Контрольная работа : Гидролиз солей. Особенности почвенного гидролиза 


Полнотекстовый поиск по базе:

Главная >> Контрольная работа >> Химия


Гидролиз солей. Особенности почвенного гидролиза




Содержание

Введение

1. Гидролиз солей

1.1 Характеристики гидролиза

1.2 Гидролиз солей слабых кислот и сильных оснований

1.3 Гидролиз солей сильных кислот и слабых оснований

1.4 Гидролиз солей слабых кислот и слабых оснований

1.5 Гидролиз солей многоосновных кислот и оснований

2. Особенности почвенного гидролиза и его значение

Список использованной литературы

Введение

Гидролизом называется взаимодействие вещества с водой, при котором составные части вещества соединяются с составными частями воды. Такое определение охватывает и гидролиз органических соединений - сложных эфиров, жиров, углеводов, белков - и гидролиз неорганических веществ - солей, галогенов, галогенидов, неметаллов и т.д. Настоящая работа посвящена гидролизу солей - одному из важных примеров гидролиза веществ, который наиболее хорошо изучен, а так же особенностям почвенного гидролиза солей и его значению в сельском хозяйстве.

1. Гидролиз солей

В случае реакций нейтрализации, в которых участвуют слабые кислоты и основания, реакции протекают не до конца. Это значит, что при этом в той или иной степени протекает и обратная реакция (взаимодействие соли с водой), приводящая к образованию кислоты и основания. Это и есть гидролиз соли. В реакции гидролиза вступают соли, образованные слабой кислотой и сильным основанием, или слабым основанием и сильной кислотой, или слабой кислотой и слабым основанием. Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием, гидролизу не подвергаются; нейтрализация в этом случае сводится к процессу H + + OH - =H2O, а обратная реакция - диссоциация молекул воды на ионы - протекает в ничтожно малой степени: при 25 0С ионное произведение воды

КW = CН+. СОН - = 10-14.

1.1 Характеристики гидролиза

Рассмотрим гидролиз соли, образованной одноосновной кислотой и одновалентным металлом. Запишем уравнение гидролиза в общем виде. Пусть НА - кислота, МОН - основание, МА - образования или соль. Тогда уравнение гидролиза будет иметь вид: МА + Н2О НА + МОН.

Будем рассматривать достаточно разбавленные растворы. Тогда равновесию реакции (1) при заданной температуре отвечает постоянная величина - константа равновесия

К =

СНА. СМОН

СМА. СН2О

Где Сi - молярные концентрации веществ. Концентрация воды в разбавленных растворах представляет собой практически постоянную величину. Обозначая К. Сн2о = Кг, получим

Кг =

СНА. СМОН

(2)

СМА

Величина Кг называется константой гидролиза соли. Ее значение характеризует способность данной соли подвергаться гидролизу; чем больше Кг, тем в большей степени (при одинаковых температуре и концентрации соли) протекает гидролиз.

Отношение числа молей соли, подвергшихся гидролизу (Сг), к общему числу молей соли в растворе (СМА), называется степенью гидролиза.

=

Сг

(3)

СМА

Для вещества типа МА величина Сг равна концентрации любого из продуктов гидролиза - реакции (1). Поэтому степень гидролиза может быть определена из соотношений вида:

=

Сг

=

Смон

.

СМА

Сма

Используя такие соотношения и выражение (2) для константы гидролиза, можно легко получить уравнение, связывающее степень и константу гидролиза.

1.2 Гидролиз солей слабых кислот и сильных оснований

Если соль образована слабой кислотой и сильным основанием, то реакцию гидролиза можно схематически изобразить так:

М+ + А - + Н2О НА + М+ + ОН-. (4)

Связывания иона гидроксония Н+ анионами слабой кислоты А - приводит нарушению равновесия реакции диссоциации воды

Н2О Н+ + ОН-

И появлению избыточной концентрации ОН-. При этом Сн+  Cон - и раствор имеет щелочную реакцию. Константа гидролиза реакции (4)

Кг=

СНА * Сон-

=

СНА * Сон-

(5)

СМ+ * СА-

СА-

Слабая кислота НА, получающаяся при гидролизе, диссоциирует, хотя и в малой степени, на ионы:

НА Н+ + А - (6)

В противном случае гидролиз шел бы до конца - вся соль превращалась бы в НА и МОН. Выразив константу диссоциации слабой кислоты - константу равновесия реакции (6) - следующим образом:

К кисл. =

СН. СА-

СНА

Можно определить через нее отношение

СНА

=

Сн+

(7)

СА

К кисл.

