCO₃^- (Iстадия)

В результате I стадии гидролиза в растворе накапливаются ионы ОН^-, подавляющие процесс диссоциации воды. Поэтому при нор­мальных условиях II стадия гидролиза становится мало вероятной:

 

2К⁺ + ОН^- + НСО₃^-

+

H₂O OH^- + H⁺

2К⁺ + 2ОН^- + Н₂СО₃ (IIстадия)

Таким образом, гидролиз солей слабых многоосновных кислот и сильных оснований протекает по стадиям и обычно заканчивается на первой. Раствор соли слабой многоосновной кислоты и сильного основания характеризуется щелочной средой.

Соли слабой многоосновной кислоты и слабого миогокислотного основания. Рассуждаем аналогично предыдущим случаям. Для раствора А1₂(СО₃)₃ можно записать:

Al₂(CO₃)₃ → 2Al³⁺ + CO₃^2-

+ +

H₂O OH^- + H⁺ (I стадия)

AlOH²⁺ + HCO₃^- + Al³⁺ + 2CO₃^2-

Вторым этапом процесса будет связывание второго иона Al³⁺ в ион основной соли и еще одного иона СО₃^2- в НСО₃^-. На I ста­дии процесса не происходит заметного накопления в растворе ионов ОН^- и Н⁺. Поэтому II стадия гидролиза протекает беспрепятствен­но и оба процесса можно представить суммарным уравнением:

Al₂(CO₃)₃ → 2Al³⁺ + CO₃^2-

+ +

2 H₂O 2OH^- + 2H⁺ (I и IIстадии)

2 AlOH²⁺ + 2HCO₃^- + CO₃^2-

И в результате II стадии не возникает заметного сдвига концен­траций Н⁺ или ОН^- в растворе, поэтому процесс диссоциации воды протекает беспрепятственно и обусловливает возможность течения следующих этапов гидролиза

2 AlOH²⁺ + 2HCO₃^- + CO₃^2-

+ +

2 H₂O 2OH^- + 2H⁺ (III и IV стадии)

2 [Al(OH)₂]⁺ + H₂CO₃ + 2HCO₃^-

В результате этих стадий не возникло заметного изменения кон­центраций Н⁺ или ОН^- в растворе, поэтому возможно продолжение гидролиза

 

2 [Al(OH)₂]⁺ + H₂CO₃ + 2HCO₃^-

+ +

2 H₂O 2OH^- + 2H⁺ (V и VI стадии)

2 Al(OH)₃ + 3H₂CO₃

Таким образом, гидролиз солей слабых многоосновных кислот и слабых многокислотных оснований протекает сильнее, чем бинар­ных солей. В результате гидролиза могут образоваться продукты полного гидролиза соли. Стадия, до которой протекает гидролиз соли, определяется соотношением силы основания и кислоты.

Для характеристики гидролиза различных солей вводятся две величины.

Константа гидролиза К_гидр равна в момент динамического равновесия отношению произведения концентраций продуктов гидролиза к произведению концентраций гидролизующихся ионов соли.

Степень гидролиза α_гидр – отношение числа гидролизованных молекул соли к числу растворенных

Константы гидролиза соли растут по мере уменьшения констант диссоциации кислот и оснований, образующихся в результате процесса. Следовательно, возрастает и количество гидролизованных молекул. Степень гидролиза соли возрастает по мере уменьшения констант диссоциации кислот и оснований, образующихся в резуль­тате процесса.