Кислотно-основные равновесия в водных растворах солей. Гидролиз солей

Глава III КИСЛОТНО-ОСНОВНЫЕ РАВНОВЕСИЯ В ВОДНЫХ РАСТВОРАХ СОЛЕЙ. ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ [c.55]

Кислотность или основность водных растворов солей объясняется протеканием в них реакции гидролиза. В широком понимании гидролиз — это любое взаимодействие веществ с водой более конкретно гидролиз можно определить как реакцию соли с водой, приводящую к образованию кислоты и основания. Таким образом, гидролиз —это процесс, обратный нейтрализации (реакции между кислотой и основанием с выделением воды), а константа гидролиза записывается выражением, обратным выражению константы равновесия нейтрализации. [c.310]

Все реакции, протекающие в водных растворах, сопряжены с тем, что реагирующие ионы или молекулы, сталкиваясь, передают друг другу какие-то частицы. Если передаются протоны, то речь идет о кислотно-основных взаимодействиях, таких, как реакции нейтрализации или гидролиза солей, рассмотренные в предыдущей главе. Электроны передаются в окислительно-восстановительных реакциях - им посвящена следующая глава. В этой же главе мы обсудим обменные процессы, в которых могут принимать участие любые ионы. Если мы смешаем разбавленные водные растворы двух солей, то часто между ними не будет происходить заметного взаимодействия. Например, о смеси разбавленных растворов солей КаС1 и КМОз мы можем сказать, что в ней присутствуют независимые гидратированные ионы Na , К , С1, N0 , но не можем сказать, что она содержит определенные соли. В таких случаях нас интересует не столько равновесный состав растворов, сколько способы смещения обменных равновесий, направленные на то, чтобы выделить нужный продукт с максимальным выходом или избавиться от примесей. Эти смещения связаны с различными способами удаления продуктов из сферы реакции - за счет образования малорастворимых или летучих соединений или за счет ком-плексообразования. [c.197]

Влияние кислотности раствора на экстрагпрованне комплекса довольно сложно. Основные черты этого влияния заключаются в следующем является не очень сильной кислотой при введении в раствор посторонней кислоты увеличивается количество молекулярной НЗОМ, последняя же хорошо извлекается органическим растворителем. Таким образом, увеличение кислотности раствора приводит к удалению из водной фазы ионов родана. В соответствии со сказанным выше это сдвигает равновесие в водной фазе в сторону образования комплексов с меньшим числом координированных групп, т. е. комплексов, которые, как было показано выше, слабо извлекаются этилацетатом. Таким образом, увеличение кислотности раствора должно, с одной стороны, действовать аналогично уменьшению концентрации ЗСК в растворе, т. е. ухудшать экстрагирование комплекса, особенно при небольших начальных концентрациях роданида (см. фиг. 4, кривая 1). С другой стороны, увеличение кислотности в растворе может действовать благоприятно. Совершенно очевидно, что в неводную фазу не может переходить только анион извлекается комплексная кислота НРе(ЗСК)4 или соль КН4Ре(ЗСК)4. Если кислота HFe(S N)4 достаточно сильная, то Н+-ион может экстрагироваться лишь по электростатическим причинам (электронейтральность раствора). В этих случаях кислотность водной фазы, при количествах кислоты, необходимой для устранения гидролиза соли, железа и для образования НГе(ЗС1Ч)4, не будет иметь больщого значения. Однако кислота НРе(ЗС]Ч)4 может быть и не очень сильной, т. е. Н+-ИОП также достаточно прочно связан с комплексным анионом. В этом случае экстрагирование будет заметно облегчаться присутствием в водной фазе Н+-ионов, сдвигающих вправо равновесие образования молекулы слабой кислоты Н+4- Ре(ЗСК),-= НРе(ЗСМ)4. [c.170]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология