химический каталог




Курс физической химии. Том II

Автор Я.И.Герасимов

, н2о а ; * Д. И& —а ан>° (XVIII, 38)

н4о н3о+

Разделив первую константу на вторую, получим

^e = ^e^e^V . (xvm, 39)

Для чистой воды аИ0 — [Н20] = 55,5. Поскольку КЯ0+ принято равным 55,5 (см. выше), уравнение (XVIII,39) принимает вид

a _а .

он н.,о

КН.О —

ин2о или

^oV^W (XVIII, 40)

При 18°С (см. табл. XVIII, 3)

°ОН-Чо+ = Чо Чо = 1.33 . Ю-16. 55,5 = 0,74 . Ю"14

Таким образом, произведение /Снгоан2о представляет собой ионное произведение воды KW (табл. XVIII, 4):

/fwe=flOH-aH,o+

Во всех водных растворах равновесие устанавливается таким образом, что соблюдается уравнение (XVIII, 6). Для наиболее разбавленных растворов справедливо равенство*

* В концентрированных растворах электролитов произведение [Н30+] [ОН-] зависит от ионной силы раствора.

Расчет зависимости [Н30+] [OH~j ^ KW/(FN^FOH~) от / см. в гл. XVI, §7. 15 Зак, 262

KW = KW = [H30+][OH-] (XVIII, 41)

т. е. произведение активностей ионов Kw равно произведению концентраций ионов

Таблица XVIII, 4. Иоииое произведение воды, найденное из измерения э. д. с. элементов, содержащих различные галоидные соли, и по электропроводности воды

Температура,

°С KW по измерению э. д. с. Среднее определенное по электропроводности воды

NaCl КС! LiCI ВаСЬ

0 0,113 0,115 0,113 0,112 0,114 0,13

10 0,292 0,293 0,292 0,280 0,292 0,36

20 0,681 0,681 0,681 0,681 0,681 0,86

25 1,007 1,008 1,007 1,009 1,008 1,27

30 1,470 1,471 1,467 1,466 1,468 1,89

40 2,914 2,916 — 2,920 2,917 3,8

50 5,482 5,476 — 5,465 5,474 5,6

100 •—' ?—' — ?—' 74

В качестве второго примера найдем константу диссоциации основания, растворенного в воде. Аммиак, растворяясь в воде, взаимодействует с нею-по уравнению

NH3 + Н20 + NH+ + ОН" (XVIII, 42)

Константа равновесия этой реакции

Кс

а .а „_

NHT ОН

4

%н,ан2о

(XVIII, 43)

Но «н,о в разбавленных растворах можно считать величиной постоянной, поэтому, объединив Ка и снго, получим уравнение

кл, NIIS —

NH4 OH" ANH.

(XVIII, 44)

где KA NH, ~ термодинамическая константа диссоциации основания.

Для предельно разбавленных растворов активности можно заменить концентрациями.

Располагая таблицей истинных термодинамических констант диссоциации, легко рассчитать константу диссоциации основания. Исходя из уравнения (XVIII, 42), записываем

AOH-QHSO+ Кд, нго— : г » К

°Н,0

д, NHJ

NH4

A\M_aH n+

(XVIII, 45)

/Сд,н*о относится к прямой реакции, а К NH+ — к обратной реак-ции. Разделив первое равенство на второе, получим

К а _а .

д, н2о OH NHJ

К + а а

.д, NH4 Н20 NH3

Перенеся аню из правой части в левую и использовав уравнения (XVIII,6), (XVIII, 40), (XVIII, 44) и табл. XVIII, 3, находим

X, _ 0,74-КГ14 5

**• NHa ~ 1 Г" 4,14 • Ю-10 ~ Ь79 Ш д, NH4

При рассмотрении растворов в другом растворителе необходимо составить аналогичную таблицу истинных термодинамических констант диссоциации в этом растворителе, причем для значения истинной термодинамической константы диссоциации самого растворителя выбирается, конечно, другая величина.

§ 8. Гидролиз

В предыдущих параграфах было рассмотрено взаимодействие кислот и оснований с водой, в которой они растворены. Результатом взаимодействия является диссоциация кислоты или основания. В данном параграфе будет рассмотрено взаимодействие с водой растворенных в ней солей.

Рассмотрим, например, NaCl, соль сильной, т. е. высокопрото-генной кислоты НС1, которая легко отдает ион водорода, и сильного, т. е. высокопротофильного основания NaOH, гидроксил которого энергично связывает ион водорода. В водном растворе NaCl ионы Н+ и ОН" связаны между собою достаточно прочно, и концентрации [Н30+] и [ОН~] невелики, так как определяются ионным произведением воды.

Иные соотношения наблюдаются в водных растворах солей слабой кислоты и сильного основания, или, наоборот, сильной кислоты и слабого основания. Изучая эти системы, рассмотрим лишь закономерности, справедливые для очень разбавленных растворов, для которых активности можно заменить концентрациями.

Рассмотрим соль слабой кислоты и сильного основания, например CH3COONa. Если раствор этой соли достаточно разбавлен, то можно считать, что соль полностью диссоциирована. Но ион СН3СОО~, именно вследствие того, что уксусная кислота является слабой, проявляет основные свойства, т. е. способен достаточна прочно присоединять к себе протон. В результате взаимодействия этого иона с водой устанавливается равновесие:

СН3СОСГ + Н20 = СНзСООН + ОН" (XVIII, 46)

Реакция (XVIII, 46) является примером реакции гидролиза, т. е. обменного разложения с водой. Применив закон действия масс, получим

„ асн3соонаон

асн3соо_ан2о

В разбавленных растворах величину ац2о можно считать постоянной; перенеся ее в левую часть и обозначив /Са«н2о через /Сгидр (где ^Сгидр — константа гидролиза), получим

д-гидр = асн3соонаон- (х уП1) 47)

CH3C00. Для разбавленных растворов, можно записать:

_ [СН3СООН] [ОН']

АГИДР CH3COO" [CHgCOOl ^AVlll,4aj

где К „ Л _ — приближенная константа гидролиза, выраженная через гидр CHjCOO

концентрации.

