Гідроліз солей Особливості грунтового гідролізу

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
Де Сi - молярні концентрації речовин. Концентрація води в розведених розчинах являє собою практично постійну величину. Позначаючи К. Сн ₂ про = Кг, отримаємо
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.
Для речовини типу МА величина Сг дорівнює концентрації будь-якого з продуктів гідролізу - реакції (1). Тому ступінь гідролізу може бути визначена з співвідношень виду:
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; a» (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
Nа ₂ СО
Nа 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 Nа ₂ СО ₃ + NаОН, Або НСО ₃ ^- + Н ₂ О Nа 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
2А l C l ₃ + ₃ Nа ₂ СО ₃ + 3Н ₂ О 2А l (ОН) ₃ ¯ + 3СО ₂ +6 NаC l або
2А l ^{3 + +} 3СО ₃ ^{2 -} +3 Н ₂ О 2А 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:
SО 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.