Подставив (7) в (5), получим

Кг=

Сн+ * Сон-

=

Кw

(8)

К кисл.

К кисл.

Константа гидролиза равна отношению ионного произведения воды к константе диссоциации слабой кислоты. Н
айдем степень гидролиза соли. Концентрация негидролизованной соли равна СМА (1 - ) . Негидролизованная соль в разбавленном растворе полностью диссоциирована на ионы и поэтому ее концентрация равна концентрации аниона

СМА - = СМА (1 - ). (9)

При гидролизе образуются эквивалентные количества молекул НА и ионов ОН-. Так как мы рассматриваем соль слабой кислоты, то НА диссоциированна в малой степени. Если пренебречь диссоциацией НА, то можно сказать что, Сон - = СНА. Молекула НА образуется из молекулы соли при гидролизе. Если гидролизовано СМА* молей, то

Сон - = СНА= СМА*. (10)

Подставив выражения (9) и (10) в уравнение (5), получим

Кг=

С2МА*2

=

СМА*2

(11)

С МА* (1-)

1-

Откуда

СМА*2 + Кг *  - Кг = 0 и

= - +

Второй корень уравнения не имеет физического символа, так как  не может быть меньше нуля.

Если степень гидролиза мала (  1), то 1-  1 и выражение (11) упрощается

Кг  С МА *2;   (12)

Из выражения (12) видно, что увеличение концентрации соли СМА приводит к уменьшению степени гидролиза. Разбавление раствора увеличивает степень гидролиза.

Подставив в уравнение (12) значения Кг из выражения (8), получим

 . (13)

Сравнение степени гидролиза растворов двух солей одинаковой концентрации дает

1; 2; и

=, (14)

так как (С МА) 1 = (С МА) 2

Степень гидролиза обратно пропорциональна корню квадратному из константы диссоциации слабой кислоты.

Используя выражение (10), можно записать

Сон+ * Сон - = Кw; Сон+ = =

Подставив сюда из выражения (13), получим

Сн+= = ;

После логарифмирования и перемены знаков

lg Сн+ = - ½ lg Кw - ½ lg Ккисл. + ½ lg Сма.

Но - lg Сн + = рН; подобные же обозначения можно употребить и для логарифмов констант равновесия.

Тогда

рН= ½ рКw + ½ рКкисл. + ½ lgСМА. (15)

Из выражения (15) видно, что рН растворов солей слабых кислот и сильных оснований растет с уменьшением константы диссоциации слабой кислоты и с ростом общей концентрации соли. Другими словами, щелочность раствора растет с уменьшением Ккисл. И с ростом СМА.

1.3 Гидролиз солей сильных кислот и слабых оснований

Реакцию гидролиза соли, образованной сильной кислотой и слабым основанием, схематически можно изобразить так:

М+ + А - + Н2О МОН + Н+ - , (16) и константа гидролиза

Кг = . (17)

Раствор имеет кислую реакцию (Сн+Сон-). Одним из продуктов гидролиза является слабое основание. Диссоциация слабого основания препятствует протеканию гидролиза до конца

МОН М+ + ОН - ;

К осн. = ,

Откуда . (18)

Подставив выражение (18) в (17), получим

Кг = .

Подобно выводу выражения (12), при гидролизе соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой

  . (19)

Как и в первом случае, увеличение концентрации соли в воде приводит к уменьшению степени гидролиза . Разбавление раствора увеличивает степень гидролиза. Подставив в уравнение (19) значение Кг, получим

  . (20)

Степень гидролиза соли обратно пропорциональна корню квадратному из константы диссоциации слабого основания. Рассматривая гидролиз соли слабого основания и сильной кислоты, получим выражение, аналогичное уравнению (15)

РН = ½ рКw - ½рКосн. - ½ lgСМА. (21)

Из выражения (21) видно, что рН уменьшается с уменьшением Косн. и с увеличением Сма, или кислотность раствора возрастает с уменьшением константы диссоциации слабого основания и с ростом общей концентрации соли.

1.4 Гидролиз солей слабых кислот и слабых оснований

Особенно глубоко протекает гидролиз солей, образованных слабой кислотой и слабым основанием. Реакция гидролиза:

М+ + А - + Н2О МОН + НА. (22)

Продукты гидролиза все те же, хотя и слабо, диссоциированы на ионы, вследствие чего гидролиз не доходит до конца. Слабая щелочь диссоциирует следующим образом:

МОН М + +ОН-

Косн. =, Откуда (23).

Слабая кислота диссоциирует так:

НА Н+ + А- ,

Ккисл. = ,

Откуда . (24)

Подставляя выражения (24) и (23) в (22), получим

Кг = . (25)

Если общая концентрация соли СМА, а степень гидролиза , то концентрация негидролизованной соли См+ = СА - = Сма (1-). Соответственно СНА= Смон= СМА* .

Поэтому из выражения (22) можно получить

Кг=,

или

и  = . (26)

Из выражения (26) видно, что при гидролизе соли слабого основания и слабой кислоты степень гидролиза не зависит в первом приближении от общей концентрации соли. Если степень гидролиза  мала, т.е.  1, то 1 - X 1 и выражение (26) упрощается

 

Из выражения (24) получим, принимая во внимание уравнения (25) и (26)

Сн+ = Ккисл. = Ккисл. =

Ккисл .

После логарифмирования и перемены знаков

рН= ½рКw + ½рКкисл. - ½рКосн. (27)

Из выражения (27) видно, что если константы диссоциации слабой кислоты и слабого основания одинаковы (Ккисл. = Косн), то рН= ½ рКw. Это означает, что раствор имеет нейтральную реакцию, несмотря на гидролиз. Действительно, в этом случае рН=-lgСн+ = - ½ lgКw, или Сн+ == (10-14) ½=10-7 Из выражения (27) далее видно, что если Ккисл. Коснов., то рН ½рКw, т.е. рН 7 и раствор имеет кислую реакцию. Если Ккисл.  Коснов., то раствор имеет щелочную реакцию и рН  7.

1.5 Гидролиз солей многоосновных кислот и оснований

Рассмотрим теперь гидролиз солей, образованных слабой многоосновной кислотой или слабым основанием многовалентного металла. Гидролиз таких солей протекает ступенчато. Так, первая ступень гидролиза карбоната натрия протекает согласно уравнению

2СО

2СО3 + Н2О NаНСО3 + NаОН, или в ионно-молекулярной форме:

+ Н2О НСО3 - + ОН-.

Образовавшаяся кислая соль в свою очередь подвергается гидролизу (вторая ступень гидролиза)

NаНСО3 + Н2О 2СО3 + NаОН, Или НСО3 - + Н2О 2СО3 + ОН-.

Как видно, при гидролизе по первой ступени образуется ион НСО3-, диссоциация которого характеризуется второй константой диссоциации угольной кислоты

НСО3- Н+ +;

К2, кисл. =

При гидролизе по второй ступени образуется угольная кислота, диссоциацию которой характеризует первая константа ее диссоциации

НСО3 Н+;

К1, кисл. = .

Поэтому константа гидролиза по первой ступени

Кг,1=

связана со второй константой диссоциации кислоты, в константа гидролиза по второй ступени

Кг,2=

с первой константой диссоциации кислоты. Эта связь выражается соотношениями:

Кг,1= Кг,2= .

Поскольку первая константа диссоциации кислоты всегда больше второй, то константа гидролиза по первой ступени всегда больше, чем константа гидролиза по второй ступени: Кг,1 Кг,2. По этой причине гидролиз по первой ступени всегда протекает в большей степени, чем по второй. Кроме того, ионы, образующиеся при гидролизе по первой ступени (в нашем примере - ионы ОН -), способствуют смещению равновесия второй ступени влево, т.е. также подавляют гидролиз по второй ступени.

