додати матеріал

приховати рекламу

Гідроліз солей Особливості грунтового гідролізу

[ виправити ] текст може містити помилки, будь ласка перевіряйте перш ніж використовувати.

Зміст
Введення
1. Гідроліз солей
1.1 Характеристики гідролізу
1.2 Гідроліз солей слабких кислот і сильних основ
1.3 Гідроліз солей сильних кислот і слабких підстав
1.4 Гідроліз солей слабких кислот і слабких підстав
1.5 Гідроліз солей багатоосновних кислот і підстав
2. Особливості грунтового гідролізу і його значення
Список використаної літератури

Введення

Гідролізом називається взаємодія речовини з водою, при якому складові частини речовини з'єднуються зі складовими частинами води. Таке визначення охоплює і гідроліз органічних сполук - складних ефірів, жирів, вуглеводів, білків - і гідроліз неорганічних речовин - солей, галогенів, галогенідів, неметалів і т.д. Справжня робота присвячена гідролізу солей - одному із важливих прикладів гідролізу речовин, який найбільш добре вивчений, а так само особливостям грунтового гідролізу солей і його значенню в сільському господарстві.

1. Гідроліз солей

У разі реакцій нейтралізації, в яких беруть участь слабкі кислоти і підстави, реакції протікають не до кінця. Це означає, що при цьому в тій чи іншій мірі протікає і зворотна реакція (взаємодія солі з водою), яка призводить до утворення кислоти і основи. Це і є гідроліз солі. У реакції гідролізу вступають солі, утворені слабкою кислотою і сильною основою, або слабкою основою і сильною кислотою, або слабкою кислотою і слабкою основою. Солі, утворені сильною кислотою і сильною основою, гідролізу не піддаються; нейтралізація в цьому випадку зводиться до процесу H + + OH - = H 2 O, а зворотна реакція - дисоціація молекул води на іони - протікає в мізерно малою мірою: при 25 0 С іонний добуток води
До W = C Н +. З ОН - = 10 -14.

1.1 Характеристики гідролізу

Розглянемо гідроліз солі, утвореної одноосновної кислотою і одновалентних металів. Запишемо рівняння гідролізу в загальному вигляді. Нехай НА - кислота, МОН - підстава, МА - освіти або сіль. Тоді рівняння гідролізу буде мати вигляд: МА + Н 2 О НА + МОН.
Будемо розглядати досить розбавлені розчини. Тоді рівноваги реакції (1) при заданій температурі відповідає постійна величина - константа рівноваги
К =
З НА. З МОН
З МА. З Н2О
Де Сi - молярні концентрації речовин. Концентрація води в розведених розчинах являє собою практично постійну величину. Позначаючи К. Сн 2 про = Кг, отримаємо
Кг =
З НА. З МОН
(2)
З МА
Величина Кг називається константою гідролізу солі. Її значення характеризує здатність даної солі піддаватися гідролізу; чим більше Кг, тим більшою мірою (при однакових температурі і концентрації солі) протікає гідроліз.
Відношення числа молей солі, які зазнали гідролізу (Сг), до загального числа молей солі в розчині (СМА), називається ступенем гідролізу.
=
Сг
(3)
З МА
Для речовини типу МА величина Сг дорівнює концентрації будь-якого з продуктів гідролізу - реакції (1). Тому ступінь гідролізу може бути визначена з співвідношень виду:
=
Сг
=
Смон
.
З МА
Сма
Використовуючи такі співвідношення і вираз (2) для константи гідролізу, можна легко отримати рівняння, що зв'язує ступінь і константу гідролізу.

1.2 Гідроліз солей слабких кислот і сильних основ

Якщо сіль утворена слабкою кислотою і сильною основою, то реакцію гідролізу можна схематично зобразити так:
М + + А - + Н 2 О НА + М + + ОН -. (4)
Зв'язування іона гідроксонію Н + аніонами слабкої кислоти А - наводить порушення рівноваги реакції дисоціації води
Н 2 О Н + + ОН -
І появи надлишкової концентрації ОН -. При цьому Сп + <cон - і розчин має лужну реакцію. Константа гідролізу реакції (4)
Кг =
СНУ * Сон -
=
СНУ * Сон-
(5)
З М + * З А -
З А -
Слабка кислота НА, що виходить при гідролізі, дисоціює, хоча і в малій мірі, на іони:

