Реферат: Гидролиз солей. Особенности почвенного гидролиза - текст реферата. Скачать бесплатно.
Банк рефератов, курсовых и дипломных работ. Много и бесплатно. # | Правила оформления работ | Добавить в избранное
 
 
   
Меню Меню Меню Меню Меню
   
Napishem.com Napishem.com Napishem.com

Реферат

Гидролиз солей. Особенности почвенного гидролиза

Банк рефератов / Химия

Рубрики  Рубрики реферат банка

закрыть
Категория: Реферат
Язык реферата: Русский
Дата добавления:   
 
Скачать
Microsoft Word, 1082 kb, скачать бесплатно
Обойти Антиплагиат
Повысьте уникальность файла до 80-100% здесь.
Промокод referatbank - cкидка 20%!
Заказать
Узнать стоимость написания уникального реферата

Узнайте стоимость написания уникальной работы

20 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 - =H 2 O, а обратная реакция - диссоциация молекул воды на ионы - протекает в ничтожно малой степени : при 25 0 С ионное произведение воды К W = C Н + . С ОН - = 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 + Н 2 О НА + МОН . Будем рассматривать достаточно разбавленные растворы . Тогда равновесию реакции ( 1 ) при заданной температуре отвечает постоянная величина - константа равновесия К = С НА . С МОН С МА . С Н2О Где Сi - молярные концентрации веществ . Концентрация воды в разбавленных растворах представляет собой практически постоянную величину . Обозначая К . Сн 2 о = Кг, получим Кг = С НА . С МОН ( 2 ) С МА 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 ) С МА 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 . С МА 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 - + Н 2 О НА + М + + ОН - . ( 4 ) Связывания иона гидроксония Н + анионами слабой кислоты А - приводит нарушению равновесия реакции диссоциации воды Н 2 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 ) С М + * С А - С А - 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 . = С Н . С А - СНА Можно определить через нее отношение С НА = Сн + ( 7 ) С А 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 С МА ( 1 - ) . Негидролизованная соль в разбавленном растворе полностью диссоциирована на ионы и поэтому ее концентрация равна концентрации аниона С МА - = С МА ( 1 - ). ( 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 - = С НА . Молекула НА образуется из молекулы соли при гидролизе . Если гидролизовано С МА* молей, то Сон - = С НА = С МА* . ( 10 ) Подставив выражения ( 9 ) и ( 10 ) в уравнение ( 5 ), получим Кг= С 2 МА* 2 = С МА* 2 ( 11 ) С МА* ( 1- ) 1- Откуда С МА* 2 + Кг * - Кг = 0 и = - + Второй корень уравнения не имеет физического символа, так как не может быть меньше нуля . Если степень гидролиза мала ( 1 ), то 1- 1 и выражение ( 11 ) упрощается Кг С МА * 2 ; ( 12 ) Из выражения ( 12 ) видно, что увеличение концентрации соли С МА 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 1 ; 2 ; 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 + = - Ѕ lg Кw - Ѕ lg Ккисл . + Ѕ lg Сма . Но - lg Сн + = рН ; подобные же обозначения можно употребить и для логарифмов констант равновесия . Тогда рН= Ѕ рКw + Ѕ рКкисл . + Ѕ lg С МА . ( 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 С МА . 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 + +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 . ( 19 ) Как и в первом случае, увеличение концентрации соли в воде приводит к уменьшению степени гидролиза . 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 = Ѕ рКw - Ѕ рКосн . - Ѕ 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 - + Н 2 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 в ыражения ( 24 ) и ( 23 ) в ( 22 ), получим Кг = . ( 25 ) Если общая концентрация соли С МА , а степень гидролиза , то концентрация негидролизованной соли См+ = С А - = Сма ( 1- ). Соответственно С НА = Смон= С МА* . Поэтому из выражения ( 22 ) можно получить Кг= , или и = . ( 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 мала, т.е. 