ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ МНОГООСНОВНЫХ КИСЛОТ И ОСНОВАНИЙ

ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ МНОГООСНОВНЫХ КИСЛОТ И ОСНОВАНИЙ. Рассмотрим теперь гидролиз солей, образованных слабой многоосновной кислотой или слабым основанием многовалентного металла.

Гидролиз таких солей протекает ступенчато.

Так, первая ступень гидролиза карбоната натрия протекает согласно уравнению Nа2СО Nа2СО3 + Н2О NаНСО3 + NаОН, или в ионно-молекулярной форме: + Н2О НСО3 - + ОН Образовавшаяся кислая соль в свою очередь подвергается гидролизу (вторая ступень гидролиза) NаНСО3 + Н2О Nа2СО3 + NаОН, Или НСО3 - + Н2О Nа2СО3 + ОН Как видно, при гидролизе по первой ступени образуется ион НСО3 диссоциация которого характеризуется второй константой диссоциации угольной кислоты НСО3- Н+ + ; К2, кисл. = При гидролизе по второй ступени образуется угольная кислота, диссоциацию которой характеризует первая константа ее диссоциации НСО3 Н+ +Н ; К1, кисл. = . Поэтому константа гидролиза по первой ступени Кг,1= связана со второй константой диссоциации кислоты, в константа гидролиза по второй ступени Кг,2= с первой константой диссоциации кислоты.

Эта связь выражается соотношениями: Кг,1= Кг,2= . Поскольку первая константа диссоциации кислоты всегда больше второй, то константа гидролиза по первой ступени всегда больше, чем константа гидролиза по второй ступени: Кг,1 Кг,2. По этой причине гидролиз по первой ступени всегда протекает в большей степени, чем по второй.

Кроме того, ионы, образующиеся при гидролизе по первой ступени (в нашем примере - ионы ОН -), способствуют смещению равновесия второй ступени влево, т.е. также подавляют гидролиз по второй ступени.

Аналогично происходит гидролиз солей, образованных слабым основанием многовалентного металла. Например, гидролиз CuCl2, который по первой ступени протекает с образованием гидроксохлорида меди CuCl2 + Н2О CuОНCl +НСl или в ионно-молекулярной форме Cu2+ + Н2О CuОН+ + Н+. Гидролиз по второй ступени происходит в ничтожно малой степени: CuОНCl+ + Н2О Cu (ОН) 2 + НСl Или CuОН+ + Н2О Cu (ОН) 2 + Н. Примером гидролиза солей многоосновных слабых кислот и слабых оснований может служить гидролиз ацетата алюминия, протекающий до основных солей - гидроксоацетата дигидроксоацетата алюминия: Аl (СН3СОО) 3+ Н2О Аl (ОН) (СН3СОО) 2+ СН3СООН; Аl (ОН) (СН3СОО) 2 + Н2О Аl (ОН) 2 (СН3СОО) + СН3СООН. Рассмотрим для данного случая отдельно гидролиз катиона и гидролиз аниона.

Эти процессы выражаются ионно-молекулярными уравнениями: Аl3++ Н2О АlОН2 +Н+; СН3СОО - + Н2О СН3СООН +ОН - . Итак, при гидролизе катиона образуются ионы Н+, а при гидролизе аниона - ионы ОН Эти ионы не могут в значительных концентрациях сосуществовать; они соединяются, образуя молекулы воды. Это приводит к смещению равновесия вправо.

Иначе говоря, гидролиз катиона и гидролиз аниона в этом случае усиливают друг друга. Если кислота и основание, образующие соль, не только слабые электролиты, но и мало растворимы, или неустойчивы и разлагаются с образованием летучих продуктов, то гидролиз соли часто протекает необратимо, т.е. сопровождается полным разложением соли. Так, при взаимодействии в растворе соли алюминия, например АlCl3, с карбонатом натрия выпадает осадок гидроксида алюминия и выделяется диоксид углерода 2АlCl3 + 3 Nа2СО3+ 3Н2О 2Аl (ОН) 3 + 3СО2 +6 NаCl или 2Аl3++ 3СО32-+3Н2О 2Аl (ОН) 3+ 3СО2. Протонная теория кислот и оснований рассматривает гидролиз солей как частный случай кислотно-основного равновесия. 2. ОСОБЕННОСТИ ПОЧВЕННОГО ГИДРОЛИЗА И ЕГО ЗНАЧЕНИЕ Почва - уникальная природная система.

Главное свойство почвы - неразрывная связь входящих в нее живых и неживых компонентов.

Состав почвы весьма сложен. В ней имеется не только твердая фаза, но также жидкая (почвенный раствор) и газовая (почвенный воздух). Почвенные растворы являются растворами целой массы самых разнообразных веществ - электролитов и неэлектролитов, и коллоидов. Почва образуется и функционирует как система при сочетании взаимообусловленной жизнедеятельности разных групп организмов.

