Гидролиз солей. Особенности почвенного гидролиза

СОДЕРЖАНИЕ: Характеристика гидролиза солей. Виды реакций нейтрализации между слабыми и сильными кислотами и основаниями. Почвенный гидролиз солей и его значение в сельском хозяйстве. Буферная способность почвы: обмен катионов и анионов в процессе минерализации.

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

Введение

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.

1. Гидролиз солей

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 - =H2 O, а обратная реакция - диссоциация молекул воды на ионы - протекает в ничтожно малой степени: при 25 0 С ионное произведение воды

КW = CН +. СОН - = 10-14 .

1.1 Характеристики гидролиза

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 + Н2 О НА + МОН.

Будем рассматривать достаточно разбавленные растворы. Тогда равновесию реакции (1) при заданной температуре отвечает постоянная величина - константа равновесия

К = СНА. СМОН
СМА . СН2О

Где Сi - молярные концентрации веществ. Концентрация воды в разбавленных растворах представляет собой практически постоянную величину. Обозначая К. Сн2 о = Кг, получим

Кг = СНА. СМОН (2)
СМА

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:

= Сг = Смон .
СМА Сма

Используя такие соотношения и выражение (2) для константы гидролиза, можно легко получить уравнение, связывающее степень и константу гидролиза.

1.2 Гидролиз солей слабых кислот и сильных оснований

Если соль образована слабой кислотой и сильным основанием, то реакцию гидролиза можно схематически изобразить так:

М+ + А - + Н2 О НА + М+ + ОН- . (4)

Связывания иона гидроксония Н+ анионами слабой кислоты А - приводит нарушению равновесия реакции диссоциации воды

Н2 О 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:

К кисл. = СН. СА -
СНА

Можно определить через нее отношение

СНА = Сн+ (7)

СА

К кисл.

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= С2 МА* 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

. (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+ = - lg Кw - lg Ккисл. + lg Сма.

Но - lg Сн + = рН; подобные же обозначения можно употребить и для логарифмов констант равновесия.

Тогда

рН= рКw + рКкисл. + lg СМА . (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 .

1.3 Гидролиз солей сильных кислот и слабых оснований

Реакцию гидролиза соли, образованной сильной кислотой и слабым основанием, схематически можно изобразить так:

М+ + А - + Н2О МОН + Н+ - , (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

. (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

. (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 = рКw - рКосн. - lgС МА. ( 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.

1.4 Гидролиз солей слабых кислот и слабых оснований

Особенно глубоко протекает гидролиз солей, образованных слабой кислотой и слабым основанием. Реакция гидролиза:

М+ + А - + Н2 О 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

Из выражения (24) получим, принимая во внимание уравнения (25) и (26)

Сн+ = Ккисл. = Ккисл. =

Ккисл .

После логарифмирования и перемены знаков

рН= рКw + рКкисл. - рКосн. (27)

Из выражения (27) видно, что если константы диссоциации слабой кислоты и слабого основания одинаковы (Ккисл. = Косн), то рН= рКw. Это означает, что раствор имеет нейтральную реакцию, несмотря на гидролиз. Действительно, в этом случае рН=-lg Сн+ = - lg Кw, или Сн+ == (10-14 ) =10-7 Из выражения (27) далее видно, что если Ккисл. Коснов., то рН рКw, т.е. рН 7 и раствор имеет кислую реакцию. Если Ккисл. Коснов., то раствор имеет щелочную реакцию и рН 7.

1.5 Гидролиз солей многоосновных кислот и оснований

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

2 СО

2 СО3 + Н2 О NаНСО3 + NаОН, или в ионно-молекулярной форме:

+ Н2 О НСО3 - + ОН- .

Образовавшаяся кислая соль в свою очередь подвергается гидролизу (вторая ступень гидролиза)

NаНСО3 + Н2 О 2 СО3 + NаОН, Или НСО3 - + Н2 О 2 СО3 + 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+;

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

CuCl 2 + Н2 О CuОНCl +НСl или в ионно-молекулярной форме

Cu2+ + Н2 О CuОН+ + Н+ .

Гидролиз по второй ступени происходит в ничтожно малой степени:

CuОНCl+ + Н2 О Cu (ОН) 2 + НСl Или CuОН+ + Н2 О 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 (СН3 СОО) 3 + Н2 О Аl (ОН) (СН3 СОО) 2 + СН3 СООН;

Аl (ОН) (СН3 СОО) 2 + Н2 О Аl (ОН) 2 ( СН3 СОО) + СН3 СООН.

Рассмотрим для данного случая отдельно гидролиз катиона и гидролиз аниона. Эти процессы выражаются ионно-молекулярными уравнениями:

Аl 3+ + Н2 О Аl ОН2+ ; СН3 СОО - + Н2 О СН3 СООН +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 Аl Cl 3 , с карбонатом натрия выпадает осадок гидроксида алюминия и выделяется диоксид углерода

l Cl 3 + 3 Nа2 СО3 + 3Н2 О l (ОН) 3 + 3СО2 ­ +6 NаCl или

l 3+ + 3СО3 2- +3Н2 О l (ОН) 3 + 3СО2 ­.

Протонная теория кислот и оснований рассматривает гидролиз солей как частный случай кислотно-основного равновесия.

2. Особенности почвенного гидролиза и его значение

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 + 2Н2 О®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+2 О.

Повышение кислотности заболоченных почв приводит к выделению Н2 S, крайне токсичного для растений и многих полезных микроорганизмов. Реакция катализируется микроорганизмами, а роль восстановителя играют органические вещества:

4 2 - + 2{СН2 О} + 2Н+ Н2 S­ +2СО2 ­ +2Н2 О.

Понижение кислотности почвы требует затрат и может быть достигнуто введением карбоната кальция:

Почва }Н+ + СаСО3 ®Почва}Са2+ СО2 ­ +Н2 О

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- , НРО4 2- , Н2 РО4 - и Н3 РО4 , 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.

Список использованной литературы

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.

Скачать архив с текстом документа