Поляризационное взаимодействие катионов и анионов с сильно полярными молекулами воды ведет к особой химической реакции ионного обмена, называемой гидролизом солей .
Качественную и количественную стороны гидролиза удобно рассматривать с позиции концепции сильных и слабых электролитов (неассоциированных и ассоциированных). Практически все электролиты, относящиеся к категории слабых в водных растворах (см. раздел 3.2), характеризуются тем, что равновесие их диссоциации смещено влево, в сторону недиссоциированных частиц. Иными словами, для них характерна не диссоциация, а наоборот – ассоциация, то есть связывание соответствующими анионами протонов, катионами – ионов ОН – в недиссоциированные частицы. А ионы Н + и ОН – всегда имеются в воде за счет ее незначительной диссоциации. Рассмотрим более подробно происходящие процессы на примерах двух солей – CuCl 2 и Na 2 CO 3 .
Хлорид меди (II) является сильным электролитом, поэтому в водном растворе полностью диссоциирует на ионы:
Гидроксид меди (II) относится к слабым электролитам (см. раздел 3.2), иными словами катион Cu 2+ при наличии в растворе ионов ОН – будет активно связывать их в малодиссоциированную частицу СuОН + , нарушая тем самым равновесие диссоциации воды:
В результате, согласно принципу Ле Шателье, усилится диссоциация воды и в растворе увеличится концентрация ионов водорода по сравнению с той, которая была в воде. Раствор становится кислым, его рН<7, подобная ситуация называется гидролизом по катиону .
Разумеется, гидролиз хлорида меди может идти и дальше, по второй ступени:
Однако, принимая во внимание то, что продукты гидролиза по первой ступени подавляют вторую ступень и то, что поляризационное взаимодействие иона Cu 2+ с молекулами воды несравненно сильнее, чем иона CuOH + , приходим к следующему важному выводу. При наличии возможности протекания ступенчатого гидролиза, этот процесс реально протекает лишь по первой ступени.
Сходная ситуация возникает и в растворе Na 2 CO З. В результате полной диссоциации этой соли в растворе образуются ионы CO 3 2– , являющиеся анионами слабой угольной кислоты. Этот ион при наличии в растворе протонов будет активно связывать их в малодиссоциированную частицу HCO 3 – , нарушая тем самым равновесие диссоциации воды:
В результате усилится диссоциация воды и в растворе увеличится концентрация ионов ОН – по сравнению с той, которая была в воде. Раствор стал щелочным, его рН > 7, в этом случае говорят о гидролизе по аниону .
Справедливости ради следует отметить, что реальный механизм гидролиза несколько иной. Любые ионы в водном растворе гидратированы и поляризационное взаимодействие осуществляется между ионом и молекулами воды, составляющими его гидратную оболочку, например:
Это уточнение никоим образом не изменяет сделанные выше выводы и не сказывается на дальнейших количественных выкладках.
Таким образом, гидролизу подвергаются либо соли, содержащие катионы слабых оснований (гидролиз по катиону), либо соли, содержащие анионы слабых кислот (гидролиз по аниону). Если же катион и анион в молекуле соли являются ионами соответствующих сильного основания
и сильной кислоты, то в растворе такой соли гидролиза нет, его рН 7.
Если же соль содержит в своем составе катион слабого основания и анион слабой кислоты, то гидролиз в этом случае идет по двум направлениям и, как правило, глубоко. Что же касается кислотности такого раствора, то она будет определяться направлением преимущественного гидролиза.
Способы усиления гидролиза солей:
1) разбавление раствора соли;
2) нагрев раствора, поскольку энтальпии гидролиза положительны;
3) добавление щелочи в раствор для усиления гидролиза по катиону, добавление кислоты в раствор для усиления гидролиза по аниону.
Способы подавления гидролиза:
1) охлаждение раствора,
2) добавление кислоты в раствор для подавления гидролиза по катиону, добавление щелочи в раствор для подавления гидролиза
по аниону.
Рассмотрим количественные характеристики гидролиза. Таковыми являются, в первую очередь, степень и константа гидролиза. Степенью гидролиза (h ) аналогично степени диссоциации называют долю гидролизо-ванных молекул по отношению к общему числу молекул. Константа гидролиза представляет собой константу равновесия процесса гидролиза. Выше было показано, что гидролиз протекает лишь по первой стадии. Первую стадию гидролиза по катиону можно записать в общем виде:
К равн = К гидр = . (3.23)
Домножаем числитель и знаменатель этого выражения на концентрацию иона ОН – и получаем:
К гидр = = (3.24)
Таким образом, константа гидролиза по катиону равна отношению ионного произведения воды к константе диссоциации того самого слабого основания, чья соль подвергается гидролизу, или к константе диссоциации основания по соответствующей стадии.
Вернемся к соотношению (3.23). Пусть общая концентрация гидролизующейся соли в растворе равна с моль/л, а степень ее гидролиза – h . Тогда, учитывая, что = и h = /с , получаем из соотношения (3.23):
К гидр = . (3.25)
Соотношение (3.25) по форме совпадает с выражением закона разбавления Оствальда (3.8), что лишний раз напоминает о генетической связи процессов гидролиза и диссоциации.