НА Н + + А - (6)
В іншому випадку гідроліз йшов би до кінця - вся сіль перетворювалася б у НА та МОН. Висловивши константу дисоціації слабкої кислоти - константу рівноваги реакції (6) - наступним чином:
До кисл. =
З Н. С А -
СНУ
Можна визначити через неї ставлення
З НА
=
Сп +
(7)
З А
До кисл.
Підставивши (7) в (5), отримаємо
Кг =
Сп + * Сон -
=
КW
(8)
До кисл.
До кисл.
Константа гідролізу дорівнює відношенню іонного добутку води до константи дисоціації слабкої кислоти.
Знайдемо ступінь гідролізу солі. Концентрація негідролізованной солі дорівнює З МА (1 - a) . Негідролізованная сіль у розбавленому розчині повністю дисоційований на іони і тому її концентрація дорівнює концентрації аніону
З МА - = С МА (1 - a). (9)
При гідролізі утворюються еквівалентні кількості молекул НА та іонів ОН -. Так як ми розглядаємо сіль слабкої кислоти, то НА діссоціірованна в малому ступені. Якщо знехтувати дисоціацією НА, то можна сказати що, Сон - = С НА. Молекула НА утворюється з молекули солі при гідролізі. Якщо гидролизоваться із МА * a молей, то
Сон - = С НА = З МА * a. (10)
Підставивши вирази (9) і (10) в рівняння (5), отримаємо
Кг =
З 2 МА * a 2
=
З МА * a 2
(11)
З МА * (1-a)
1-a
Звідки
З МА * a 2 + Кг * a - Кг = 0 і
a = - +
Другий корінь рівняння не має фізичного символу, так як a не може бути менше нуля.
Якщо ступінь гідролізу мала (a <<1), то 1-a »1 і вираз (11) спрощується
Кг »З МА * a 2; (12)
З виразу (12) видно, що збільшення концентрації солі З МА призводить до зменшення ступеня гідролізу. Розведення розчину збільшує ступінь гідролізу.
Підставивши в рівняння (12) значення Кг з виразу (8), отримаємо
a » . (13)
Порівняння ступеня гідролізу розчинів двох солей однаковій концентрації дає
a 1 » ; A 2 » ; І
= , (14)
так як (З МА) 1 = (С МА) 2
Ступінь гідролізу обернено пропорційна кореню квадратному з константи дисоціації слабкої кислоти.
Використовуючи вираз (10), можна записати
Сон + * Сон - = КW; Сон + = =
Підставивши сюди з виразу (13), отримаємо
Сп + = = ;
Після логарифмування і зміни знаків
lg Сп + = - Ѕ lg КW - Ѕ lg Ккісл. + Ѕ lg СМА.
Але - lg Сн + = рН; подібні ж позначення можна вжити і для логарифмів констант рівноваги.
Тоді
рН = Ѕ рКw + Ѕ рКкісл. + Ѕ lg З МА. (15)
З виразу (15) видно, що рН розчинів солей слабких кислот і сильних основ зростає зі зменшенням константи дисоціації слабкої кислоти і з ростом загальної концентрації солі. Іншими словами, лужність розчину зростає зі зменшенням Ккісл. І з ростом З МА.

1.3 Гідроліз солей сильних кислот і слабких підстав

Реакцію гідролізу солі, утвореної сильною кислотою і слабкою основою, схематично можна зобразити так:
М + + А - + Н2О МОН + Н + + А -, (16) і константа гідролізу
Кг = . (17)
Розчин має кислу реакцію (Сн +> Сон -). Одним з продуктів гідролізу є слабка основа. Дисоціація слабкої основи перешкоджає протіканню гідролізу до кінця
МОН М + + ОН -;
До осн. = ,
Звідки . (18)
Підставивши вираз (18) в (17), отримаємо
Кг = .
Подібно висновку вираження (12), при гідролізі солі, утвореної слабкою основою і сильною кислотою
a » . (19)
Як і в першому випадку, збільшення концентрації солі у воді призводить до зменшення ступеня гідролізу a. Розведення розчину збільшує ступінь гідролізу. Підставивши в рівняння (19) значення Кг, отримаємо
a » . (20)
Ступінь гідролізу солі обернено пропорційна кореню квадратному з константи дисоціації слабкої основи. Розглядаючи гідроліз солі слабкої основи і сильної кислоти, отримаємо вираз, аналогічне рівнянню (15)
РН = Ѕ рКw - ЅрКосн. - Ѕ lgС МА. (21)
З виразу (21) видно, що рН зменшується зі зменшенням косної. і з збільшенням СМА, або кислотність розчину зростає зі зменшенням константи дисоціації слабкої основи і з ростом загальної концентрації солі.

