Гидролиз

Гидролиз — процесс обменного взаимодействия соли с водой, сопровождающийся образованием слабодиссоциирующего электролита. Обратимый процесс. Обязательное условие: наличие хотя бы одного иона слабого электролита в составе соли, слабой кислоты или слабого основания. В результате гидролиза может измениться pH раствора по сравнению с чистой водой. Гидролизу по катиону подвергаются соли, образованные слабым основанием и сильной кислотой. Пример: NH₄Cl + H₂O  NH₄OH + HCl или NH₄⁺ + H₂O  NH₄OH + H⁺ (pH < 7). Если катион многовалентный, то гидролиз идёт ступенчато: 1 ст) 2ZnSO₄ + 2H₂O  (ZnOH)₂SO₄ + H₂SO₄ или Zn²⁺ + H₂O  ZnOH⁺ + H⁺. 2 ст) (ZnOH)₂SO₄ + 2H₂O  2Zn(OH)₂ + H₂SO₄ или ZnOH⁺ + H₂O  Zn(OH)₂ + H⁺. Гидролизу по аниону подвергаются соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой. Пример: KCN + H₂O  HCN + KOH или CN ^–+ H₂O  HCN + OH ^– (pH > 7). Если анион многоосновной кислоты, то гидролиз идёт ступенчато: 1 ст) Na₂CO₃ + H₂O  NaHCO₃ + NaOH или CO₃^2- + H₂O  HCO₃­^­– + OH ^–. 2 ст) NaHCO₃ + H₂O  H₂CO₃ + NaOH или HCO₃^– + H₂O  H₂CO₃­ + OH ^–. Гидролизу по катиону и по аниону подвергаются соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой. Пример: (NH₄)₂S + H₂O  NH₄HS + NH₄OH. NH₄HS + H₂O  H₂S + NH₄OH.

Часто гидролиз — обратимый равновесный процесс. Степень гидролиза (h): h = C/C₀. С — концентрация гидролизованной соли, С₀ — исходная концентрация соли в растворе. Пример: Для (PO₄­^3- + H₂O  HPO₄^2- + OH ^–) имеем h = C_OH / C₀. Константа гидролиза (К_г): отношение произведений равновесных концентраций компонентов в степенях стехиометрических коэффициентов. C(OH^-) * C(H⁺) = 10^-14. Для любых гидролизующихся солей константа гидролиза по первой ступени больше, чем по второй. Закон Оствальда: h = (K_г / C₀)^Ѕ осуществляет взаимосвязь константы гидролиза и степени гидролиза.

Химическая кинетика

Уравнение Аррениуса (точное): k = A·exp(-E_a / RT). Уравнение Вант-Гоффа (грубое): v₂ / v₁ = ^{(T2-T1) / 10}. Экспериментальное определение E_a: по тангенсу угла наклона прямой на графике ln(K) от 1/T: E_a = R * tg(). Скорость параллельной реакции определяется скоростью самой быстрой реакции. Скорость последовательной реакции определяется скоростью самой медленной реакции. Катализ — процесс изменения скорости химической реакции. Не изменяет константу равновесия. G = const. Катализатор — ускоряющее реакцию вещество, не участвующее в превращениях. Действие катализатора основано на уменьшении энергии активации при образовании активированного комплекса. Гомогенный катализ: катализатор и реагенты находятся в одной фазе. Гетерогенный катализ: катализатор и реагенты находятся в разных фазах; реакция протекает на границе раздела фаз.

Растворы

Раствор — гомогенная (однофазная) система переменного состава двух и более компонентов. XY  (поляризация)  X^Y^ (ионизация)  X^Y^ (сольватация)  X^/Y^ (дисс)  X^+Y^AX (растворённое) + S  (AX)S  A⁺S_+ + X^-S_- — процесс сольватации. Способы выражения концентрации. Молярная концентрация [моль/л (М)]: вещества в растворе к объёму раствора. Моляльность [моль/кг]: вещества в растворе к массе растворителя. Молярная доля [%]: количество компонента в растворе к общему количеству компонентов. Массовая доля [%]: масса компонента к массе раствора (сколько граммов на 100 г раствора). Классификация. По числу компонентов: Бинарные (2 компонента) и многокомпонентные. Растворитель — тот, что в избытке. По агрегатному состоянию: Жидкие (водные и неводные) Твёрдые (растворы внедрения и замерзания) Газообразные (равновесные смеси газов в любых соотношениях)

По концентрации: Разбавленные (С  0,01) Концентрированные (С = 1 моль/л) Насыщенные (С > 1?) По природе растворённого вещества: Электролиты (сильные ( = 1) и слабые ( < 30%)),  = распавшихся / растворённых. Неэлектролиты. По реальности: Идеальные (нет взаимодействия между AX–S, S–S, AX–AX). AX — растворённое. Реальные. Условие образования идеального раствора: H_ид = 0, S > 0, V = 0. Растворение — физико-химический, а не механический процесс. Сопровождается тепловым эффектом и резким изменением свойств растворителя. Особенности воды как растворителя. Вода — слабый электролит; К_Д = (a_H+a_OH-) / a(H₂O). C_H+C_OH- = K_Д · 55,5 = K_. В случае электролитов K_= a_H+a_OH-. pH = -lg (a_H+). pH = 7: нейтральная; pH < 7: кислая; pH > 7: щелочная. Сольватация — процесс взаимодействия молекул/ионов растворённого вещества с р-рителем. Процесс сольватации в зависимости от природы растворённого вещества и растворителя может привести к поляризации, ионизации и (в пределе) к диссоциации молекул растворённого вещества. AX + S  (AX)S  A’S_+ + X^-S_-. Процесс сольватации. Возможен, если H_AX–S > H_AX–AX или H_AX–S > H_S–S. Диссоциация — процесс распада растворённого вещества на свободные ионы под действием сольватации. Возможен, если H_AX–S >> H_AX–AX или H_AX–S >> H_S–S. Ассоциация — взаимодействие молекул/ионов растворённого вещества друг с другом (в чистых жидкостях и концентрированных растворах). Возможен, если H_AX–S < H_AX–AX или H_AX–S < H_S–S. Выводы. Состояние растворённого вещества в растворителе является основным фактором, определяющим свойства системы раствора. Одновременно в растворе могут находиться в равновесии все возможные формы, но возможны предельные случаи, когда в растворе находятся только ионы или только молекулы, если вещество — не электролит.