Первую стадию гидролиза по аниону можно записать в общем виде
следующим образом:
Константа равновесия этого процесса – константа гидролиза равна:
К равн = К гидр = . (3.26)
Домножаем числитель и знаменатель этого выражения на концентрацию иона Н + и получаем:
К гидр = = . (3.27)
Таким образом, константа гидролиза по аниону равна отношению ионного произведения воды к константе диссоциации той самой слабой кислоты, чья соль подвергается гидролизу, или к константе диссоциации кислоты по соответствующей стадии. Обратимся снова к выражению (3.26). Преобразуем его, полагая, что общая концентрация соли в растворе равна с моль/л и, учитывая, что = ; h = / c , получаем:
К гидр = . (3.28)
Выражения (3.23), (3.24) и (3.27), (3.28) являются достаточными для нахождения равновесных концентраций ионов, констант и степеней гидролиза в водных растворах гидролизующихся солей.
Нетрудно догадаться, что константа гидролиза соли, подвергающейся гидролизу по катиону и аниону одновременно, равна отношению ионного произведения воды к произведению констант диссоциации слабого основания и кислоты или произведению констант диссоциации соответствующих стадий. Действительно, гидролиз соли по катиону и аниону одновременно можно представить в общем виде следующим образом:
Константа гидролиза имеет вид:
К гидр = . (3.29)
Домножаем числитель и знаменатель соотношения (3.29) на К W и получаем:
К гидр = . (3.30)
Пусть общая концентрация соли, гидролизованной одновременно по катиону и аниону, равна c моль/л, степень гидролиза составляет h. Очевидно, что ==hc; ==c–hc. Подставляем эти соотношения в выражение (3.29):
К гидр = . (3.31)
Получился любопытный результат – концентрация явным образом не входит в выражение константы гидролиза, иными словами, степень гидролиза соли, подвергающейся гидролизу по катиону и аниону одновременно, будет одной и той же при любых концентрациях соли в растворе.
Найдем выражение для рН рассматриваемого раствора соли. Для этого числитель и знаменатель соотношения (3.29) домножим на концентрацию иона Н + и преобразуем полученное выражение:
К гидр = 3.32)
Наконец, получаем:
K дисс.к-ты × . (3.33)
Остановимся теперь на связи характеристик гидролиза и диссоциации в случае ступенчатого гидролиза. В качестве примера рассмотрим гидролиз уже упоминавшегося карбоната натрия. Равновесие гидролиза Na 2 CO 3 по ступеням и соответствующие константы равновесия приведены ниже:
К гидр (1) = = = = ;
К гидр (2) = = = .
Таким образом, первой ступени гидролиза соответствует последняя ступень диссоциации соответствующего слабого электролита и наоборот – последней ступени гидролиза соответствует первая ступень диссоциации электролита. При анализе вопроса о гидролизе кислых солей необходимо сопоставлять значения констант гидролиза и констант диссоциации анионов. Если константа гидролиза больше константы диссоциации кислого аниона, то гидролиз по аниону имеет место и раствор характеризуется рН > 7. Если же константа гидролиза меньше константы диссоциации соответствующего кислого аниона, то гидролиз подавлен, реально протекает лишь диссоциация кислого аниона и раствор соли имеет рН < 7.
Выше отмечалось, что простейшим способом усиления гидролиза соли по катиону является введение в такой раствор щелочи. Аналогично для усиления гидролиза соли по аниону необходимо ввести в раствор кислоту. А что произойдет при сливании растворов двух солей, из которых одна гидролизована по катиону, а другая – по аниону, например, растворов Na 2 CO 3 и CuCl 2 ? Равновесия гидролиза в этих растворах:
Как видно, гидролиз первой соли будет усиливать гидролиз второй и наоборот. В этом случае говорят о взаимном усилении гидролиза. Ясно, что в подобной ситуации образование продукта обменной реакции невозможно, должны образовываться продукты гидролиза. Состав их зависит от большого числа факторов: концентраций сливаемых растворов, порядка смешения, степени перемешивания и т.д.
В рассматриваемой системе (и подобных ей) образуются основные карбонаты, в некотором приближении их состав можно рассматривать как ЭCO 3 ×Э(OH) 2 =(ЭOH) 2 CO 3 .
Уравнение протекающего процесса:
2CuCl 2 + 2 Na 2 CO 3 +H 2 O = (CuOH) 2 CO 3 ¯ + CO 2 + 4 NaCl .
Аналогичные малорастворимые соединения будут получаться при взаимодействии растворимых карбонатов с солями любых двухвалентных металлов, гидролизованными по катиону. Если же соли не гидролизованы, то происходит обычный обменный процесс, например:
BaCl 2 + Na 2 CO 3 = BaCO 3 ¯ + 2 NaCl .
