---

Гидролиз.

Взаимодействие ионов соли молекулами воды, приводящее к образованию ионов или молекул слабого электролита, называется гидролизом соли.В результате гидролиза солей образуются слабые кислоты или слабые основания, кислые или основные соли. При этом нарушается равновесие электролитической диссоциации воды, и. как правило, изменяется рН раствора.

Рассмотрим важнейшие случаи гидролиза солей.

1) Соль слабой кислоты и сильного основания. Сюда относятся такие соли как Na₂CO₃, K₂CO₃, CH₃COONa, KCN и т.д.

Na₂CO₃ + HOH ⇄ NaHCO₃ + NaOH

CO₃^2– + HOH ⇄ HCO₃^– + OH^–

KOH сильное основание, хорошо диссоциируется в водном растворе, а CH₃COOH – слабая кислота, распадающаяся на ионы лишь в очень малой степени. Раствор приобретает щелочную реакцию, вследствие наличия в нем свободных гидроксильных ионов в концентрации, более высокой, чем H⁺ ионов [OH^–]>[H⁺], pH>7.

2) Соль слабого основания и сильной кислоты. Сюда относятся NH₄Cl, NH₄NO₃, AlCl₃, CuSO₄ и т.д.

NH₄NO₃ + HOH ⇄NH₄OH + HNO₃

NH₄⁺ + HOH ⇄ NH₄OH + H⁺

NH₄OH – слабое основание, малодиссоциирующее, HNO₃ – сильная кислота, сильнодиссоциирующая. [H⁺]>[OH^–], pH < 7.

3) Соль образованная слабым основанием и слабой кислотой. Сюда относятся NH₄CN, Al₂S₃,(CH₃COO)₃Fe

СН₃СОО NH₄ + HOH ⇄ NH₄OH+ СН₃СООН

СН₃СОО^-+ NH₄⁺+ H₂ O ⇄ NH₄OH+ СН₃СООН

В результате гидролиза образуются два слабых электролита уксусная кислота и гидроксид аммония. Реакция среды растворов таких солей зависит от соотношения величин констант диссоциации продуктов гидролиза: если константа диссоциации слабой кислоты больше константы диссоциации слабого основания, то раствор будет слабокислым; если константа диссоциации слабого основания больше константы диссоциации слабой кислоты, то раствор будет слабощелочным; если константа диссоциации слабой кислоты и слабого основания одинаковы, то раствор будет нейтральным.

---

Константы диссоциации уксусной кислоты и гидроксида аммония очень близки по величине:

К _{СН3СООН} =1,75 ^.10^-5 К _NH4OH=1,79^.10^-5

Поэтому и раствор ацетата аммония почти нейтральный.

Растворимые в воде соли, образованные слабым многокислотными основаниями и слабыми многоосновными кислотами, в водных растворах полностью гидролизуются. Например А1₂(СО₃)₃:

А1₂(СО₃)₃ +6 Н₂О=2 А1(ОН)₃+ 3Н₂СО₃

4) Соль, образованная сильным основанием и сильной кислотой. Она не гидролизуется, т.к. обратная гидролизу реакция нейтрализации практически необратима, т.е. протекает да конца.

Степень гидролиза является количественной мерой гидролиза солей. Она зависит от природы соли, ее концентрации и температуры раствора.



Гидролиз соли, образованной слабой кислотой HA и сильным основанием, характеризуется константой гидролиза K_Г:



K_w – ионное произведение воды.

Аналогично для соли слабого основания MOH и сильной кислоты:



Индикаторы

Концентрацию ионов водорода и, следовательно, реакцию среды определяют с помощью специальных веществ – индикаторов.

Кислотно-основные индикаторы способны изменять свой цвет в зависимости от концентрации ионов водорода. По химической природе они в большинстве случаев являются слабыми органическими кислотами или основаниями. Недиссоциированные молекулы индикаторов и их ионы имеют разный цвет, например лакмус:

НАп = Н⁺+ Ап^-

Красный синий

Если к раствору индикатора прилить кислоту, концентрация ионов водорода увеличивается, и равновесие сместится в сторону недиссоциированных молекул лакмуса красного цвета. При добавлении щелочи гидроксид-ионы связывают ионы водорода лакмуса в малодиссоциированные молекулы воды, поэтому равновесие диссоциации лакмуса смещается в сторону образования в растворе анионов лакмуса синего цвета.

