Количественная оценка процесса гидролиза

Показателем глубины протекания гидролиза является степень гидролиза.

Степенью гидролиза β называется отношение концентрации гидролизованных молекул С_гидр к исходной концентрации растворенных молекул электролита С_о.

β = С_гидр / С_о. (11)

Степень гидролиза как правило невелика. Это объясняется тем, что один из участников процесса гидролиза – вода – является слабым электролитом и равновесие в системе сильно смещено в сторону исходных веществ. Степень гидролиза можно увеличить:

1) разбавлением раствора, что объясняется принципом Ле - Шателье;

2) нагреванием, т.к. при этом возрастает доля молекул, подвергшихся гидролизу.

Гидролиз, как любой обратимый процесс, количественно можно охарактеризовать константой равновесия .

Константа равновесия К_с показывает отношение произведения равновесных концентраций продуктов гидролиза к произведению концентраций исходных веществ, взятых в степени, равной коэффициенту перед формулой данного вещества в уравнении реакции гидролиза.

Например, напишем выражение константы равновесия для реакции гидролиза сульфита калия K₂SO₃ по первой ступени:

SO₃^2- + HOH ↔ HSO₃^- + OH^-

К_с = [HSO₃^-][ OH^-] / [SO₃^2-][ HOH] или

К_с [ HOH] = [HSO₃^-][ OH^-] / [SO₃^2-]

Обозначая К_с [ HOH] через К_г, получаем

К_г= [HSO₃^-][ OH^-] / [SO₃^2-], (12)

где К_г – константа гидролиза.

Часто для расчетов константы гидролиза пользуются формулой:

К_г = К_В / К_Д , (13)

где К_В – ионное произведение воды;

К_Д - константа диссоциации слабого электролита, образующего соль, взятая по последней ступени (см. приложение).

Константа гидролиза К_г показывает отношение ионного произведения воды к константе того слабого электролита (слабой кислоты или слабого основания), по иону которого протекает гидролиз.

Чем слабее кислота или основание, образующие соль, тем больше константа гидролиза соли.

ПРИМЕР 9.Рассчитать константу гидролиза карбоната калия по первой ступени. Написать уравнение гидролиза этой соли по первой ступени.

РЕШЕНИЕ. Карбонат калия К₂СО₃, образован сильным основанием КОН и слабой кислотой Н₂СО₃. Следовательно, с водой будет взаимодействовать карбонат ион.

К₂СО₃↔ 2К⁺ + СО₃^2-

СО₃^2- + НОН ↔ НСО₃^- + ОН^-

Константу гидролиза рассчитаем по формуле (13), зная, что К_В = 10^-14, а К^//_Д (Н₂СО₃) = 4,8∙10^-11 (см. приложение).

К_г = 10^-14 / 4,8∙10^-11 = 2∙10^-4.

ОТВЕТ: К_г = 2∙10^-4.

Степень и константа гидролиза связаны между собой соотношением:

К_г = β²∙С₀ / 1 – β (14),

где С₀ – молярная концентрация раствора (моль/л).

Этой формулой следует пользоваться, если соль образована слабой кислотой и слабым основанием. Для солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой или слабой кислотой и сильным основанием справедливо приближенное соотношение, когда β«1:

К_г ≈ β²∙С₀ (15)

или

β = (16)

Это соотношение позволяет количественно оценить степень гидролиза в растворах солей определенной концентрации.

ПРИМЕР 10.Рассчитать степень гидролиза в 0,1М растворе хлорида аммония.

РЕШЕНИЕ. Найдем константу гидролиза по формуле (13), зная, что К_В = 10^-14, а К_Д(NH₄OH) = 1,79∙10^-5(см.приложение).

К_г = К_В / К_Д = 10^-14 / 1,79∙10^-5 = 5,5∙10^-10.

Так как соль образована сильной кислотой и слабым основанием, то из формулы (16) выразим β:

β = = = 7,4∙10^-5

ОТВЕТ: β = 7,4∙10^-5 или = 7,4∙10^-3 %.

ПРИМЕР 11.Определить рН 0,1 М раствора фосфата калия.

РЕШЕНИЕ. Будем считать, что гидролиз практически протекает по первой ступени:

К₃РО₄ + Н₂О ↔ К₂НРО₄ + КОН

РО₄^3- + Н₂О ↔ НРО₄^2- + ОН^-

Константа гидролиза по первой ступени определяется константой диссоциации образовавшейся слабой кислоты НРО₄^2-, т.е. третьей константой диссоциации фосфорной кислоты, значение которой берем из приложения. К_д^///(Н₃РО₄) = 1,3∙10^-12.

Используя формулу (13), рассчитаем константу гидролиза:

К_г = К_В/К_Д = 10^-14/(1,3∙10^-12) = 7,7∙10^-3.

Найдем степень гидролиза по формуле (16): β = √К_г/С₀ = √7,7∙10^-3/0,1 = 2,8∙10^-2.

Определим концентрацию образовавшихся ОН^- - ионов:

[OH^-] = β∙С₀; [OH^-] = 2,8∙10^-2∙0,1 = 2,8∙10^-3, откуда рОН = - lg [OH^-] =

= -lg (2,8∙10^-3) = 2,55.

рН = 14 – рОН = 14 – 2, 55 = 11,45.

ОТВЕТ: рН = 11,45.

Лабораторная работа № 1

ХОД РАБОТЫ

Опыт 1. Экспериментальное наблюдение электропроводности водных растворов веществ.

В стакан с дистиллированной водой опустить угольные электроды, укреплённые на деревянной дощечке и подключенные в цепь последовательно с милливольтметром. Включите прибор в сеть. Отклоняется ли стрелка милливольтметра? Проводит ли дистиллированная вода электрический ток?

Таким же образом изучить электропроводность раствора сахара, 0,1н. растворов H₂SO₄, KOH, NH₄OH, CH₃COOН. Обратите внимание, отклоняется ли стрелка милливольтметра и на сколько сильно это отклонение.

Смешайте растворы NH₄OH и CH₃COOН. Изучите их электропроводность.

Какие из испытанных веществ являются электролитами? По глубине отклонения стрелки милливольтметра отметьте сильные и слабые электролиты. Чем можно объяснить разные показания милливольтметра для растворов NH₄OH, CH₃COOН и их смеси? К сильным или слабым электролитам относится продукт, полученный при смешивании растворов NH₄OH и CH₃COOН?

Оформите полученные данные в таблицу.

Составьте уравнения (в молекулярной и ионно-молекулярной формах) реакции, протекающей между NH₄OH и CH₃COOН при смешивании их растворов.

Сделайте общий вывод: сильными или слабыми электролитами являются кислоты? основания? соли? Чем измеряется сила электролита? Укажите условные значения степени и константы диссоциации для сильных, слабых и средней силы электролитов.

Опыт 2. Направление обменных ионных процессов в растворах электролитов.