1.4 Гідроліз солей слабких кислот і слабких підстав

Особливо глибоко протікає гідроліз солей, утворених слабкою кислотою і слабкою основою. Реакція гідролізу:
М + + А - + Н 2 О МОН + НА. (22)
Продукти гідролізу всі ті ж, хоча і слабо, дисоційований на іони, внаслідок чого гідроліз не доходить до кінця. Слабка луг дисоціює наступним чином:
МОН М + + ОН -
Косної. = , Звідки (23).
Слабка кислота дисоціює так:
НА Н + + А -,
Ккісл. = ,
Звідки . (24)
Підставляючи вирази (24) і (23) в (22), отримаємо
Кг = . (25)
Якщо загальна концентрація солі З МА, а ступінь гідролізу a, то концентрація негідролізованной солі Див + = С А - = СМА (1-a). Відповідно З НА = Смон = С МА * a.
Тому з виразу (22) можна отримати
Кг = ,
або
і a = . (26)
З виразу (26) видно, що при гідролізі солі слабкої основи і слабкої кислоти ступінь гідролізу не залежить у першому наближенні від загальної концентрації солі. Якщо ступінь гідролізу a мала, тобто a <<1, то 1 - X »1 і вираз (26) спрощується
a »
З виразу (24) отримаємо, беручи до уваги рівняння (25) і (26)
Сп + = Ккісл. = Ккісл. =
Ккісл .
Після логарифмування і зміни знаків
рН = ЅрКw + ЅрКкісл. - ЅрКосн. (27)
З виразу (27) видно, що якщо константи дисоціації слабкої кислоти і слабкої основи однакові (Ккісл. = косно), то рН = Ѕ рКw. Це означає, що розчин має нейтральну реакцію, незважаючи на гідроліз. Дійсно, в цьому випадку рН =- lg Сн + = - Ѕ lg КW, або Сн + = = (10 -14) Ѕ = 10 -7 З виразу (27) далі видно, що якщо Ккісл. > Відсталому., То рН <ЅрКw, тобто рН <7 і розчин має кислу реакцію. Якщо Ккісл. <Відсталому., То розчин має лужну реакцію і рН> 7.

1.5 Гідроліз солей багатоосновних кислот і підстав

Розглянемо тепер гідроліз солей, утворених слабкою багатоосновної кислотою або слабким підставою багатовалентними металу. Гідроліз таких солей протікає східчасто. Так, перший ступінь гідролізу карбонату натрію протікає відповідно до рівняння
2 СО
2 СО 3 + Н 2 О NаНСО 3 + NаОН, або в іонно-молекулярній формі:
+ Н 2 О НСО 3 - + ОН -.
Новоутворена кисла сіль у свою чергу піддається гідролізу (другий ступінь гідролізу)
NаНСО 3 + Н 2 О 2 СО 3 + NаОН, Або НСО 3 - + Н 2 О 2 СО 3 + ОН -.
Як видно, при гідролізі по першій ступені утворюється іон НСО 3 -, дисоціація якого характеризується друге константою дисоціації вугільної кислоти
НСО 3 - Н + + ;
До 2, кисл. =
При гідролізі по другому щаблі утворюється вугільна кислота, дисоціацію якої характеризує першу константа її дисоціації
НСО 3 Н + + Н ;
До 1, кисл. = .
Тому константа гідролізу по першій ступені
Кг, 1 =
пов'язана з другою константою дисоціації кислоти, в константа гідролізу по другому щаблі
Кг, 2 =
з першої константою дисоціації кислоти. Цей зв'язок виражається співвідношеннями:
Кг, 1 = Кг, 2 = .
Оскільки перша константа дисоціації кислоти завжди більше другий, то константа гідролізу по першій ступені завжди більше, ніж константа гідролізу по другому щаблі: Кг, 1> Кг, 2. З цієї причини гідроліз по першій ступені завжди протікає в більшій мірі, ніж по другій. Крім того, іони, які утворюються при гідролізі по першій ступені (у нашому прикладі - іони ОН -), сприяють зсуву рівноваги другого ступеня вліво, тобто також пригнічують гідроліз по другому щаблі.
Аналогічно відбувається гідроліз солей, утворених слабкою основою багатовалентними металу. Наприклад, гідроліз CuCl 2, який за першого ступеня протікає з утворенням гидроксохлоріда міді
CuC l 2 + Н 2 О CuОНC l + НС l або в іонно-молекулярній формі
Cu 2 + + Н 2 О CuОН + + Н +.
Гідроліз по другому щаблі відбувається в мізерно малою мірою:
CuОНC l + + Н 2 О Cu (ОН) 2 + НС l Або CuОН + + Н 2 О Cu (ОН) 2 + Н.
Прикладом гідролізу солей багатоосновних слабких кислот і слабких підстав може служити гідроліз ацетату алюмінію, що протікає до основних солей - гідроксоацетата дігідроксоацетата алюмінію:
А l (СН 3 СОО) 3 + Н 2 О А l (ОН) (СН 3 СОО) 2 + СН 3 СООН;
А l (ОН) (СН 3 СОО) 2 + Н 2 О А l (ОН) 2 (СН 3 СОО) + СН 3 СООН.
Розглянемо для даного випадку окремо гідроліз катіона і гідроліз аніону. Ці процеси виражаються іонно-молекулярними рівняннями:
А l 3 + + Н 2 О А l ВІН 2 + Н +; СН 3 СОО - + Н 2 О СН 3 СООН + ОН -.
Отже, при гідролізі катіона утворюються іони Н +, а при гідролізі аніону - іони ОН -. Ці іони не можуть у значних концентраціях співіснувати; вони з'єднуються, утворюючи молекули води. Це призводить до зміщення рівноваги вправо. Інакше кажучи, гідроліз катіона і гідроліз аніону в цьому випадку підсилюють один одного. Якщо кислота і основа, які утворюють сіль, не тільки слабкі електроліти, але й мало розчиняються, або нестійкі і розкладаються з утворенням летких продуктів, то гідроліз солі часто протікає незворотньо, тобто супроводжується повним розкладом солі. Так, при взаємодії у розчині солі алюмінію, наприклад А l C l 3, з карбонатом натрію випадає осад гідроксиду алюмінію і виділяється діоксид вуглецю
l C l 3 + 32 СО 3 + 3Н 2 О l (ОН) 3 ¯ + 3СО 2 +6 NаC l або
l 3 + + 3СО 3 2 - +3 Н 2 О l (ОН) 3 ¯ + 3СО 2.
Протонна теорія кислот і підстав розглядає гідроліз солей як окремий випадок кислотно-основної рівноваги.