В общем случае соли Ме 3+ более гидролизованы, чем соли Ме 2+ , поэтому, если в обсуждаемом процессе CuCl 2 заменить на соль Ме 3+ , то следует ожидать более сильного взаимного усиления гидролиза. И действительно, при сливании растворов солей Fe 3+ , Al 3+ , Cr 3+ с раствором Na 2 CO 3 наблюдается выделение углекислого газа и выпадение осадка гидроксида металла. Другими словами, в этом случае взаимное усиление гидролиза ведет к полному (необратимому) гидролизу, например:
2FeCl 3 + 3Na 2 CO 3 + 3H 2 O = 2Fe(OH) 3 ¯ + 6NaCl + 3CO 2 .
Сходные процессы будут наблюдаться при смешении растворов солей Ме 3+ с растворами других солей, гидролизованных по аниону, например:
2AlCl 3 + 3Na 2 SO 4 + 3H 2 O = 2Al(OH) 3 ¯ + 3SO 2 + 6NaCl
Cr 2 (SO 4) 3 + 3Na 2 S + 6H 2 O = 2Cr(OH) 3 ¯ + 3H 2 S + 3Na 2 SO 4 .
В отличие от солей гидролиз производных кислот – галогенангидридов, тиоангидридов – протекает глубоко и, зачастую, полностью (необратимо), например:
SO 2 Cl 2 + 2H 2 O = H 2 SO 4 + 2HCl ;
SOCl 2 + H 2 O = SO 2 + 2HCl ;
COCl 2 + H 2 O = CO 2 + 2HCl ;
BCl 3 + 3H 2 O = H 3 BO 3 + 3HCl ;
PCl 3 + 3H 2 O = H 3 PO 3 + 3HCl ;
CrO 2 Cl 2 + 2H 2 O = H 2 CrO 4 + 2HCl ;
CS 2 + 2H 2 O = CO 2 + 2H 2 S .
Наконец, отметим особый случай гидролиза соединений Вi(III), Sb(III), солей d-элементов – с образованием оксосоединений, например:
SbCl 3 + H 2 O = SbOCl + 2HCl ;
Bi(NO 3) 3 + H 2 O = BiONO 3 + 2HNO 3 ;
Ti(SO 4) 2 + H 2 O = TiOSO 4 + H 2 SO 4 .
Константа гидролиза как и любая другая константа равновесия может быть вычислена на основе термодинамических данных.
Федеральное агентство по образованию Государственное образовательное учреждение высшего профессионального образования Новгородский государственный университет им. Ярослава Мудрого Факультет естественных наук и природных ресурсов Кафедра химии и экологии ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ Методические указания к лабораторной работе Великий Новгород 2006 г Гидролиз солей: Метод. Указ. / Сост. В. П. Кузьмичёва, И. В. Летенкова. – Великий Новгород: НовГУ, 2006. - 4 c. Гидролиз является разновидностью ионных реакций и представляет собой обменное взаимодействие некоторых солей с водой. Реакция гидролиза имеет место лишь в тех случаях, когда ионы, образующиеся при диссоциации соли, способны образовывать с ионами - продуктами ионизации воды (Н+, ОН-) нерастворимые, газообразные или малодиссоциированые соединения (молекулы или сложные ионы). Гидролизу подвергаются соли трёх видов. Это соли образованные: 1) слабой кислотой и сильным основанием; 2) слабым основанием и сильной кислотой; 3) слабой кислотой и слабым основанием. В обычных условиях гидролизу не подвергаются соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой. Следует обратить внимание на то, что гидролиз солей первого и второго из указанных видов протекает обратимо. После выравнивания скоростей прямого и обратного процессов (гидролиза и реакции нейтрализации), устанавливается химическое равновесие. Поэтому при написании уравнений гидролиза этих солей следует использовать символ ↔. Гидролиз солей третьей группы в определённых условиях может протекать практически необратимо и в этом случае в уравнениях реакции следует изображать знак равенства (=) или одну стрелку (→). Гидролиз солей слабых одноосновных кислот Рассмотрим первый случай гидролиза на примере ацетата натрия (соли слабой уксусной кислоты и сильного основания гидроксида натрия): CH 3 COONa + H 2 O ↔ СН 3 СООН +NaOH. или в молекулярно-ионной форме: Na + CH 3 COO - + H 2 O ↔ CH 3 COOH + Na + + ОН - + К а т и о н ы N a + с и о н а м и Н + и О Н - н е о б р а з у ю т малодиссоциированных соединений, поэтому они не принимают участия в этой реакции. Исключив катионы натрия получим сокращенное молекулярно-ионное уравнение реакции гидролиза ацетата натрия: СНзСОО- + Н2О ↔ СНзСООН + ОН-. Как видно, реакция раствора соли в результате гидролиза является щелочной (рН > 7). Количественно взаимодействие соли с водой характеризуется степенью гидролиза. Степень гидролиза (h) это отношение числа молекул подвергшихся гидролизу (Nгидр.), к исходному числу молекул соли в растворе (No): h = Nгидр./No Гидролиз солей слабых многоосновных кислот Гидролиз таких солей - процесс многоступенчатый, протекает через последовательный ряд стадий. Например, при гидролизе Na2S , первая ступень имеет вид: Na2S + H2O ↔ NaHS + NaOH + 2- 2Na + S + H2O ↔ Na+ + HS- + Na+ + OH- Количественно гидролиз по первой ступени можно охарактеризовать степенью гидролиза. Затем в реакцию обменного взаимодействия с водой вступает гидросульфид-ион: NaHS + H2O ↔ H2S + NaOH Na+ + HS- + H2O ↔ H2S + Na+ + OH- HS- + H2O ↔ H2S + OH- Следует обратить внимание, что количественно вторая ступень гидролиза протекает в несравнимо меньшей степени, чем первая. Поэтому в ответе достаточно указать уравнение только для первой ступени: Na3PO4 + H2O ↔ Na2HP04 + NaOH РО 4 3- + Н 2 О ↔ НРО 4 2- + ОН - Гидролиз солей, образованных слабыми основаниями Аналогичным образом можно рассмотреть гидролиз соли, образованной анионом сильной кислоты и однозарядным катионом слабого основания. Например: NН4Cl + H2O ↔ NH4OH + HCI Как видно, реакция среды в этом случае кислая. При гидролизе многовалентных катионов преобладает процесс присоединения одного гидроксид- иона ОН-, в результате чего образуются основные соли. Например, гидролиз хлорида меди (II) описывается уравнением: СuСl2 + Н2О ↔ Сu(ОН)С1 + НС1 Сu2+ + 2 Cl- + Н2О ↔ СuОН+ + Н+ + 2 Сl- Сu2+ + Н2О ↔ СuОН- + Н+ Гидролиз солей образованных слабыми кислотами и слабыми основаниями Катион и анион однозарядны К такого типа солям относятся, в основном, соли аммония. В этом случае продуктами гидролиза являются слабые кислота и основание: KtAn + Н2О = KtOH + HAn, Kt+ + An" + H2O = KtOH + HAn, где Kt + и An - - катион и анион слабых основания и кислоты соответственно. Если образующиеся в результате реакции основание и кислота являются электролитами равной силы, то раствор имеет нейтральную среду (рН = 7). В противном случае значение водородного показателя определяется соотношением констант диссоциации этих соединений. Например, при гидролизе фторида аммония NH 4 F + H 2 O = NH 4 OH + HF водородный показатель раствора меньше семи (рН < 7), так как степень диссоциации HF больше, чем NH4OH. Катион - однозарядный, анион - многозарядный Среди растворимых в воде солей к этой группе также относятся практически только соли аммония: (NН4)2СОз, (NH4)2S, (NH2)3PO4 и т.д. (NH 4)2S + H2O = NH4OH + NH 4HS 2NH4+ + S2- + H2O = NH4OH + NH4+ + HS- Следует отметить, что равновесие в этих случаях практически нацело смещено в сторону продуктов реакции. В результате, при гидролизе данной группы солей, в растворе образуется смесь гидроксида аммония и его соли. Причем концентрация основания равна концентрации соли. Среда в таких растворах щелочная (рН > 7). Катион -многозарядный, анион - однозарядный Такие соли не получены вследствие полного и необратимого гидролиза. Исключение составляют некоторые ацетаты и формиаты, которые при гидролизе дают осадки малорастворимых основных солей. Например: Аl(СН 3 СОО)з + Н 2 О = АlOH(СНзСОО)2 + СН 3 СООН Al 3+ + 3CH 3 COO - + H 2 O = A1OH(CH 3 COO) 2 + CH 3 COOH Катион и анион многозарядны При внимательном рассмотрении таблицы растворимости видно, что в большинстве случаев такие соли нерастворимы в воде, вследствие этого их гидролизом можно пренебречь. В качестве исключения можно привести сульфиды алюминия и хрома. Эти соли можно получить методами “сухой” химии, однако, если на них подействовать водой, произойдет полный и необратимый гидролиз: A12S3 + 6 Н2О = 2 А1(ОН)3 + 3 H2S Способы усиления и подавления гидролиза Для усиления или подавления гидролиза можно использовать химические и физические способы. Химические способы основаны на изменении концентраций веществ, находящихся в равновесии. Если в раствор гидролизующейся соли ввести реагент, связывающий образующиеся при гидролизе ионы H+ и ОН-, то, в соответствии с принципом Ле Шателье, равновесие смещается в сторону усиления гидролиза; в результате гидролиз может протекать полностью до образования его конечных продуктов. Аналогичное действие оказывает добавление в раствор воды -разбавление наиболее простой способ усиления гидролиза. Физическим способом равновесие при гидролизе может быть смещено путём изменения температуры. Обратный гидролизу процесс - реакция нейтрализации - протекает с выделением теплоты, а гидролиз представляет собой эндотермический процесс. Поэтому повышение температуры ведет к усилению гидролиза, а понижение - к ослаблению. Реакции взаимного усиления гидролиза Реакцию дающую точно такие же продукты как и в предыдущем примере можно провести другим способом. Если взять раствор хлорида алюминия и добавить к нему раствор