Одной из важных химических функций почв является обмен катионов и анионов, благодаря которому минеральные удобрения и микроэлементы становятся доступными для растений. Когда ионы калия (К+), магния (Мg2+), кальция (Са2+) и других металлов вбираются корнями растений, ион водорода обменивается на ион металла, при этом происходит увеличение кислотности почвы: Почва Са2+ + 2СО2 + 2Н2ОПочваН+, Н+ +Са2+ (корни) + 2НСО3 Почва выступает как буфер и сопротивляется изменениям рН. Однако буферная способность существенно зависит от типа почвы.

Для почв, бедных известняком, она практически отсутствует; действие кислотных дождей на такие почвы оказывается пагубным, ионообменные процессы нарушаются. При большом подкислении почвы происходит также переход металлов из оксидов в раствор, а среди них могут быть и такие токсичные для растений металлы, как цинк, железо, марганец и алюминий: Почва Н+ , Н+ +ZnО  Почва Zn2+ +Н2О. Повышение кислотности заболоченных почв приводит к выделению Н2S, крайне токсичного для растений и многих полезных микроорганизмов. Реакция катализируется микроорганизмами, а роль восстановителя играют органические вещества: SО42 - + 2СН2О + 2Н+ Н2S +2СО2 +2Н2О. Понижение кислотности почвы требует затрат и может быть достигнуто введением карбоната кальция: Почва  Н+ + СаСО3 ПочваСа2+ СО2 +Н2О Н+ Щелочность почвенного раствора вызывается присутствием в почвах не свободных щелочей, а солей слабых кислот и сильных оснований.

Из таких солей самое большое распространение имеет имеет в почвах карбонат кальция, но его растворимость, как такового, настолько мала, что о вредном действии его растворов на растения не может быть и речи. Другие щелочные соединения почвы могут быть разбиты на две группы: 1) гуминовокислые щелочи, кремниевокислые щелочи и нормальные карбонаты щелочных металлов, 2) двууглекислые щелочные соли. Соли, входящие в первую группу, имеют то общее, что все они в водных растворах сильно гидролизуются с освобождением иона ОН Поэтому к действию их на растения как таковых присоединяется еще действие сильно ядовитого иона ОН который нейтрализуется подкислением почв. Двууглекислые щелочные соли, вследствие очень слабой своей электролитической диссоциации, мало оказывают на растения побочного вредного влияния и этим приближаются к СаСО3. В главных фосфорных удобрениях фосфорная кислота содержится преимущественно в виде кальциевых солей, причем в апатите, фосфорите, томасшлаке и костяной муке находится трехкальциевый фосфат, а в супер фосфатах - свободная фосфорная кислота, одно - и двухкальциевые фосфаты.

Трехкальциевый фосфат - Са3 (РО4) 2 в воде почти нерастворим, но благодаря тому, что это вещество является солью слабой кислоты и относительно сильного основания, те ничтожные следы, которые оказываются в почвенном растворе, подвергаются гидролизу, вследствие чего равновесие в растворе нарушается, в воду переходит новое количество соли, которое снова гидролизуется и т.д так что в конце концов в растворе оказывается количественно определимая величина фосфорной кислоты.

Гидролиз Са3 (РО4) 2 будет идти до известного предела, а именно до тех пор, пока между ионами Са2+ и РО3 с одной стороны, и продуктами гидролиза Са2+, ОН НРО42 Н2РО4 - и Н3РО4, с другой стороны, не установится равновесие.

Таким образом, увеличивая концентрацию одного из продуктов гидролиза Са3 (РО4) 2, мы тем самым уменьшим количество фосфорной кислоты, переходящей в почвенный раствор из этой соли, и, наоборот, уменьшая концентрацию какого-либо из этих продуктов, мы увеличим это количество.

Например, присутствие СаСО3, СаО или Са (ОН) 2 с Са3 (РО4) 2 увеличивает концентрацию в почвенном растворе одного из продуктов гидролиза Са3 (РО4) 2, что влечет за собой уменьшение концентрации фосфорной кислоты в растворе и усвоение фосфорных удобрений растениями.

В противоположность этому гидролиз FеРО4 понижает концентрацию ионов ОН что увеличивает количество фосфорной кислоты, переходящей в почвенный раствор.

Таким образом, почвенный гидролиз солей - эффективный регулятор количества растворимых форм полезных элементов в почвенном растворе и процессов обмена ионами между почвой и растениями. СПИСОК ИСПОЛЬЗОВАННОЙ ЛИТЕРАТУРЫ 1. Коровин Н.В. Общая химия М.: Высш. шк 2007 2. Глинка Н.Л. Общая химия М.: Химия, 1998. 3. Скорчеллетти В.В. Теоретическая электрохимия Л.: ГХИ, 1983. 4. Добровольский В.В. Основы биогеохимии: Учеб. Пособие М.: Высш. шк 2007. 5. Шустов С.Б Шустова Л.В. Химические основы экологии: Учеб. Пособие М.: Высш. шк 1995. 6. Что мы знаем о химии? Вопросы и ответы: Справ. Пособие / Под ред. Ю.Н. Кукушкина М.: Высш. шк 2003.