Аналогично происходит гидролиз солей, образованных слабым основанием многовалентного металла. Например, гидролиз CuCl2, который по первой ступени протекает с образованием гидроксохлорида меди

CuCl2 + Н2О CuОНCl +НСl или в ионно-молекулярной форме

Cu2+ + Н2О CuОН+ + Н+.

Гидролиз по второй ступени происходит в ничтожно малой степени:

CuОНCl+ + Н2О Cu (ОН) 2 + НСl Или CuОН+ + Н2О Cu (ОН) 2 + Н.

Примером гидролиза солей многоосновных слабых кислот и слабых оснований может служить гидролиз ацетата алюминия, протекающий до основных солей - гидроксоацетата дигидроксоацетата алюминия:

Аl (СН3СОО) 3+ Н2О Аl (ОН) (СН3СОО) 2+ СН3СООН;

Аl (ОН) (СН3СОО) 2 + Н2О Аl (ОН) 2 (СН3СОО) + СН3СООН.

Рассмотрим для данного случая отдельно гидролиз катиона и гидролиз аниона. Эти процессы выражаются ионно-молекулярными уравнениями:

Аl3++ Н2О АlОН2+; СН3СОО - + Н2О СН3СООН +ОН - .

Итак, при гидролизе катиона образуются ионы Н+, а при гидролизе аниона - ионы ОН-. Эти ионы не могут в значительных концентрациях сосуществовать; они соединяются, образуя молекулы воды. Это приводит к смещению равновесия вправо. Иначе говоря, гидролиз катиона и гидролиз аниона в этом случае усиливают друг друга. Если кислота и основание, образующие соль, не только слабые электролиты, но и мало растворимы, или неустойчивы и разлагаются с образованием летучих продуктов, то гидролиз соли часто протекает необратимо, т.е. сопровождается полным разложением соли. Так, при взаимодействии в растворе соли алюминия, например АlCl3, с карбонатом натрия выпадает осадок гидроксида алюминия и выделяется диоксид углерода

lCl3 + 3 Nа2СО3+ 3Н2О l (ОН) 3 + 3СО2 +6 NаCl или

l3++ 3СО32-+3Н2О l (ОН) 3+ 3СО2.

Протонная теория кислот и оснований рассматривает гидролиз солей как частный случай кислотно-основного равновесия.

2. Особенности почвенного гидролиза и его значение

Почва - уникальная природная система. Главное свойство почвы - неразрывная связь входящих в нее живых и неживых компонентов. Состав почвы весьма сложен. В ней имеется не только твердая фаза, но также жидкая (почвенный раствор) и газовая (почвенный воздух). Почвенные растворы являются растворами целой массы самых разнообразных веществ - электролитов и неэлектролитов, и коллоидов.

Почва образуется и функционирует как система при сочетании взаимообусловленной жизнедеятельности разных групп организмов. Одной из важных химических функций почв является обмен катионов и анионов, благодаря которому минеральные удобрения и микроэлементы становятся доступными для растений. Когда ионы калия (К+), магния (Мg2+), кальция (Са2+) и других металлов вбираются корнями растений, ион водорода обменивается на ион металла, при этом происходит увеличение кислотности почвы:

Почва Са2+ + 2СО2 + 2Н2ОПочваН+, Н+ +Са2+ (корни) + 2НСО3-.

Почва выступает как буфер и сопротивляется изменениям рН. Однако буферная способность существенно зависит от типа почвы. Для почв, бедных известняком, она практически отсутствует; действие кислотных дождей на такие почвы оказывается пагубным, ионообменные процессы нарушаются.

При большом подкислении почвы происходит также переход металлов из оксидов в раствор, а среди них могут быть и такие токсичные для растений металлы, как цинк, железо, марганец и алюминий:

Почва Н+ , Н+ +ZnО  Почва Zn2+2О.