сульфида натрия, то вместо ожидаемого сульфида алюминия мы получим осадок гидроксида алюминия и сероводород: 2 А1С1з + 3 Na2S + 6 Н2O = 2 А1(0Н)3 + 3 H2S + 6 NaCl 2 А1 + 6 Cl- + 6Na++3 S2- + 6 H2O = 2 A1(OH)3+3 H2S + 6Na+ + 6 Сl- 3+ 2 Al3+ +3 S2 - + 6 H2 O = 2 A1(OH) 3 + 3 H2 S Такие реакции называются реакциями взаимного усиления гидролиза. В растворах AlCl 3 и Na 2 S по отдельности устанавливаются равновесия: Al3+ + H2O ↔ AlOH2+ + H+ S2- + H2O ↔ HS+ + OH- При смешивании этих растворов протоны связываются гидроксид-ионами в молекулу воды и равновесие, в соответствии с принципом Ле Шателье, смещается вправо. Тоже самое происходит с последующими ступенями гидролиза катиона. В результате гидролиз катиона алюминия и сульфидного аниона проходит практически до конца. Поэтому в уравнениях гидролиза таких солей между исходными веществами и продуктами реакции ставят знак "=" или "→”. Приведем еще один пример подобной реакции: Na2SiO3 + 2 NH4CI + 2Н2О = H2SiO3 + 2NH4OH + 2NaCl 2Na+ + SiO32- + 2NH4+ +2Сl- + 2H2O = H2SiO3 +2NH4OH + 2Na+ + 2Сl- SiO 3 2- + 2 NH 4 + + 2H2 O = H2 SiO 3 + 2 NH 4 OH Экспериментальная часть. СОЛИ, ОБРАЗОВАННЫЕ СИЛЬНЫМИ ОСНОВАНИЯМИ И СИЛЬНЫМИ КИСЛОТАМИ. Опыт. Налейте в отдельные пробирки растворы хлорида натрия, хлорида бария, сульфата натрия и нитрата калия и испытайте реакции растворов с помощью универсальной индикаторной бумаги. Для этого разрежьте полоску индикаторной бумаги на 4 – 5 частей, и, уложив их на полоску белой фильтровальной бумаги, коснитесь кусочка индикаторной бумаги стеклянной палочкой, смоченной испытуемым раствором. Прежде чем испытать следующий раствор, необходимо стеклянную палочку ополоснуть водой. Содержат ли растворы взятых для опыта солей избыток ионов Н+ или ОН-? Подвергаются ли такие соли гидролизу? СОЛИ, ОБРАЗОВАННЫЕ СИЛЬНЫМИ ОСНОВАНИЯМИ И СЛАБЫМИ КИСЛОТАМИ. Опыт 1. налейте в пробирку 3 – 4 капли раствора ацетата натрия и определите рН раствора с помощью универсальной индикаторной бумаги. Окрашивается ли раствор ацетата натрия после добавления 1 – 2 капель фенолфталеина? Исходя из концентрации раствора С, вычислите его рН и сравните с опытными данными. Заполните следующую таблицу: Формула соли вычисл= √Kb * C рН вычисленный по данным опыта Напишите молекулярно-ионное уравнение гидролиза ацетата натрия. Приведите два – три примера других ацетатов, гидролиз которых отвечает этому уравнению. Опыт 2. Налейте в одну пробирку 5 – 6 капель раствора карбоната натрия, в другую – такой же объём сульфита натрия и сравните окраску обоих растворов после прибавления к ним 1 – 2 капель фенолфталеина или проверьте реакцию растворов с помощью универсальной индикаторной бумаги. Напишите молекулярно-ионные уравнения гидролиза. Сравните поведение обеих солей в растворе и, не производя вычислений, определите в каком из двух растворов относительно большее: а). степень гидролиза h; б). концентрация гидроксильных ионов ; в). значение рН. Какой анион – СО32- или SO32- - является более сильным основанием? Вычислите константы гидролиза обеих солей. Заполните таблицу: Соль h pH Kb = Kω / K2 Опыт 3. Те же сравнительные опыты проделайте с растворами гидросолей – гидрокарбоната и гидросульфата натрия. К раствору первой соли добавьте 1 – 2 капли фенолфталеина, а к раствору второй – 1 – 2 капли лакмуса, предварительно убедившись в том, что в растворе гидросульфата натрия фенолфталеин остаётся бесцветным. Напишите молекулярно-ионные уравнения гидролиза обеих солей и объясните различие в свойствах их растворов. Какая функция – основания или кислоты – преобладает у иона НСО3- и у иона HSO3-? Результаты опыта сопоставьте с вычисленными данными, сравнив величины Kb и К2. Заполните таблицу: Соль Опытные данные Расчётные данные Выводы реакция рН (больше Kb = Kω / K1 К2 раствора или меньше 7) NaHCO3 NaHSO3 СОЛИ, ОБРАЗОВАННЫЕ СИЛЬНЫМИ КИСЛОТАМИ И СЛАБЫМИ ОСНОВАНИЯМИ. Опыт 1. Определите с помощью универсальной индикаторной бумаги реакцию водного раствора хлорида или сульфата аммония. Напишите молекулярно-ионное уравнение реакции гидролиза. Опыт 2. Определите с помощью лакмуса реакцию раствора хлорида цинка, сульфата цинка и сульфата алюминия. Напишите молекулярные и молекулярно-ионные уравнения гидролиза солей. Опыт 3. К 3 – 4 каплям раствора хлорида сурьмы или висмута прибавьте такой же объём воды. Что наблюдается при этом? Подкислите раствор несколькими каплями концентрированной соляной кислоты, после чего вновь разбавьте раствор. Что наблюдается? Напишите молекулярно-ионное уравнение гидролиза хлорида сурьмы или висмута, учитывая, что при этом образуется малорастворимых хлорид оксосурьмы SbOCl и, соответственно, хлорид оксовисмута BiOCl. ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ РАСТВОРОВ СОЛЕЙ, ВЗАИМНО УСИЛИВАЮЩИХ ГИДРОЛИЗ ДРУГ ДРУГА. Опыт 1. Налейте в коническую пробирку 5 – 6 капель раствора хлорида или сульфата хрома (III) и прибавьте по каплям раствор карбоната натрия до образования осадка малорастворимого соединения. Опыт 2. Тот же опыт проделайте в конической пробирке с раствором хлорида или сульфата алюминия, прибавляя к нему по каплям раствор сульфида аммония до образования осадка малорастворимого соединения. Отделите осадки, полученные в обоих опытах, от растворов и промойте их один – два раза 5 – 6 каплями воды. Какими реакциями можно доказать, что образовавшиеся малорастворимые соединения представляют собой гидроксиды хрома (III) и алюминия, а не продукты обменного взаимодействия исходных солей? Почему при взаимодействии растворов этих солей гидролиз их протекает практически необратимо? Каков механизм взаимного усиления гидролиза? Опыт 3. Налейте в пробирку 5 – 6 капель раствора хлорида или сульфата алюминия и столько же раствора ацетата натрия. Содержимое пробирки нагрейте, опустив её в горячую воду, и отметьте наблюдения. Напишите молекулярное и молекулярно-ионное уравнения реакции, учитывая, что при реакции образуется основная соль – ацетат дигидроксоалюминия. Почему в этом случае взаимное усиление гидролиза исходных солей ограничивается образованием Al(OH)2CH3COO, а не гидроксида алюминия? Как влияет увеличение температуры на степень гидролиза солей? Опыт 4. К 4 – 6 каплям раствора силиката натрия добавьте такой же объём хлорида аммония. Отметьте характер образовавшегося осадка и запах выделяющегося газа. Напишите молекулярно-ионное уравнение реакции и рассмотрите механизм её протекания.
«Медь химия» - Обогащение. Норильская обогатительная фабрика. Никелевая дробь. Продукция. План. Устройство прибора для электролиза водных растворов солей. Цвет. Самородки меди. Медная катанка (рис.) Медь катодная. Конвертерный пролет. Норильск- крупнейший центр медно-никелевого производства страны. Ni Al Cu Mg Li.
«Металл медь» - Попадание солей меди в организм приводит к различным заболеваниям человека. Плотность 8,92 г/см3, температура плавления 1083,4 °C, температура кипения 2567 °C. МЕДЬ (лат. Всего в организме среднего человека (масса тела 70 кг) содержится 72 мг меди. Из-за высокой теплопроводности медь - незаменимый материал различных теплообменников и холодильной аппаратуры.
«Гидролиз соли» - Гидролиз солей. Контрольный тест. Гидролиз бинарных соединений. В составе крови содержатся: NaHCO3, Na2H2PO4. Сильные основания (Щелочи) LiOH NaOH KOH RbOH CsOH Ca(OH)2 Sr(OH)2 Ba(OH)2. Изменение направления гидролиза. Подавление. Гидролиз по аниону (соль образована сильным основанием и слабой кислотой).
«Примеры гидролиза солей» - Определить рН раствора. Составьте ионное и молекулярное уравнения происходящих процессов. Степень гидролиза?г (доля гидролизованных единиц) Константа гидролиза - Кг. Пример: Гидролиз катиона. M+ + н2о?moh + н+. Во многих случаях необходимо предотвратить гидролиз. Процесс обменного разложения воды ионами соли называется – гидролиз.
«Гидролиз растворов солей» - Задача В9: масса уксусной кислоты, которая содержится в 0,5 л раствораCH3COOH с массовой долей 80% (плотность 1,1 г/мл), равна____________. 1) Записано уравнение реакции: H2SO4 + 2KOH ??? K2SO4 + 2H2O. Единый государственный экзамен по ХИМИИ (консультация 3). В результате реакции, термохимическое уравнение которой C + O2=CO2+393,5 кДж, выделилось 1967,5 кДж теплоты.
«Химия Гидролиз» - Влияние гидролиза на процесс геологической, химической и биологической эволюции планеты. Связь темы с повседневной жизнью. Содержание урока. Ознакомление с видами контроля знаний. Способы мотивации учения. Способы деятельности преподавателя и учащихся. Постановка цели и задач урока. Томилова наталья владимировна.
Уфимский государственный нефтяной технический университет
Кафедра общей и аналитической химии
Учебно-методическое пособие
к лабораторным работам по теме:
Гидролиз солей
Предназначено для студентов нехимических
и химических факультетов вузов.