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= Ѕ рКw + Ѕ рКкисл . - Ѕ рКосн . ( 27 ) Из выражения ( 27 ) видно, что если константы диссоциации слабой кислоты и слабого основания одинаковы ( Ккисл . = Косн ), то рН= Ѕ рКw . Это означает, что раствор имеет нейтральную реакцию, несмотря на гидролиз . Действительно, в этом случае рН=- lg Сн + = - Ѕ lg Кw, или Сн + = = ( 10 -14 ) Ѕ=10 -7 Из выражения ( 27 ) далее видно, что если Ккисл . Коснов ., то рН Ѕ 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 карбона та натрия протекает согласно ура внению Nа 2 СО Nа 2 СО 3 + Н 2 О NаНСО 3 + NаОН, или в ионно-молекулярной форме : + Н 2 О НСО 3 - + ОН - . Образовавшаяся кислая соль в свою очередь подвергается гидролизу ( вторая ступень гидролиза ) NаНСО 3 + Н 2 О Nа 2 СО 3 + NаОН , Или НСО 3 - + Н 2 О Nа 2 СО 3 + ОН - . Как видно, при гидролизе по первой ступени образуется ион НСО 3 - , диссоциация которого характеризуется второй константой диссоциации угольной кислоты НСО 3 - Н + + ; К 2 , к исл . = При гидролизе по второй ступени образуется угольная кислота, диссоциацию которой характеризует первая константа ее диссоциации НСО 3 Н + +Н ; К 1 , к исл . = . 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 CuCl 2, который по первой ступени протекает с образованием гидроксохлорида меди CuC l 2 + Н 2 О CuОНC l +НС l и ли в ионно - молекулярной форме Cu 2+ + Н 2 О CuОН + + Н + . Гидролиз по второй ступени происходит в ничтожно малой степени : CuОНC l + + Н 2 О Cu ( ОН ) 2 + НС l Или CuОН + + Н 2 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 : А l ( СН 3 СОО ) 3 + Н 2 О А l ( ОН ) ( СН 3 СОО ) 2 + СН 3 СООН ; А l ( ОН ) ( СН 3 СОО ) 2 + Н 2 О А l ( ОН ) 2 ( СН 3 СОО ) + СН 3 СООН . Рассмотрим для данного случая отдельно гидролиз катиона и гидролиз аниона . Эти процессы выражаются ионно-молекулярными уравнениями : А l 3+ + Н 2 О А l ОН 2 +Н + ; СН 3 СОО - + Н 2 О СН 3 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 А l C l 3 , с карбонатом натрия выпадает осадок гидроксида алюминия и выделяется диоксид углерода 2А l C l 3 + 3 Nа 2 СО 3 + 3Н 2 О 2А l ( ОН ) 3 + 3СО 2 +6 NаC l или 2А l 3+ + 3СО 3 2- +3Н 2 О 2А l ( ОН ) 3 + 3СО 2 . 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 ( Мg 2+ ), кальция ( Са 2+ ) и других металлов вбираются корнями растений, ион водорода обменивается на ион металла, при этом происходит увеличение кислотности почвы : Почва Са 2+ + 2СО 2 + 2Н 2 О Почва Н+ , Н+ +Са 2+ ( корни ) + 2НСО 3 - . 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 Zn 2+ +Н 2 О . Повышение кислотности заболоченных почв приводит к выделению Н 2 S, крайне токсичного для растений и многих полезных микроорганизмов . Реакция катализируется микроорганизмами, а роль восстановителя играют органические вещества : SО 4 2 - + 2 СН 2 О + 2Н + Н 2 S +2СО 2 +2Н 2 О . Понижение кислотности почвы требует затрат и может быть достигнуто введением карбоната кальция : Почва Н+ + СаСО 3 Почва Са 2+ СО 2 +Н 2 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, вследстви е очень слабой своей электролитической диссоциации, мало оказывают на растения побочного вредного влияния и этим приближаются к СаСО 3 . В главных фосфорных удобрениях фосфорная кислота содержится преимущественно в виде кальциевых солей, причем в апатите, фосфорите, томасшлаке и костяной муке находится трехкальц и евый фосфат, а в супер фосфатах - свободная фосфорная кислота, одно - и двухкальц и евые фосфаты . Трехкальциевый фосфат - Са 3 ( РО 4 ) 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, по двергаются 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 Са 3 ( РО 4 ) 2 будет идти до известного предела, а именно до тех пор, пока между ионами Са 2+ и РО 3- , с одной стороны, и продуктами гидролиза Са 2+ , О Н - , НРО 4 2- , Н 2 РО 4 - и Н 3 РО 4 , с другой стороны, не установится равновесие . Таким образом, увеличивая концентрацию одного из продуктов гидролиза Са 3 ( РО 4 ) 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 СаСО 3 , СаО или Са ( ОН ) 2 с Са 3 ( РО 4 ) 2 увеличивает концентрацию в почвенном растворе одного из продуктов гидролиза Са 3 ( РО 4 ) 2 , что влечет за собой уменьшение концентрации фосфорной кислоты в растворе и усвоение фосфорных удобрений растениями . В противоположность этому гидролиз FеРО 4 понижает концентрацию ионов ОН - , что увеличивает количество фо с форной 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 ., 20 07 2. Глинка Н .Л. Общая химия . - М .: Химия , 19 9 8 . 3. Скорчеллетти В .В. Теоретическая электрохимия . - Л .: ГХИ , 19 8 3 . 4. Добровольский В .В. Основы биогеохимии : Учеб . Пособие, - М .: Высш . шк ., 20 07 . 5. Шустов С .Б., Шустова Л .В. Химические основы экологии : Учеб . Пособие . - М .: Высш . шк ., 19 95 . 6. Что мы знаем о химии ? Вопросы и ответы : Справ . П особие / Под ред . Ю .Н. Кукушкина . - М .: Высш . шк ., 20 0 3 .
1Архитектура и строительство
2Астрономия, авиация, космонавтика
 