Таким образом, раствор соли слабой кислоты и сильного основания в результате гидролиза оказывается щелочным. Отношение концентрации образовавшегося гидроксила к начальной концентрации соли называется степенью гидролиза и обозначается буквой р:

Р= [СНзСООКа] ' 49>

Величину [CH3C00Na] можно заменить на [Na]+, так как соль полностью диссоциирована, и концентрация иона сильного основания при любой степени гидролиза остается постоянной. Этот ион не принимает участия в реакции гидролиза.

В растворе соли слабого основания и сильной кислоты имеют место те же соотношения, только кислота и основание меняются ролями. В качестве примера рассмотрим разбавленный раствор хлористого аммония в воде. Растворенная соль практически полностью диссоциирована. Ион NH| реагирует с водой по уравнению

NHj + Н20 = NH3 4- Н30+ (XVIII, 50)

Повторяя рассуждения, сопровождающие переход от уравнения (XVIII,46) к уравнениям (XVIII,47) и (XVIII,48), получаем

К [NHalfHO^] Б1)

гидр, NHj [NHJJ

Найдем зависимость константы гидролиза /СгиДР от степени гидролиза р для бинарного одно-одновалентного электролита. Обозначим общую концентрацию соли, например CH3COONa, через с. Тогда [ОН-] = [СНзСООН] — ср и [СН3С00-] = с(/— р), откуда

^Сгидр —

с2р2 ср2

c(I-P) 1-Р

Следовательно, зная /(гидр и с, можно вычислить степень гидролиза. Такая же формула получается для гидролиза NH4CI.

Для вычисления ^гидр можно воспользоваться величинами kw и kc. В самом деле, умножив и числитель и знаменатель уравнения {XVIII, 48) на [Н30+], а уравнения (XVIII, 51) —на [ОН"], получим

^ fCH3COOHj [ОН"] [н30+]

гидр, сн.соо- [СН3СОО"] [н30+]

К -fNH,)[H^HOH-]

гидр, NH4+ [NHj] [ОН"]

и согласно выражениям (XVIII,37), (XVIII,41) для CH3COONa и для NH4CI соответственно будем иметь

К — , kw ; К = , kw (XVIII, 53)

гидр СН3СО0" ЛСНэСООН гидр NH4 «NH4OH

Константу ги

страница 123
< К СПИСКУ КНИГ > 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 31 32 33 34 35 36 37 38 39 40 41 42 43 44 45 46 47 48 49 50 51 52 53 54 55 56 57 58 59 60 61 62 63 64 65 66 67 68 69 70 71 72 73 74 75 76 77 78 79 80 81 82 83 84 85 86 87 88 89 90 91 92 93 94 95 96 97 98 99 100 101 102 103 104 105 106 107 108 109 110 111 112 113 114 115 116 117 118 119 120 121 122 123 124 125 126 127 128 129 130 131 132 133 134 135 136 137 138 139 140 141 142 143 144 145 146 147 148 149 150 151 152 153 154 155 156 157 158 159 160 161 162 163 164 165 166 167 168 169 170 171 172 173

Скачать книгу "Курс физической химии. Том II" (5.2Mb)


[каталог]  [статьи]  [доска объявлений]  [прайс-листы]  [форум]  [обратная связь]

 

 

Реклама
можно ли отрехтовать переднееправое крыло не снимая ваз 2112
срочный ремонт чиллера в москве
клапан kzo
пожертвувать больным россии

Рекомендуемые книги

Введение в химию окружающей среды.

Книга известных английских ученых раскрывает основные принципы химии окружающей среды и их действие в локальных и глобальных масштабах. Важный аспект книги заключается в раскрытии механизма действия природных геохимических процессов в разных масштабах времени и влияния на них человеческой деятельности. Показываются химический состав, происхождение и эволюция земной коры, океанов и атмосферы. Детально рассматриваются процессы выветривания и их влияние на химический состав осадочных образований, почв и поверхностных вод на континентах. Для студентов и преподавателей факультетов биологии, географии и химии университетов и преподавателей средних школ, а также для широкого круга читателей.

Химия и технология редких и рассеянных элементов.

Книга представляет собой учебное пособие по специальным курсам для студентов химико-технологических вузов. В первой части изложены основы химии и технологии лития, рубидия, цезия, бериллия, галлия, индия, таллия. Во второй части книги изложены основы химии и технологии скандия, натрия, лантана, лантаноидов, германия, титана, циркония, гафния. В третьей части книги изложены основы химии и технологии ванадия, ниобия, тантала, селена, теллура, молибдена, вольфрама, рения. Наибольшее внимание уделено свойствам соединений элементов, имеющих значение в технологии. В технологии каждого элемента описаны важнейшие области применения, характеристика рудного сырья и его обогащение, получение соединений из концентратов и отходов производства, современные методы разделения и очистки элементов. Пособие составлено по материалам, опубликованным из советской и зарубежной печати по 1972 год включительно.

 

 



Рейтинг@Mail.ru Rambler's Top100

Copyright © 2001-2012
(20.10.2017)