Составители: Сыркин А.М., проф., канд.хим.наук, Рольник Л.З., доц.,
д-р хим.наук.
Рецензент Сергеева Л.Г., доц., канд.хим.наук.
© Уфимский государственный
нефтяной технический
университет, 2002
Гидролиз солей
Гидролизом солей называется взаимодействие их ионов с водой, основанное на поляризующем действии ионов на молекулы воды, в результате которого, как правило, нарушается равенство
Характерное для чистой воды.
Различают 4 группы солей:
соль, образованная сильным основанием и сильной кислотой;
соль, образованная слабым основанием и сильной кислотой;
соль, образованная сильным основанием и слабой кислотой;
соль, образованная слабым основанием и слабой кислотой.
Поэтому рассмотрим 4 варианта действия воды на соли.
1) К даннойгруппе относятся такие соли, какNaCI, KCI, NaNO 3 , Na 2 SO 4 и др. Катионы и анионы этих солей имеют небольшие заряды и значительные размеры. При этом их поляризующее действие на молекулы воды невелико, то есть взаимодействие соли с водой практически не происходит. Это относится к таким катионам, какK + иNa + , и к таким анионам, какCI - и NO 3 - . Следовательно, соли сильного основания и сильной кислотыгидролизу не подвергаются . В этом случае равновесие диссоциации воды в присутствии ионов соли почти не нарушается.
Поэтому растворы таких солей практически нейтральны (pH ≈ 7).
2) Ecли соль образована катионом слабого основанияNH 4 + , AI 3+ , Mg 2+ и т.д. и анионом сильной кислоты (Cl - , NO 3 - , SO 4 2- и др.), то происходит гидролиз покатиону (поляризующим действием обладает только катион соли). Примером служит процесс:
а) в молекулярной форме
NH 4 CI + H 2 O NH 4 OH + HCI;
б) в ионно-молекулярной форме
NH 4 + + CI - + H 2 O NH 4 OH + H + + CI - ;
в) в краткой ионно-молекулярной форме
NH 4 + + H 2 O NH 4 OH + H + .
Гидролиз обусловлен образованием малодиссоциированного соединения - NH 4 OH. В результате равновесие электролитической диссоциации воды смещается и в растворе появляется избыток водородных ионов, поэтому реакция среды кислая (pH < 7). Очевидно, чем полнее протекает гидролиз, тем более показатель среды отличается от состояния нейтральности.
Сразу отметим, что количественно процесс гидролиза можно охарактеризовать двумя величинами: 1) степенью гидролиза (h); 2) константой гидролиза (К г).
Степенью гидролиза называется отношение количества молекул соли, подвергшихся гидролизу, к общему количеству молекул соли в растворе; или под степенью гидролиза понимают число, показывающее, какая часть от общего количества соли гидролизована, то есть превращена действием воды в соответствующую кислоту или основание (или в кислые либо в основные соли).
Степень гидролиза вычисляют, исходя из уравнения константы диссоциации соответствующего слабого основания (или кислоты) и ионного произведения воды.
Рассмотрим эти характеристики для гидролиза соли хлорида аммония.
Запишем ещё раз уравнение гидролиза в ионно-молекулярном виде:
NH 4 + + H 2 O NH 4 OH + H +
По закону действующих масс константа равновесия этой реакции будет иметь следующий вид:
К р =
(1)
Концентрация воды практически не изменяется в растворе соли, то есть 0 = равн = const (2)
=
К р
= К г (3)
Произведение двух констант К р есть величина постоянная и называетсяконстантой гидролиза К г.
Из уравнения ионного произведения воды имеем
К H 2 O = (4)
=
(5)
Тогда уравнение (1) можно записать таким образом:
К г =
(6)
Отношение
=
,
(7)
где К осн. – константа диссоциации слабого основанияNH 4 OH.
Тогда выражение (6) имеет вид
К г =
(8)
Чем больше К г, тем сильнее соль подвергается гидролизу.
Из уравнения (3) можно вычислить степень гидролиза соли.
К г =
=
(9)
Предположим, что концентрация исходной соли равна с моль/л, степень гидролиза h, то гидролизовано ch молей соли, образовалось ch молей NH 4 OH и ch г- ионов H + .
В состоянии равновесия концентрации будут иметь следующие значения:
= (c - ch)
Подставим эти значения в уравнение (5).
,
(10)
К г
=
(11)
Так как h– незначительная величина (h ≤ 0,01),то можно принять, что (1 -h) ≈ 1
К г =
;
(12)
h
=
=
.
(13)
Из полученного уравнения следует, что степень гидролиза (h) тем больше:
чем больше К H 2 O , то есть чем выше температура (ионное произведение воды К H 2 O зависит от температуры прямо пропорционально);
чем меньше К осн, то есть чем слабее основание, образующееся в результате гидролиза;
чем меньше концентрация соли, то есть чем больше разбавлен раствор.
