Контрольні запитання

1. Від яких факторів залежить швидкість хімічної реакції?

2. Як змінюється швидкість хімічної реакції з часом?

3. Яка існує залежність між швидкістю прямої та зворотної реакції?

4. Як пояснити зміну швидкості хімічної реакції зі зміною концентрації реагуючих речовин, виходячи з тверджень молекулярно-кінетичної теорії?

5. Подайте у математичному вигляді залежність швидкості хімічної реакції, від концентрації реагуючих речовин для таких рівнянь реакцій:

2NO + O₂ = 2NO₂

N₂ + 3H₂ = 2NH₃

2H₂S + 3O₂ = 2SO₂ + 2H₂O

6. Напишіть вирази для констант рівноваги процесів, рівняння яких подані нижче:

2SO₂ +O₂  2SO₃

H₂ + I₂  2HI

N₂ +3H₂  2NH₃

4 Розчини

4.1 Гідроліз розчинів солей Теоретична частина

Для води як слабкого електроліту константу рівноваги дисоціації можна записати так:

H₂О  Н⁺ + ОН

кд = [ Н^+][ОН ^-] /[Н2O],

(4.1.1)

звідки вважаючи на практично сталу концентрацію води

КН2О = [Н^+] [ОН ^-] = кд  [Н2O] = КН2О

(4.1.2)

Величина КН₂O називається іонним добутком води. При 25⁰С КН₂O = 10^-14. Значить, у воді і водних розчинах концентрації іонів [ Н⁺] та [ОН ^-] пов’язані одна з одною:

[ Н⁺] =, а [ОН ^-] = .

Замість концентрацій іонів Н⁺ і ОН^- зручніше користуватися їхніми десятковими логарифмами, взятими зі зворотним знаком; ці величини позначаються символами pH і pOH і називаються відповідно:

pH = -lg [ Н⁺] - водневий показник;

pOH = -lg [OН^-] - гідроксильний показник;

pH + pOH = 14.

Водневий і гідроксильний показники можуть служити мірою кислотності або лужності водних розчинів:

в кислих розчинах pH  7, а pOH  7;

в нейтральних - pH = pOH = 7;

в лужних - pH  7, pOH  7.

Реакцію розчину (кислий або лужний характер середовища) на практиці можна визначити за допомогою індикаторів – слабких органічних кислот або основ, що мають різне забарвлення в дисоційованій і молекулярній формах. Забарвлення деяких з них у різних середовищах приведені у таблиці 4.1.

Таблиця 4.1 - Забарвлення індикаторів в різних середовищах

Індикатор	Забарвлення в середовищі			Інтервал перебігу рН
	кисле	нейтральне	лужне
Лакмус	червоне	фіолетове	синє	5,0-8,0
Фенолфталеїн	безбарвне	безбарвне	малинове	8,2-10,0
Метилоранж	рожеве	оранжеве	жовте	3,1-4,4

Реакції нейтралізації, у яких беруть участь слабкі кислоти або основи, оборотні, тобто можуть протікати не тільки в прямому, але і в зворотному напрямку. Тому гідроліз солі є оборотним процесом стосовно реакції нейтралізації.

Отже, при розчиненні у воді солі , до складу якої входить аніон слабкої кислоти або катіон слабкої основи, протікає процес гідролізу – обмінної взаємодії солі з водою, у результаті якого утворюється слабка кислота або слабка основа. Оскільки нейтралізація супроводжується виділенням теплоти, то гідроліз є ендотермічним процесом (∆H > 0). Крім того, гідроліз – оборотний процес.

При складанні іонних рівнянь гідролізу солей виходьте з того, що з водою взаємодіють ті катіони або аніони, що з іонами води (Н⁺ або ОН^-) можуть утворити слабкі електроліти. Наприклад, якщо розчинити у воді хлорид міді CuCl₂ або сульфід натрію Na₂S, то в першому випадку з водою будуть взаємодіяти іони Cu²⁺, а в другому – іони S^2- по таких схемах:

а) I стадія :

CuCl₂+ Н₂О  Cu(ОН)Сl + НСl

Cu²⁺ + Н₂О  (CuОН)⁺ + Н⁺

П стадія:

Cu(ОН)Сl+Н₂ОCu(ОН)₂+НСl

(CuОН)⁺ +Н₂ОCu(ОН)₂+Н⁺

б) I стадія:

Na₂S +Н₂О  NaНS +NaОН

S^2- +Н₂О НS^- +ОН^-

П стадія:

NaНS +Н₂О  Н₂S +NaОН.

НS^-+Н₂О  Н₂S + ОН^-

Отже, у реакції гідролізу можуть фактично брати участь або катіон основного залишку, якщо сіль утворена слабкою основою і сильною кислотою (як CuCl₂), або аніон кислотного залишку, якщо сіль утворена слабкою кислотою і сильною основою (як Na₂S ), або одночасно і катіон, і аніон, якщо сіль утворена слабкою основою і слабкою кислотою (як CH₃COONН₄) :

CH₃COONН₄ + Н₂О  NН₄ОН + CH₃COOН.

CH₃COONН₄  NН₄⁺ + CH₃COO^-

NН₄⁺+ CH₃COO^- + Н₂О  NН₄ОН + CH₃COOН

Якщо катіон або аніон, що беруть участь у гідролізі, багатозарядні, то гідроліз протікає по стадіях, при чому число стадій дорівнює абсолютній величині заряду відповідного іона. Тому гідроліз СuCl₂ і Na₂S протікає в дві стадії, а гідроліз Al(NO₃)₃ - в три, оскільки катіон алюмінію має заряд +3. Переважно гідроліз перебігає по першій стадії.

Деякі солі (найчастіше утворені слабкою нерозчинною основою і дуже слабкою летючою кислотою) піддаються повному гідролізу. Такі солі не можуть існувати у водних розчинах, тому що цілком розкладаються водою на відповідні основу і кислоту, як, наприклад, сульфід або карбонат алюмінію (Al₂S₃, Al₂(CO₃)₃ та ін.). У таблицях розчинності проти таких солей стоїть прочерк "-". Про це не можна забувати при складанні рівнянь реакцій обміну між розчинами електролітів.

Характер середовища розчину солі визначається більш сильним з утворюючих її компонентів. Так, розчин солі Na₂CO₃ має лужне середовище (рН7), тому що ця сіль утворена сильною основою NaOH і слабкою кислотою H₂CO₃, а розчин солі ZnCl₂ – кисле (рН7), тому що вона утворена сильною кислотою HCl і слабкою основою Zn(OH)₂. Якщо ж сіль утворена слабкою кислотою і слабкою основою, то середовище розчину такої солі може бути або слабо кислим, або слабо лужним. Останнє залежить від співвідношення констант дисоціації утворюючих сіль слабкої основи і слабкої кислоти.

Оскільки гідроліз – процес оборотний, то зміщуючи його рівновагу (додаванням до розчину солі різних речовин – кислот, основ, води) можна гідроліз зменшити або підсилити. Так, наприклад, гідроліз солі ZnCl₂ зменшується при додаванні до розчину кислоти:

Zn²⁺ + H₂O  Zn OH⁺ + H⁺

НСl  H⁺ + Сl^-

Підсилити гідроліз можна також шляхом розведення солі або нагріванням.

Кількісними характеристиками процесу є ступінь (_г) і константа (К_г) гідролізу. Перша показує частку розчинених молекул солі, що піддалися гідролізу і виражається в % або в частках одиниці:

г = Nг / Nзаг,

(4.1.3)

де N_г – число молекул солі, що піддалися гідролізу;

N_заг – загальна кількість молекул солі.