Контрольная работа: Гидролиз солей. Особенности почвенного гидролиза
Контрольная работа: 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
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.
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.
 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
Где Сi - молярные концентрации веществ. Концентрация воды в
разбавленных растворах представляет собой практически постоянную величину. Обозначая
К. Сн2о = Кг, получим
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:
Используя такие соотношения и выражение (2) для константы
гидролиза, можно легко получить уравнение, связывающее степень и константу
гидролиза.
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:
Можно определить через нее отношение
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. 
Найдем степень гидролиза соли. Концентрация негидролизованной соли равна СМА
(1 - a)  .
Негидролизованная соль в разбавленном растворе полностью диссоциирована на ионы
и поэтому ее концентрация равна концентрации аниона
СМА - = СМА (1 - a). (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*a молей, то
Сон - = СНА= СМА*a. (10)
Подставив выражения (9) и (10) в уравнение (5), получим
| Кг= |
С2МА*a2
|
= |
СМА*a2
|
(11) |
|
С МА* (1-a)
|
1-a |
Откуда
СМА*a2
+ Кг * a - Кг = 0 и
 a= -  +
Второй корень уравнения не имеет физического символа, так
как a не может быть меньше нуля.
Если степень гидролиза мала (a
<< 1), то 1-a » 1
и выражение (11) упрощается
Кг » С МА *a2; a
»  (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
a » . (13)
Сравнение степени гидролиза растворов двух солей одинаковой
концентрации дает
a1 » ; a2» ; 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.
Реакцию гидролиза соли, образованной сильной кислотой и
слабым основанием, схематически можно изобразить так:
 М+ + А
- + Н2О МОН + Н+ +А - , (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
a »  . (19)
Как и в первом случае, увеличение концентрации соли в воде
приводит к уменьшению степени гидролиза a.
Разбавление раствора увеличивает степень гидролиза. Подставив в уравнение (19) значение
Кг, получим
a »  . (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.
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 a, то концентрация
негидролизованной соли См+ = СА - = Сма (1-a). Соответственно СНА= Смон= СМА* a.
Поэтому из выражения (22) можно получить
Кг= ,
или 
и a =  . (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 a
мала, т.е. a<< 1, то 1 - X »1
и выражение (26) упрощается
a » 
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.
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
Nа2СО
Nа2СО3 + Н2О  NаНСО3 + NаОН,
или в ионно-молекулярной форме:
  + Н2О  НСО3 - +
ОН-.
Образовавшаяся кислая соль в свою очередь подвергается
гидролизу (вторая ступень гидролиза)
NаНСО3 + Н2О  Nа2СО3 +
NаОН, Или НСО3 - + Н2О  Nа2СО3 +
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+
+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 +Н+;
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
2АlCl3 + 3 Nа2СО3+
3Н2О  2Аl (ОН) 3¯ + 3СО2 +6 NаCl или
2Аl3++ 3СО32-+3Н2О
 2Аl (ОН) 3¯+ 3СО2.
Протонная теория кислот и оснований рассматривает гидролиз
солей как частный случай кислотно-основного равновесия.
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+
+Н2О.
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:
SО42 - + 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.
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.
|
