Гидролиз солей.

На рН жидкостей влияют не только кислоты и основания, но и соли. В растворе соли подвергаются гидролизу. Гидролиз – это распад солей под действием воды на основание и кислоту. Гидролиз – ступенчатый процесс. Чем слабее кислота или основание, входящее в состав соли, тем больше степень гидролиза. Соли сильного основания и сильной кислоты гидролизу не подвергаются.

Рассмотрим гидролиз соли сильного основания и слабой кислоты на примере карбоната натрия.

Na₂CO₃ + H₂O ↔ NaHCO₃ + NaOH 1^ая ступень

NaHCO₃ + H₂O ↔ H₂CO₃ + NaOH 2^ая ступень

Складывать эти реакции нельзя: степень гидролиза первой ступени идет в значительно большей степени, чем второй. Как видно из уравнения, при гидролизе этой соли образуется сильное основание, что приводит к сдвигу кислотности в щелочную сторону. рН раствора Na₂CO₃ может достигать ~ 11.

При гидролизе соли слабого основания и сильной кислоты рН резко снижается, так как в ходе реакции образуется сильная кислота (HCl).

NH₄Cl + H₂O ↔ NH₄OH + HCl

рН раствора NH₄Cl может достигать ~ 2.

Степень гидролиза возрастает с ростом температуры и при снижении концентрации раствора.

Концентрация протонов (или гидроксид-ионов) пропорциональна степени гидролиза и концентрации соли.

[H⁺]= α С,

где α – степень гидролиза по первой ступени, С- концентрация раствора.

Соли слабых кислот и слабых оснований гидролизуются полностью и в растворе не существуют.

(NH₄)₂CO₃ +2H₂O→ 2NH₄OH + H₂CO₃

 

Влияние концентрации растворов на температуру

Кипения и плавления

По закону Рауля, для идеальных растворов относительное понижение давление пара растворителя над раствором равно мольной доле растворенного вещества.

Δ р= р_о(n/n+N)

Для разбавленного раствора N> > n,

Δ р ~ р_о n/N

Где Δ р – изменение давления пара над раствором, р_о- давление пара над чистым растворителем,

n- число молей растворенного вещества, N-число молей растворителя. Закон Рауля описывает еще одно из коллигативных свойств растворов.

Для растворов нелетучих веществ температура кипения выше, чем температура кипения растворителя, так как давление пара над раствором ниже, чем над растворителем

Δ t_кип = i E Cμ, Cμ = 1000m_{вещества}/M m_{растворителя}

где i –изотонический коэффициент Вант-Гоффа, число частиц, на которые распадается молекула в ходе диссоциации. Cμ ­– моляльная концентрация, Е–эбуллиоскопическая постоянная.

Температура кристаллизации, напротив для раствора ниже, чем для растворителя

Δ t_крист= - iК Cμ,

где i –изотонический коэффициент Вант-Гоффа, Cμ ­– моляльная концентрация, К–криоскопическая постоянная

Для воды Е=0, 516, а К=1, 85.