3Безопасность жизнедеятельности
4Биология
 
5Военная кафедра, гражданская оборона
 
6География, экономическая география
7Геология и геодезия
8Государственное регулирование и налоги
 
9Естествознание
 
10Журналистика
 
11Законодательство и право
12Адвокатура
13Административное право
14Арбитражное процессуальное право
15Банковское право
16Государство и право
17Гражданское право и процесс
18Жилищное право
19Законодательство зарубежных стран
20Земельное право
21Конституционное право
22Конституционное право зарубежных стран
23Международное право
24Муниципальное право
25Налоговое право
26Римское право
27Семейное право
28Таможенное право
29Трудовое право
30Уголовное право и процесс
31Финансовое право
32Хозяйственное право
33Экологическое право
34Юриспруденция
 
35Иностранные языки
36Информатика, информационные технологии
37Базы данных
38Компьютерные сети
39Программирование
40Искусство и культура
41Краеведение
42Культурология
43Музыка
44История
45Биографии
46Историческая личность
47Литература
 
48Маркетинг и реклама
49Математика
50Медицина и здоровье
51Менеджмент
52Антикризисное управление
53Делопроизводство и документооборот
54Логистика
 
55Педагогика
56Политология
57Правоохранительные органы
58Криминалистика и криминология
59Прочее
60Психология
61Юридическая психология
 
62Радиоэлектроника
63Религия
 
64Сельское хозяйство и землепользование
65Социология
66Страхование
 
67Технологии
68Материаловедение
69Машиностроение
70Металлургия
71Транспорт
72Туризм
 
73Физика
74Физкультура и спорт
75Философия
 
76Химия
 
77Экология, охрана природы
78Экономика и финансы
79Анализ хозяйственной деятельности
80Банковское дело и кредитование
81Биржевое дело
82Бухгалтерский учет и аудит
83История экономических учений
84Международные отношения
85Предпринимательство, бизнес, микроэкономика
86Финансы
87Ценные бумаги и фондовый рынок
88Экономика предприятия
89Экономико-математическое моделирование
90Экономическая теория

 Анекдоты - это почти как рефераты, только короткие и смешные Следующий
Стараюсь бережно относиться к технике.
Когда произойдет восстание машин, не хочу, чтобы какой-нибудь блендер на меня нажаловался...
Anekdot.ru

Узнайте стоимость курсовой, диплома, реферата на заказ.

Обратите внимание, реферат по химии "Гидролиз солей. Особенности почвенного гидролиза", также как и все другие рефераты, курсовые, дипломные и другие работы вы можете скачать бесплатно.

Смотрите также:


Банк рефератов - РефератБанк.ру
© РефератБанк, 2002 - 2017
Рейтинг@Mail.ru