- •Методические указания
- •Состав оксидов
- •Получение оксидов
- •Классификация оксидов
- •Химические свойства оксидов Основные оксиды реагируют:
- •Основания
- •Номенклатура
- •2.2. Классификация
- •2.3. Химические свойства оснований
- •Получение оснований
- •Кислоты
- •3.1. Классификация кислот
- •3.2. Номенклатура
- •3.3. Химические свойства кислот
- •3.4. Получение кислот
- •2) Бескислородных – взаимодействие простых веществ:
- •4.1. Классификация
- •4.2. Номенклатура
- •4.3. Химические свойства солей
- •4.4. Получение солей
- •Строение атома
- •Значимость изучения строения атома для химии
- •Модели строения атома
- •Модель Томсона
- •2.2 Модель Резерфорда
- •2.3. Модель Бора
- •2.4. Квантово-механическая модель строения атома
- •3. Квантовые числа
- •Многоэлектронные атомы
- •4.1. Принцип Паули
- •4.2. Правило Гунда
- •4.3. Принцип наименьших энергий
- •Химическая кинетика и равновесие Химическая кинетика
- •Химическое равновесие
- •Растворы
- • Закон Рауля
- •Способы выражения концентрации раствора
- •Электролитическая диссоциация
- •Ионные реакции в растворах
- •Гидролиз солей
- •Диссоциация воды
- •1.2. Водородный показатель – рН
- •1.3. Сильные и слабые электролиты
- •1.4. Гидролиз солей
- •1.5. Количественные характеристики гидролиза
- •Окислительно-восстановительные реакции
- •Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций методом электронного баланса
- •Электродные потенциалы. Гальванические элементы
- •Двойной электрический слой. Электродный потенциал
- •2. Гальванические элементы
- •Коррозия металлов. Методы защиты от коррозии
- •Вяжущие вещества. Коррозия бетонов
- •1. Вяжущие вещества
- •I.2. Воздушные вяжущие вещества
- •I.2.I. Строительный гипс
- •1.3. Гидравлические вяжущие вещества
- •1.3.1. Портландцемент
- •2. Коррозия бетона и меры борьбы с ней
- •3.1. Виды коррозии бетона
- •3.1. Коррозия бетона первого вида
- •4. Методы предотвращения и снижения степени коррозии бетона.
1.5. Количественные характеристики гидролиза
Интенсивность протекания процесса гидролиза характеризуется степенью гидролиза β – величиной, показывающей процентное отношение числа гидролизованных молекул n к общему числу растворенных молекул N.
.
Степень гидролиза зависит от ряда факторов. Так при разбавлении раствора гидролиз данной соли углубляется, степень гидролиза повышается. Например, в 0,1 н растворе Na2CO3 , β = 4,5%, а в 0,001 н растворе 34%.
При повышении температуры раствора степень гидролиза соли сильно возрастает, это связано с тем, что при нагревании степень диссоциации воды повышается. Это усиливает взаимодействие ионов водорода и гидроксо-группы с ионами соли.
С другой стороны, усиление гидролиза при повышении температуры можно объяснить смещением равновесия. Процесс гидролиза является эндотермическим, т.е. протекает с поглощением тепла. Поэтому при увеличение температуры равновесие смещается в сторону продуктов гидролиза.
Гидролиз можно усилить, вводя в раствор соли реактив, связывающий образующиеся при гидролизе ионы H+ и ОН-. При этом, согласно принципу Ле-Шателье, равновесие смещается в сторону продуктов гидролиза, в результате гидролиз может протекать полностью – до образования конечных продуктов.
Ионы H+ и ОН- можно связать в молекулы воды, вводя в раствор щелочь, кислоту или другую соль, гидролиз которой приводит к накоплению в растворе ионов H+ или ОН-. Например, при смешении растворов CrCl3 и Na2CO3, происходит взаимное усиление гидролиза и образование конечных продуктов – осадок Cr(OH)3 и газ CO2:
2CrCl3 + 3Na2CO3 + 3H2O = 2Cr(OH)3↓ + 3CO2↑ + 6NaCl;
2Cr3+ + 3CO32- + 3H2O = 2Cr(OH)3↓ + 3CO2↑.
Еще одной количественной характеристикой процесса гидролиза является константа гидролиза Кг.
Реакцию гидролиза соли МА в общем виде можно представить следующим уравнением:
МА + НОН ↔ МОН + НА.
Тогда константа равновесия этой реакции будет иметь следующий вид:
.
Так как концентрация воды в разбавленных растворах представляет собой практически постоянную величину, то обозначив К[НОН] = Кг, получим:
.
Значение Кг характеризует способность данной соли подвергаться гидролизу; чем больше значение константы, тем в большей степени (при одинаковых температуре и концентрации соли) протекает гидролиз.
Для соли, образованной сильным основанием и слабой кислотой, Кг имеет следующий вид:
.
Заменяя [ОН-] на , получим:
,
где КНА – константа диссоциации кислоты.
Это уравнение показывает, что константа гидролиза тем больше, чем меньше КНА, т.е. чем слабее кислота, тем в большей степени подвергается гидролизу данная соль.
Для соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой, аналогичное соотношение связывает константу гидролиза с константой диссоциации основания КМОН:
.
Поэтому, чем слабее основание, тем в большей степени подвергаются гидролизу образованные им соли.
Для соли, образованной слабым основанием и слабой кислотой, константа гидролиза связана с КНА и КМОН следующим соотношением:
.