2. Особливості грунтового гідролізу і його значення

Грунт - унікальна природна система. Головна властивість грунту - нерозривний зв'язок входять до неї живих і неживих компонентів. Склад грунту досить складний. У ній є не тільки тверда фаза, але також рідка (грунтовий розчин) і газова (грунтовий повітря). Грунтові розчини є розчинами цілої маси найрізноманітніших речовин - електролітів і неелектролітів, і колоїдів.
Грунт утворюється і функціонує як система при поєднанні взаимообусловленной життєдіяльності різних груп організмів. Однією з важливих хімічних функцій грунтів є обмін катіонів та аніонів, завдяки якому мінеральні добрива та мікроелементи стають доступними для рослин. Коли іони калію (К +), магнію (Мg 2 +), кальцію (Са 2 +) та інших металів убирається корінням рослин, іон водню обмінюється на іон металу, при цьому відбувається збільшення кислотності грунту:
Грунт} Са 2 + + 2СО 2 + 2Н 2 О ® Грунт} Н +, Н + + Са 2 + (коріння) + 2НСО 3 -.
Грунт виступає як буфер і чинить опір змінам рН. Однак буферна здатність істотно залежить від типу грунту. Для грунтів, бідних вапняком, вона практично відсутня; дію кислотних дощів на такі грунти виявляється згубною, іонообмінні процеси порушуються.
При великому підкисленні грунту відбувається також перехід металів з оксидів в розчин, а серед них можуть бути і такі токсичні для рослин метали, як цинк, залізо, марганець і алюміній:
Грунт} Н +, Н + + ZnО ® Грунт} Zn 2 + + Н 2 О.
Підвищення кислотності заболочених грунтів призводить до виділення Н 2 S, вкрай токсичного для рослин і багатьох корисних мікроорганізмів. Реакція каталізується мікроорганізмами, а роль відновника грають органічні речовини:
4 2 - + 2 {СН 2 О} + 2Н + Н 2 S +2 СО 2 +2 Н 2 О.
Зниження кислотності грунту вимагає витрат і може бути досягнуто введенням карбонату кальцію:
Грунт} Н + + СаСО 3 ® Грунт} Са 2 + СО 2 + Н 2 О
Н +
Лужність грунтового розчину викликається присутністю у грунтах не вільних лугів, а солей слабких кислот і сильних основ. З таких солей найбільше поширення має має у грунтах карбонат кальцію, але його розчинність, як такого, настільки мала, що про шкідливу дію його розчинів на рослини не може бути й мови. Інші лужні сполуки грунту можуть бути розбиті на дві групи:
1) гуміновокіслие лугу, кремніевокіслие лугу і нормальні карбонати лужних металів,
2) двовуглекислі лужні солі. Солі, що входять в першу групу, мають те спільне, що всі вони у водних розчинах сильно гідролізуються зі звільненням іона ОН -.
Тому до дії їх на рослини як таких приєднується ще дію сильно отруйного іона ОН -, який нейтралізується подкислением грунтів. Двовуглекислі лужні солі, внаслідок дуже слабкою своєї електролітичної дисоціації, мало роблять на рослини побічного шкідливого впливу і цим наближаються до СаСО 3.
У головних фосфорних добривах фосфорна кислота міститься переважно у вигляді кальцієвих солей, причому в апатити, фосфорити, томасшлак і кістяний борошні знаходиться трехкальциевого фосфат, а в супер фосфатах - вільна фосфорна кислота, одне - і двухкальціевие фосфати.
Трехкальциевого фосфат - Са 3 (РО 4) 2 у воді майже не розчиняється, але завдяки тому, що ця речовина є сіллю слабкої кислоти і відносно сильної основи, ті незначні сліди, які виявляються в грунтовому розчині, піддаються гідролізу, внаслідок чого рівновагу в розчині порушується , у воду переходить нову кількість солі, яке знову гідролізується і т.д., так що в кінці кінців в розчині виявляється кількісно определимая величина фосфорної кислоти. Гідроліз Са 3 (РО 4) 2 буде йти до певної межі, а саме до тих пір, поки між іонами Са 2 + та РО 3 -, з одного боку, і продуктами гідролізу Са 2 +, ОН -, НРО 4 2 -, Н 2 РО 4 - і Н 3 РО 4, з іншого боку, не встановиться рівновага. Таким чином, збільшуючи концентрацію одного з продуктів гідролізу Са 3 (РО 4) 2, ми тим самим зменшимо кількість фосфорної кислоти, що переходить в грунтовий розчин з цієї солі, і, навпаки, зменшуючи концентрацію будь-якого з цих продуктів, ми збільшимо цю кількість . Наприклад, присутність СаСО 3, СаО або Са (ОН) 2 з Са 3 (РО 4) 2 збільшує концентрацію у грунтовому розчині одного з продуктів гідролізу Са 3 (РО 4) 2, що тягне за собою зменшення концентрації фосфорної кислоти в розчині і засвоєння фосфорних добрив рослинами. На противагу цьому гідроліз FеРО 4 знижує концентрацію іонів ОН -, що збільшує кількість фосфорної кислоти, що переходить в грунтовий розчин.
Таким чином, грунтовий гідроліз солей - ефективний регулятор кількості розчинних форм корисних елементів у грунтовому розчині і процесів обміну іонами між грунтом і рослинами.

Список використаної літератури

1. Коровін Н.В. Загальна хімія. - М.: Вищ. шк., 2007
2. Глінка Н.Л. Загальна хімія. - М.: Хімія, 1998.
3. Скорчеллетті В.В. Теоретична електрохімія. - Л.: ДХІ, 1983.
4. Добровольський В.В. Основи біогеохімії: Учеб. Допомога, - М.: Вищ. шк., 2007.
5. Шустов С.Б., Шустова Л.В. Хімічні основи екології: Учеб. Посібник. - М.: Вищ. шк., 1995.
6. Що ми знаємо про хімію? Питання та відповіді: Справ. Посібник / За ред. Ю.Н. Кукушкіна. - М.: Вищ. шк., 2003.
Додати в блог або на сайт

Цей текст може містити помилки.

Хімія | Контрольна робота | 60,2кб. | скачати

Схожі роботи:
Значення грунтового моніторингу в т ч грунтового агрохімічного токсико екологічного фітосанітарного
Виробництво генно-інженерного інсуліну людини Оптимізація умов ферментативного гідролізу п
Світ солей
Стан рослинного та грунтового покриву
Електролітична дисоціація солей та лугів
Вплив грунтового родючості на продуктивність лісоутворюючих порід
Розробка іонометріческой методики визначення четвертинних амонієвих солей
Агроекологічний стан грунтового покриву ТОВ Агро-Союз Рівненського району та шляхи його стабілізації
Безпечне застосування в тваринництві мінеральних солей преміксів і білково-вітамінно-мінеральних
© Усі права захищені
написати до нас
Рейтинг@Mail.ru