Интервал рН, в к отором происходит изменение окраски индикатора, называется интервалом перехода индикатора.

Произведение растворимости. В насыщенном растворе малорастворимого сильного электролита устанавливается равновесие между осадком (тв. фазой)

---

электролита и ионами электролита в растворе, например:

BaSO₄ (тв.) ⇄Ba²⁺ (р-р) + SO₄^2– (р-р)

Т.к. в растворах электролитов состояние ионов определяется их активностями, то константа равновесия процесса выразится уравнением



Активность сульфата бария является при данной температуре константой. Следовательно, произведение активностей ионов Ba²⁺ и SO₄^2– представляют собой постоянную величину, называемую произведением растворимости и обозначаемую ПР:



Произведение активностей ионов малорастворимого электролита, содержащихся в его насыщенном растворе (произведение растворимости), есть величина постоянная при данной температуре.

Если электролит очень мало растворим, то ионная сила его насыщенного раствора близка к нулю, а коэффициент активности ионов мало отличается от единицы. В подобных случаях произведение активностей ионов в выражении можно заменить произведением их концентраций

,
41.Ряд напряжений металлов.Электродные потенциалы

Электролиз. Законы Фарадея. Функции катода и анода при электролизе, факторы

влияющие на характер окислительно-восстановительного процесса в электролизере (активные, инертные электроды). Электролиз из расплава на активных электродах, электролиз из расплава на инертных электродах, электролиз соли из растворов.
Электродный потенциал. Гальванический элемент.
Химические процессы, сопровождающиеся возникновением электрического тока или вызываемые им, называются электрохимическими.

При погружении металла в раствор на границе раздела фаз образуется двойной электрический слой. Разность потенциалов, возникающую между металлом и окружающей его жидкой фазой, называют

---

электродным потенциалом.

Электродный потенциал металла опущенного в раствор собственной соли, связан с ним уравнением Нернста.

φ = φ⁰+

где φ – электродный потенциал металла

φ⁰- стандартный электродный потенциал металла, определяемый при условии, что =1

- активность ионов металла, где + зависит от сил взаимодействия ионов в растворе. а =f с

f- коэффициент активности, зависящий от сил взаимодействия ионов в растворе.

R – универсальная газовая постоянная 8,314 дж/к моль

T- температура раствора

N – число электронов, сопровождающее окислительно-восстановительный процесс на электроде.

F- количество электричества, переносимое единицей заряда за единицу времени через единицу поверхности электрода ( постоянная Фарадея равная 96 485 кул/моль при стандартных условиях Р= 101,325 кПа, Т= 298 К (25⁰С).

Абсолютное значение потенциала одного отдельно взятого электрода измерить нельзя. Определить числовое значение (φ) электродного потенциала можно только путем измерения разности потенциалов между изучаемым электродом и другим потенциалом, которого известен.

В соответствии с международным соглашением электродные потенциалы отсчитывают относительно потенциала стандартного водородного электрода принятого равным (0) нулю.

(Е) ЭДС гальванического элемента определяется как разность потенциалов его электродов Е =φ₂-φ₁ Это величина всегда должна быть положительной т.е. φ₂>φ₁ . В противном случае изменение энергии Гиббса системы (∆G)(изобарного потенциала системы) связанного с Е (ЭДС) обратной зависимостью ∆G=-nFЕ станет больше нуля, а это означает, что если ∆G>0 такой процесс термодинамически невероятен для закрытых и открытых систем.

Следовательно, в любом гальваническом элементе: а для разбавленных растворов, когда, а=с Е_о/в=Е⁰_о/в+ lq

Е =φ_ок –φ_восст.

---

Смотрите также файлы

• 2Жргізуші Добрый день! Дорогие учителя и ученики! 1жргізуші Бгінгі бізді Роза Баланованы 100 жылдыына орай йымдастырылы отыран Отбасылы таланеттылар.docx

• Таырыбы "Табиат жне біз" Масаты.docx

• Урок 34 Раздел Искусство Кабдолдина А. Б.pptx

• Сценарий сказки Колобок.docx

• Экологические проблемы Дальнего Востока.docx