27.Гидролиз солей. Смещение равновесия в растворах гидролизирующихся солей. Роль гидролиза в геохимических процессах. Примеры.

Гидролиз солей: Обменная реакция соли с водой, приводящая к изменению pH среды. Реакция обратная реакции нейтрализации. 4 случая гидролиза:

• Гидролиз по аниону: соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой, гидролизируются по 1 ступени (в гидролизе участвует 1 молекула воды)

CH₃COONa + HOH = CH₃COOH + NaOH

CO₃ + HOH = HCO₃ + OH

pH>7 – среда щелочная.

• Гидролиз по катиону: соли, образованные слабым основанием и сильной кислотой гидролизируются по 1 ступени с накоплением ионов H – среда кислая.

AlCl₃ + HOH = AlOHCl₂+HCl

3Cl + HOH = AlOH + H

pH<7 – среда кислая.

• Соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой гидролизируются до конца, по 2-м ступеням.

Fe(NO2)₃ + HOH = Fe(OH)₃ + HNO₂

Fe + H2O = Fe(OH)₃ +3H

• Соли, образованные сильным основание и сильной кислотой не подвергаются гидролизу и нейтрализируются с образованием воды.

NaCl + HOH ≠

Степень гидролиза зависит от:

1. Химической природы образовавшихся в гидролизе слабого электролита.

2.Т.к. гидролиз процесс обратимый, то можно смещать равновесие, изменяя условия по правило Ле-Шателье.

3. Процесс диссоциации Н2O эндотермическое, то повышение температуры увеличит гидролиз. Разбавление водой уменьшит гидролиз.

Роль гидролиза в геохимических процессах:

pH природных систем:

1. грунтовые воды ≈ 6.5 – 8.5

2. океаническая вода ≈ 8.2 – 8.5

3. карстовые и вулканические озера ≈ 7

4. пластовые воды (минерализованные)

• pH < 7 кислая: NaCl; KCl; Na₂SO₄; K₂SO₄; MgCl₂; CaCl₂;

+2 + +

Mg + HOH = MgOH + H

• pH > щелочная: Na₂CO₃; K₂CO₃

2- _ _

CO₃ + HOH = HCO₃ + OH

Реакции нейтрализации в природных условиях и образования типа оксидов:

1. Кислые вулканические воды (H₂SO₄; HCl; HF)+OH +CO₂

2. Образование осадочных пород

Fe(OH)₃ – лимонит. Начало образования pH = 3 – 4

Al(OH)₃ – алюмосиликаты. Начало образования pH = 4 - 5

Cu(OH)₂; CuCO₃ – малахит. Начало образования pH = 5 – 6

В сильнощелочных растворах амфотерные оксиды (pH = 8 - 9) Al(OH)3; CrOH3; ZnOH образуют алюмосиликаты и хромиды.

Al(OH)₃ + OH = Na₃AlO₃ +H₂O

Влияние pH на состояние равновесия при образовании карбонатных пород (осадочных).

↑СO₂ + H₂O ↔ H₂CO₃ ↔ H + HCO₃ ↔ H + CO₃

28.Растворы, растворимость. Насыщенные, ненасыщенные и перенасыщенные растворы. Их термодинамическая характеристика. Произведение растворимости.

Растворимость осадка: предельно допустимая концентрация вещества в насыщенном растворе. Она может быть выражена в различныx единицах и обозначается буквой S(г/100г раствора) или (моль/л)

Насыщенный раствор: раствор, в котором при данных условиях больше не может распадаться ни одной молекулы данного вещества. В насыщенном растворе произведение растворимости равно произведению предельных концентраций ионов взятых в их стехиометрических коэффициентах.

ПрСaCO3 = [Ca][CO₃]

Ненасыщенный раствор: раствор, в котором при данных условиях идет распадение молекул на ионы. В ненасыщенном растворе произведение растворимости больше произведению предельных концентраций ионов взятых в их стехиометрических коэффициентах.

ПрСaCO₃ > [Ca][CO₃]

Перенасыщенный раствор: раствор, в котором растворено больше молекул, чем может раствориться при даны условиях. В перенасыщенном растворе произведение растворимости меьше произведению предельных концентраций ионов взятых в их стехиометрических коэффициентах.

ПрСaCO₃ < [Ca][CO₃]

Влияние посторонних электролитов: незначительно увеличивается растворимость вещества.

Влияние одноименных ионов: введение одноименного иона резко уменьшает растворимость малорастворимых электролитов.

Произведение растворимости: Произведение равновесных концентраций в степенях , соответствующих их стехиометрическим коэффициентах при постоянных условиях есть величина постоянная.

ПрСaCO₃ = [Ca][CO₃]