Повышение кислотности заболоченных почв приводит к выделению Н2S, крайне токсичного для растений и многих полезных микроорганизмов. Реакция катализируется микроорганизмами, а роль восстановителя играют органические вещества:

42 - + 2СН2О + 2Н+ Н2S +2СО2 +2Н2О.

Понижение кислотности почвы требует затрат и может быть достигнуто введением карбоната кальция:

Почва  Н+ + СаСО3 ПочваСа2+ СО2 +Н2О

Н+

Щелочность почвенного раствора вызывается присутствием в почвах не свободных щелочей, а солей слабых кислот и сильных оснований. Из таких солей самое большое распространение имеет имеет в почвах карбонат кальция, но его растворимость, как такового, настолько мала, что о вредном действии его растворов на растения не может быть и речи. Другие щелочные соединения почвы могут быть разбиты на две группы:

1) гуминовокислые щелочи, кремниевокислые щелочи и нормальные карбонаты щелочных металлов,

2) двууглекислые щелочные соли. Соли, входящие в первую группу, имеют то общее, что все они в водных растворах сильно гидролизуются с освобождением иона ОН-.

Поэтому к действию их на растения как таковых присоединяется еще действие сильно ядовитого иона ОН-, который нейтрализуется подкислением почв. Двууглекислые щелочные соли, вследствие очень слабой своей электролитической диссоциации, мало оказывают на растения побочного вредного влияния и этим приближаются к СаСО3.

В главных фосфорных удобрениях фосфорная кислота содержится преимущественно в виде кальциевых солей, причем в апатите, фосфорите, томасшлаке и костяной муке находится трехкальциевый фосфат, а в супер фосфатах - свободная фосфорная кислота, одно - и двухкальциевые фосфаты.

Трехкальциевый фосфат - Са3 (РО4) 2 в воде почти нерастворим, но благодаря тому, что это вещество является солью слабой кислоты и относительно сильного основания, те ничтожные следы, которые оказываются в почвенном растворе, подвергаются гидролизу, вследствие чего равновесие в растворе нарушается, в воду переходит новое количество соли, которое снова гидролизуется и т.д., так что в конце концов в растворе оказывается количественно определимая величина фосфорной кислоты. Гидролиз Са3 (РО4) 2 будет идти до известного предела, а именно до тех пор, пока между ионами Са2+ и РО3-, с одной стороны, и продуктами гидролиза Са2+, ОН-, НРО42-, Н2РО4 - и Н3РО4, с другой стороны, не установится равновесие. Таким образом, увеличивая концентрацию одного из продуктов гидролиза Са3 (РО4) 2, мы тем самым уменьшим количество фосфорной кислоты, переходящей в почвенный раствор из этой соли, и, наоборот, уменьшая концентрацию какого-либо из этих продуктов, мы увеличим это количество. Например, присутствие СаСО3, СаО или Са (ОН) 2 с Са3 (РО4) 2 увеличивает концентрацию в почвенном растворе одного из продуктов гидролиза Са3 (РО4) 2, что влечет за собой уменьшение концентрации фосфорной кислоты в растворе и усвоение фосфорных удобрений растениями. В противоположность этому гидролиз FеРО4 понижает концентрацию ионов ОН-, что увеличивает количество фосфорной кислоты, переходящей в почвенный раствор.

Таким образом, почвенный гидролиз солей - эффективный регулятор количества растворимых форм полезных элементов в почвенном растворе и процессов обмена ионами между почвой и растениями.

Список использованной литературы

  1. Коровин Н.В. Общая химия. - М.: Высш. шк., 2007

  2. Глинка Н.Л. Общая химия. - М.: Химия, 1998.

  3. Скорчеллетти В.В. Теоретическая электрохимия. - Л.: ГХИ, 1983.

  4. Добровольский В.В. Основы биогеохимии: Учеб. Пособие, - М.: Высш. шк., 2007.

  5. Шустов С.Б., Шустова Л.В. Химические основы экологии: Учеб. Пособие. - М.: Высш. шк., 1995.

  6. Что мы знаем о химии? Вопросы и ответы: Справ. Пособие / Под ред. Ю.Н. Кукушкина. - М.: Высш. шк., 2003.

Похожие работы: