Оценка процесса гидролиза соли нитрата цинка

В ходе гидролиза Zn (NO3)2 проходит изменение рН среды.
Для количественной характеристики процесса гидролиза солей требуется определение :
константы гидролиза Кг;
степени гидролиза .
На основе этих характеристик, зная концентрацию соли, можно рассчитать рН среды.
Рассмотрим, алгоритм подобного расчета.
Гидролиз Zn( NO3)2  по первой ступени приводит к образованию Zn ОН+ который является слабым электролитом:
ZnОН+ ⇄ Zn2+ +ОН+
Данное уравнение соответствует диссоциации Zn(OH)2 по второй ступени и характеризуется константой  Кв (Zn (OH)2 )  1.5109.
Поэтому: КГ(Zn (NO3)2 = КW / Kb2((Zn(OH)2 )  = 10-14 / 1,5*10-9 =0,66*10-5
Расчет степени гидролиза
Здесь необходимо провести аналогию со степенью диссоциации слабого электролита. А, следовательно, равновесное состояние реакции гидролиза может быть охарактеризовано степенью гидролиза соли
.
или при 0,05 приближенно
.
= √0,66*10-6/ 0,1 = 2,57*10-3
[H+] = *CM = 2,57*10-3* 0,1 = 2,57*10-4моль/л
pH =-lg[H+] = -lg[2,57*10-4] =1,59
3.2 Оценка возможности смещения равновесия гидролиза соли Zn(NO3)2
Для подавления гидролиза соли Zn(NO3)2, а, следовательно, смещения равновесие влево, в раствор необходимо ввести одно из тех соединений, которые есть продуктами гидролиза. Так, если в результате гидролиза образовывается кислота добавляют НСl;
При разбавлении раствора, то есть увеличении концентрации воды, согласно закона действующих масс, увеличивается скорость прямой реакции и, гидролиз проходит полнее
Степень диссоциации воды при повышении температуры возрастает, что влечет увеличении концентрации ионов Н+ и ОН- Это увеличивает вероятность образования малодиссоциированных молекул кислоты или оснований

. Гидролиз усугубляется. К этому выводу можно придти и иначе: так как реакция нейтрализации экзотермична, то гидролиз будучи противоположным ей процессом эндотермичен; поэтому, в соответствии с принципом Ле -Шателье, нагревание вызывает усиление гидролиза
Таким образом, условия для замедления гидролиза Zn (NO3)2 необходимо:
избегать разбавленных растворов:
работать при низких температурах;
предварительно подкислять раствор,
константы гидролиза Кг;
степени гидролиза .


4. Коррозионное воздействие раствора Zn (NO3)2 на железо

Определите возможность электрохимической коррозии стального изделия (железа) в 0,1М растворе Zn (NO3)2 , комнатной температуре (Т = 298К)
Рассмотрим, возможность катодного процесса.
Энергия Гиббса процесса электрохимической коррозии непосредственно связана с ЭДС коррозионного гальванического элемента: [5]
.
∆G корроз = - EЭ * n* F
ЭДС коррозионного гальванического элемента равна разности равновесных потенциалов металла и окислителя:
ЭДС = Е0окисл - Е0( Fe 2+/ Fe 0 ) 0
.
Поэтому электрохимическая коррозия возможна, если или

Е0окисл Е0( Fe 2+/ Fe0 )
Равновесные потенциалы восстановления окислителей (Н+, О2) рассчитываются по уравнению Нернста:
Е0 ( Н+/Н2) = - 0,0295*lg P(H2) – 0,059pH
E0(O2/ OH-) = 1,23 + 0,0147P(O2) – 0,059pH

Определим равновесные потенциалы вероятных окислителей (Н+ и О2) при температуре 25С, = 1, = 0,21 (процентное содержание кислорода в воздухе 21%):[5]
Е0 ( Н+/Н2 ) = - 0,059 *1,59 = - 0,094B
E0(O2/ OH-) = 1,23 + 0,0147*0,21 – 0,059*1,59 = 1,2B
Рассчитаем ЭДС предполагаемых коррозионных элементов
ЭДС1 = Е0 ( Н+/Н2 ) - Е0( Fe 2+/ Fe 0 ) = -0,094– (-0,44 ) = 0,346В0
коррозия с выделением водорода возможна.
ЭДС2 = Е0 (O2/ OH-) - Е0(Fe 2+/ Fe 0 ) =1,2– (-0,44) = 1,64В0
коррозия с поглощением кислорода возможна.
Таким образом, возможна коррозия железа с протеканием на катоде двух реакций:
К: 2Н+ + 2е Н2
О2 + 4Н+ + 4е 2 Н2О
А: Fe Fe2+ + 2e.
Суммарный процесс: 2Fe0 + О2 + 8Н+ =2 Fe2+ +2Н2 +2Н2О
5.Электрохимическая устойчивость железных деталей в кислой, нейтральной и щелочной среде с более активным и менее активным металлом
Контакт с более активным металлом
Возьмем металл Zn
Сравним электродные потенциалы металлы:
Е0(Zn 2+/ Zn 0 ) =-0,76B Е0(Fe 2+/ Fe0 ) = - 0,44B
pH =7 В воде растворен кислород.[6]
Схема гальванопары Zn/ H2O, O2 / Fe
= + 0,814B