![]() |
|
|
Общая химияид-ионы в недиссоципрованные молекулы. В результате и эта реакция доходит не до конца, а до состояния равновесия: Н+ + NH4OH" ^ NH* + Н20 Но поскольку вода — значительно более слабый электролит, чем NH4OH, равновесие сильно смещено вправо. Подобные процессы происходят и при реакциях, в ходе которых малорастворимое вещество превращается в растворимый, но слабо диссоциирующий продукт. К таким реакциям относится, напри- мер, растворение сульфидов некоторых металлов в соляной кис- лоте. Так, взаимодействие сульфида марганца с соляной кислотой выражается уравнением MnS (к) + 2НС1 = МпС12 + HaS или MnS (к) + 2Н+ = Mrr+ + H2S Присутствие в числе исходных веществ малорастворимого электролита (MnS), при образовании которого связываются ионы S2-, обусловливает протекание реакции влево. С другой стороны, при образовании слабого электролита (HoS) также связываются ионы S2-\ что способствует протеканию реакции вправо. Таким образом, ионы S2- участвуют в двух конкурирующих процессах, приводящих к установлению двух равновесий: S2" + Mn2+ ^=±: MnS (к) и S2" + 2H+ ^=± H2S Направление рассматриваемой реакции зависит от того, какое из двух веществ —H2S или MnS--в большей степени связывает ионы S2~, Суммарная константа диссоциации сероводорода К = K\K'z = 6- Ю-22 (см. табл. 12); произведение же растворимости MnS равно 2,5-Ю-10 (см. табл. 16). Отсюда ясно, что связывание ионов S2~ в молекулы сероводорода происходит полнее, чем в MnS. Поэтому рассматриваемая реакция протекает вправо — сульфид марганца растворяется в соляной кислоте. Аналогичные два равновесия устанавливаются в системе соляная кислота—сульфид меди(II). Но произведение растворимости CuS очень мало, оно равно 6-10~36 (см. табл. 16). Поэтому связывание ионов S2~ в CuS происходит полнее, чем в молекулы сероводорода, и равновесие в системе CuS (к) Ч-2НС1 ^= CuCl2 + H2S смещено влево; сульфид меди (И) нерастворим в соляной кислоте. Рассмотренные закономерности позволяют понять поведение амфотерных гидроксидов. Так, равновесие между осадком гидроксида цинка и раствором нарушается при добавлении как кислоты, так и щелочи. В этом случае равновесие можно записать в форме *: 2H+-bZnOj" ^=t Zn(OH)2 (раствор) Zn2+ + 20FT А Zn(OH)2 (осадок) При добавлении к гидроксиду цинка кислоты возрастает концентрация ионов водорода. Произведение [Н+] [ОН-] становится больше ионного произведения воды — идет процесс образования молекул Н20 из ионов; при этом нарушается равновесие и в системе Zn(OH)2. Согласно принципу Ле Шателье, вследствие воз-» растания концентрации ионов Н+ и расхода ионов ОН", диссоциация Zn(OH2) по типу кислоты подавляется, а по типу основания усиливается. В итоге осадок Zn(OH)2 растворяется и образуется соль, в которой цинк является катионом. Например, в случае соляной кислоты пойдет реакция: Zn(OH)2 + 2НС! = ZnCl2 + 2Н20 При добавлении к гидроксиду цинка щелочи возрастает концентрация ионов ОН-: в этом случае процесс идет в направлении связывания ионов водорода. Равновесие в системе нарушается, но теперь преобладает диссоциация Zn(OH)2 по типу кислоты. В итоге осадок Zn(OH)2 растворяется и образуется соль, в которой цинк входит в состав аниона. Например, при добавлении NaOH идет реакция: * В действительности рассматриваемое равновесие является более сложным. Во-рервых, диссоциация протекает ступенчато, а во-вторых, кроме простых ионов образуются также комплексные (см. стр. 603). Однако строгое рассмотрение этих процессов не меняет выводов, получаемых на основании упрощенной Схемы. Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2Zn02 + 2Н20 В обоих случаях процесс возможен и протекает потому, что связывание ионов Н+ и ОН~ в молекулы воды происходит в боль* шей степени, чем в молекулы Zn(OH)2. 92. Гидролиз солей. Гидролизом * называется взаимодействие вещества с водой, при котором составные части вещества соединяются с составными частями воды. Примером гидролиза может служить взаимодействие хлорида фосфора(III) РС13 с водой. В результате этой реакции образуются фосфористая кислота Н3РОз и соляная кислота: РСЬ + ЗН20 = Н3РОз + ЗНС1 Гидролизу подвержены соединения различных классов. В настоящем параграфе рассматривается один из важнейших его случаев —- гидролиз солей. Мы уже говорили, что в случае реакций нейтрализации, в которых участвуют слабые кислоты и основания, реакции протекают не до конца. Значит 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 слабым основанием, или слабой кислотой и сильным основанием, или слабым основанием и сильной кислотой. Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием, гидролизу не подвергаются; нейтрализация в этом случае сводится к процессу Н+ + он" = Н20 а обратная реакция — диссоциация молекулы воды на ионы — протекает в ничтожно малой степени. Рассмотрим гидролиз соли, образованной |
[каталог] [статьи] [доска объявлений] [прайс-листы] [форум] [обратная связь] |
|
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.
|
|