Таким образом, для повышения степени гидролиза необходимо разбавить раствор и поднять температуру. Мы рассмотрели 2-й вариант гидролиза соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой. К этой же разновидности солей относится и хлорид меди (II). Данная соль образована двухкислотным основаниемCu(OH) 2 и одноосновной кислотой. В таком случае процесс гидролиза протекает ступенчато. При комнатной температуре, в основном, осуществляется 1 стадия гидролиза. Запишем 1 стадию гидролиза соли хлорида меди (II) в 3-х формах:
в молекулярной форме
CuCI 2 + H 2 O CuOHCI + HCI;
в ионно-молекулярной форме
Cu 2+ + 2CI - + H 2 O (CuOH) + + CI - + H + + CI - ;
в краткой ионно-молекулярной форме
Cu 2+ + H 2 O (CuOH) + + H +
Гидролиз обусловлен образованием малодиссоциирующих частиц (CuOH) + . В результате равновесие электролитической диссоциации воды смещается, в растворе появляется избыток водородных ионов, реакция среды pH < 7. Гидролиз протекает по катиону .
Образующаяся в результате первой ступени гидролиза основная соль может подвергаться дальнейшему взаимодействию с водой. Однако вторая ступень гидролиза выражена менее сильно. Это обусловлено уменьшением К осн. при переходе от К осн.1 к К осн.2 и т.д. Например, поскольку ионы (CuOH) + диссоциируют слабее, чем Cu(OH) 2 , то он и образуется в первую очередь при гидролизе CuCI 2 .
Вторую ступень гидролиза хлорида меди (II) можно представить следующим образом:
в молекулярной форме
CuOHCI + H 2 O Cu(OH) 2 + HCI;
(CuOH) + + CI - +H 2 O Cu(OH) 2 + H + + CI - ;
в краткой ионно-молекулярной форме
(CuOH) + + H 2 O Cu(OH) 2 + H + .
БИЛЕТ № 23
1. Какая из перечисленных солей подвергается гидролизу: CuCl 2 , Na 2 SO 4 , Са(N Оз) 2 ? Рассчитать рН раствора, если концентрация этой соли равна 0.5 моль/л, а константа диссоциации основания равна Кь2 = 2.19 * .
Решение:
Сульфат натрия Na 2 SO 4 и нитрат кальция Са(NОз) 2 – соли сильных оснований и сильных кислот, поэтому гидролизу не подвергаются.
Гидролизоваться будет хлорид меди (2) CuCl 2 – соль слабого основания (Cu(OH) 2) и сильной кислоты (HCl). Гидролиз протекает по катиону , преимущественно по I ступени. Среда кислая.
Диссоциация хлорида меди (2):
CuCl 2 = Cu 2+ + 2Cl -
Гидролиз хлорида меди по первой ступени:
Cu 2+ + H 2 O ↔ CuOH + + H +
CuCl 2 + H 2 O ↔ Cu(OH)Cl + HCl
= √(К г *с)
Для солей, гидролизующихся по катиону, константа гидролиза К г равна:
К г = K w /K b , где K w = 10 -14 – ионное произведение воды, К b – константа диссоциации основания.
Т.к. гидролиз хлорида меди (2) протекает преимущественно по первой ступени, то для расчёта используем константу гидролиза по первой ступени, которая равна: К г(1) = K w /K b (2)
Итак, рН для данного раствора равен:
рН = - lg = - lg√(К г(1) *с) = - lg√(K w *с/K b (2)) = - lg√(10 -14 *0,5/2,19*10 -7) = 3,82
2. Определите рН 0.1 М раствора плавиковой кислоты (HF ), константа диссоциации которой равна К а = 6.67* .
Решение:
Плавиковая кислота – слабый электролит. Для слабых кислот концентрация водородных ионов в растворе рассчитывается по формуле:
[ H + ] = √( K а * c M ) = √(6,67*10 -4 * 0,1) = 8,17*10 -3 (моль/л)
рН = - lg = - lg 8,17*10 -3 = 2,09
3. В какую сторону сместится равновесие реакции 2СО + O 2 <=>2С O 2 а) при увеличении температуры (∆Н <0); б) при увеличении общего давления в системе?
Решение:
Согласно принципу Ле Шателье, если на систему, находящуюся в равновесии, производится какое-либо внешнее воздействие, то оно благоприятствует протеканию той из двух противоположных реакций, которая уменьшает это воздействие.
А) при повышении температуры равновесие смещается в сторону эндотермической реакции, протекающей с поглощением тепла, т.е. влево : прямая реакция экзотермическая, обратная – эндотермическая;
Б) при повышении общего давления в системе равновесие смещается в сторону уменьшения объёма, т.е. вправо (т.к. pV = const)
Решение:
Диссоциация карбоната кальция:
СаСО 3 ↔ Са 2+ + СО 3 2-
Согласно уравнению диссоциации соли,
ПР ( СаСО 3 ) = * = 2
= √ПР = √(4,4*10 -9) = 6,63*10 -5 (моль/л)
Переведём концентрацию ионов кальция в г/л:
С = М*М В = 6,63*10 -5 моль/л * 40 г/моль = 2,652*10 -3 г/л
(С – концентрация, выраженная в граммах растворённого вещества на литр раствора, М – молярная концентрация раствора, М В – молярная масса катиона кальция)
Загрузка...