химический каталог




Курс физической химии. Том II

Автор Я.И.Герасимов

дролиза можно также найти, пользуясь константами кислотности (истинными термодинамическими константами диссоциации). На основании уравнения гидролиза типа (XVIII,46) записываем для кислот, т. е. для веществ, отдающих Н+

дон- qcH,coo~

^нго — ан+' дсн3соон— ан+

2 ан2о н аснасоон п

Разделим первое равенство на второе и перенесем ан4о в левую

сторону:

*и2оан2о qoH-qcH3cooH tv\nu кл\

W^T W= *™,РСН,С00- ™

Для расчета /СгиДР слабого основания повторим те же рассуждения, исходя из уравнения (XVIII, 50):

к _ aNH, ,

NHt а н+ 4 NH4

„ _ ан,о

К л.а а а

Но согласно уравнению (XVIII, 38)

3 2 4 4

Следует отметить, что во всех примерах рассматривался простейший случай, когда электролит распадается на два иона. При распаде на три или более ионов уравнения соответственно усложняются.

Обычно степень гидролиза р значительно меньше единицы, поэтому выражение для константы гидролиза можно упростить. Вместо /(гидр — ср2/(1— р) можно пользоваться выражением /Сгидр =

— ср2, откуда

р = ]/*= (XVIir, 55>

Последнее равенство показывает, что если степень гидролиза мала» то она прямо пропорциональна корню квадратному из константы гидролиза и обратно пропорциональна корню квадратному из концентрации. В табл. XVIII, 5 даны примеры зависимости степени гидролиза р от величины /Сгидр и концентрации раствора — электролита, распадающегося на два одновалентных иона.

Таблица XVIII,5. Степень гидролиза солей слабых кислот и сильных оснований при 25 °С

^ГИДр Степень гидролиза р при концентрациях

ft

0.001 н. 0,01 н. 0,1н. 1н.

10-ю-10 ю-8 ю-* ю-4 3,3.10-' 3,2-10" 3,2- 10 0,27 10_з

ю-2

0,095 3,2- 10~f 3,2-10-3,2-Ю-' 3,2 • 10 10-5

Ю-4 10~3 Ю-2

Для выяснения зависимости константы гидролиза от температуры рассмотрим равенства (XVIII, 53). Ионное произведение воды возрастает при изменении температура от 0 до 100 °С в 500 раз, константы же диссоциации от температуры почти не зависят (см. табл. XVIII, 1). Следовательно, константы гидролиза с повышением температуры увеличиваются. Соответственно возрастает к степень гидролиза р.

При растворении в воде соли слабой кислоты и слабого основания, например CH3COONH4, которую обозначим AcNH4, соль диссоциирует почти полностью на ионы Ас" и NHt» каждый из кото» рых участвует в гидролитическом равновесии:

Ас" + Н20 = АсН + ОН" NH+ + Н20 = NH3 + Н30+

Сложив эти уравнения, получаем полное уравнение гидролитического равновесия:

NHj + Ас" + 2Н20 = NH3 + АсН + Н30+ + ОН" (XVIII, 56)

Кроме гидролитического равновесия, в растворе имеется равновесие между ионами Н30+ и ОН"* и недиссоциирсзанной водой:

2Н20 = Н30+ + ОН" ^ (XVIII, 57)

Вычтя уравнение (XVIII, 57) из уравнения (XVIII, 56), получим

NHj;-f Ac" = NH3 +АсН

или в общем случае, если обозначить основание через В, а кислот через НА

ВН++ А" = в + НА откуда согласно закону действия масс константа гидролиза

aRaHA

/С™др = - ~- (XVIII, 58)

м

aBH+V

Умножив числитель и знаменатель на (aHj0+a0H_), получи

к aBaHAqH»o+aoH- Kw

Лгидр — - - = -п- j7 (XVIII, 59)

ВН A HjO ОН- %. НА%, В

В разбавленных растворах коэффициенты активности всех веществ, входящих в уравнение (XVIII, 58), можно считать равным единице. Тогда уравнение (XVIII, 58) примет вид

* г«др = /ВС"А = (XVIII, 60)

°ВН+СА- *HA*B

Если первоначальная концентрация соли с моль/л, а р — степень гидролиза, то (считая что соль полностью диссоциирована) величины сИА и св можно принять равными cfJ, а величины ск-и свн+ равными с(\ — Р) —концентрации негидролизованной соли. Подставив эти значения в уравнение (XVIII, 60), получим

*гидр = (1 ^р)2 (XVIII, 61)

откуда

Т /Сгидр

р =

гидр

I+VK

Если /(гидр мала по сравнению с единицей, то, пренебрегая У^Сгидр в знаменателе, получаем

или, подставив /(гидр из приближенной формулы (XVIII, 60)

P = (XVIII, 62)

' *НААВ

Согласно этому равенству, которое получено на основании приближенных уравнений, степень гидролиза соли слабой кислоты и слабого основания не зависит от концентрации этой соли в растворе.

§ 9. Константы диссоциации многоосновных кислот

Мпогоосновная кислота диссоциирует по ступеням, причем отщеплению каждого из ионов водорода соответствует особая константа диссоциации. Если первый ион водорода отрывается от кислотного остатка, несущего только один заряд, то второй ион водорода отрывается от кислотного остатка, несущего уже два заряда, и т. д. Для отрыва каждого последующего иона водорода требуется все большая затрата энергии и константа диссоциации соответственно уменьшается.

VPO-VO-1з

Так, при диссоциации фосфорной кислоты при t~ 18 °С имеем

= 7,6- 10

аН8РО<

_i— =5,9- 10~s

Чр°7 а?о^ан 0+

-—J—«3,5- Ю-13

аЫР02-4

Н3Р04 + Н20 = Н30+ + Н2РСу, к\ Н2Р07 + н2о = Н30+ + НР024-; Д^1

НРО2- + Ы20 = Н30+ + РОЦ-;

ill I

Если /(д ^> Кд , то при определении /Сд кислоту можно считать одноосновной и пользоваться методами, применимыми к одноосновным кислотам. Если же /Сд/Кд1 < Ю'\ то пренебрегать второй ступенью уже нельзя. В этом случае для расчета констант диссоциации используются числа переноса, на основании которых определяются количества перенесенных ионов с различными зарядами. Подобным методом было найдено, что первая ступень диссоциации серной кислоты завершается полностью даже при больших концентрациях. Для второй ступени диссоциации серной кислоты

/Сд1 == 0,01. Этому значению константы при концентрации кислоты с = 0,1 соответствует а = 0,62. Таким образом, H2SO4 является довольно сильной кислотой и на второй ступени диссоциации, од* нако концентрация S04~ все же зависит от концентрации кислоты.

§ 10. Водородный показатель

Для упрощения способа выражения концентрации водородных ионов Серенсен в 1909 г. ввел величину, представляющую собой логарифм концентрации водородных ионов, взятый с обратным знаком. Эта величина называется водородным показателем и обозначается рН

рН = —lg[H+] (XVIII, 63)

Водородные показатели различных растворов и сред исследуются тщательнейшим образом в очень многих разделах естественных наук, ибо эти показатели имеют очень большое значение как при решении научных вопросов, так * и при разработке технологических процессов в самых различных отраслях народного хозяйства. Величина рН является важнейшей характеристикой биологических процессов; в медицине она служит для распознавания патологических отклонений от нормы, в сельском хозяйстве она используется для характеристики кислотности почв, засухоустойчивости и морозостойкости растений и т. д. Исключительно велико значение рН для гидрогеологических процессов в верхних частях земной коры и на ее поверхности. Величина рН используется для стандартизации и контроля производства в пищевой, медицинской, бумажной, текстильной, нефтяной и других отраслях промышленности. При автоматизации промышленных процессов измерение величины рЫ растворов в большинстве случаев используют как отправную точку для проектирования регуляторов.

Для определ

страница 124
< 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
курсы 1с с нуля москва
ремонт катализаторов форд
Выгодно кликнуть на ссылку - скидка в KNS по промокоду "Галактика" - Samsung S27F358FWI - специальные условия для корпоративных клиентов.
рената литвинова маяковского

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
(03.12.2016)