16

Размещено на http://www.allbest.ru/

Уфимский государственный нефтяной технический университет

Кафедра общей и аналитической химии

Учебно-методическое пособие к лабораторным работам по теме:

Гидролиз солей

Уфа 2002

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

[H⁺] = [OH^-], 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 данной группе относятся такие соли, как NaCI, KCI, NaNO₃, Na₂SO₄ 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, как K⁺ и Na⁺, и к таким анионам, как CI^- и NO₃^-. Следовательно, соли сильного основания и сильной кислоты гидролизу 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 основания NH₄⁺, AI³⁺, Mg²⁺ и т.д. и анионом сильной кислоты (Cl^-, NO₃^-, SO₄^2- и др.), то происходит гидролиз по катиону (поляризующим действием обладает только катион соли). Примером служит процесс:

а) в молекулярной форме

NH₄CI + H₂O NH₄OH + HCI;

б) в ионно-молекулярной форме

NH₄⁺ + CI^- + H₂O NH₄OH + H⁺ + CI^- ;

в) в краткой ионно-молекулярной форме

NH₄⁺ + H₂O NH₄OH + H⁺ .

Гидролиз обусловлен образованием малодиссоциированного соединения - NH₄OH. 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:

NH₄⁺ + H₂O NH₄OH + 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 [H₂O]₀=[H₂O]_равн = const (2)

Поэтому

= К_р [H₂O] = К_г (3)

Произведение двух констант К_р [H₂O] есть величина постоянная и называется константой гидролиза К_г.

Из уравнения ионного произведения воды имеем

К_H2O = [H⁺] [OH^-] (4)

[H⁺] = (5)

Тогда уравнение (1) можно записать таким образом:

К_г = (6)

Отношение

= , (7)

где К_осн. - константа диссоциации слабого основания NH₄OH.

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 NH₄OH и ch г- ионов H⁺.

В состоянии равновесия концентрации будут иметь следующие значения:

[NH₄OH] = [H⁺] = ch

[NH₄⁺] = (c - ch)

Подставим эти значения в уравнение (5).

Получим

, (10)

К_г = (11)

Так как h - незначительная величина (h ? 0,01), то можно принять, что (1 - h) ? 1

Тогда

К_г = ; (12)

h = = . (13)

Из полученного уравнения следует, что степень гидролиза (h) тем больше:

чем больше К_H2O, то есть чем выше температура (ионное произведение воды К_H2O 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 основанием Cu(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

CuCI₂ + H₂O CuOHCI + HCI;

в ионно-молекулярной форме

Cu²⁺ + 2CI^- + H₂O (CuOH)⁺ + CI^- + H⁺ + CI^- ;

в краткой ионно-молекулярной форме

Cu²⁺ + H₂O (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 CuCI₂.

Вторую ступень гидролиза хлорида меди (II) можно представить следующим образом:

в молекулярной форме

CuOHCI + H₂O Cu(OH)₂ + HCI;

в ионно-молекулярной форме

(CuOH)⁺ + CI^- +H₂O Cu(OH)₂ + H⁺ + CI^- ;

в краткой ионно-молекулярной форме

(CuOH)⁺ + H₂O Cu(OH)₂ + H⁺.

Константа гидролиза хлорида меди (II) по I ступени связана с К(осн)₂ по II ступени; константа же гидролиза данной соли по II ступени связана с константой диссоциации основания К_(осн)1 по I ступени.

К_г1 = , (14)

К_г2 = . (15)

Так как константа диссоциации основания по I ступени значительно выше (на несколько порядков), чем константа диссоциации основания по II ступени, то

К_(осн)1 » К_(осн)2 , (16)

К_г1 » К_{г2 .} (17)

3) Если соль образована катионом сильного основания (Na⁺, K⁺ и др.) и анионом слабой кислоты (CH₃COO^-, CN^-, S^2-, CO₃^2- и т.д.), то происходит гидролиз по аниону (имеется катион - слабый поляризатор, анион - сильный поляризатор иона H⁺). Примером служит процесс:

а) в молекулярной форме

KCN + H₂O HCN + KOH;

б) в ионно-молекулярной форме

K⁺ + CN^- + H₂O HCN + K⁺ + OH^- ;

в) в краткой ионно-молекулярной форме

CN^- + H₂O HCN + OH^- .

По мере связывания ионов H⁺ ионами CN^- равновесие диссоциации воды нарушается; в растворе постепенно накапливаются ионы (OH)^-.

При установившемся химическом равновесии концентрация ионов OH^- будет значительно превышать концентрацию ионов H⁺ и раствор KCN будет иметь щёлочную реакцию (pH > 7). Гидролиз в данном случае обусловлен образованием малодиссоциированного соединения - HCN. Очевидно, чем слабее кислота, тем полнее протекает гидролиз.

Охарактеризуем количественно гидролиз соли, образованной сильным основанием и слабой кислотой.

Запишем уравнение гидролиза в ионно-молекулярной форме:

CN^- + H₂O HCN + OH^-

По закону действующих масс константа равновесия этой реакции будет иметь вид

К_р = (18)

Учитывая выражение (3), можем записать:

К_г = К_р[H₂O] = (19)

Из уравнения ионного произведения воды имеем

[OH^-] = (20)

Тогда уравнение (18) можно записать таким образом:

К_г = (21)

Отношение

= , (22)

где К_кисл - константа диссоциации слабой кислоты HCN, тогда выражение (18) принимает вид

К_г = (23)

Из уравнения (19) можно вычислить степень гидролиза цианида калия.

Предположим, что концентрация исходной соли равна с моль/л, степень гидролиза h, то гидролизовано ch молей соли, образуется при этом ch молей HCN и ch г - ионов OH^-.

В равновесии концентрации будут иметь следующие значения:

[HCN] = [OH^-] = ch

[CN^-] = c - ch

Подставим эти значения в уравнение (16):

Кг = (24)

Учитывая, что h << 1, получим

Кг = = ch² , (25)

h = = . (26)

Из полученного уравнения следует, что степень гидролиза в данном случае тем больше:

чем больше КH₂O, то есть чем выше температура;

чем меньше константа диссоциации кислоты (К_кисл.), то есть чем слабее кислота, соль которой подвергается гидролизу;

чем меньше концентрация соли.

Таким образом, и в случае гидролиза соли, образованной сильным основанием и слабой кислотой, для усиления гидролиза надо разбавить раствор и повысить температуру.

Рассмотрим третий случай: гидролиз соли, образованной сильным основанием и слабой кислотой.

К данному типу солей относится карбонат натрия Na₂CO₃. Эта соль образована однокислотным основанием NaOH и двухосновной кислотой H₂CO₃. В таком случае процесс гидролиза протекает ступенчато. При комнатной температуре, в основном, осуществляется 1 ступень гидролиза.

Запишем первую ступень гидролиза карбоната натрия в 3-х формах:

а) в молекулярной форме

Na₂CO₃ + H₂O NaHCO₃ + NaOH;

б) в ионно-молекулярной форме

2Na⁺ + (CO₃)^2- + H₂O Na⁺ + (HCO₃)^- + Na⁺ + (OH)^-;

в) в краткой ионно-молекулярной форме

(CO₃)^2- + H₂O (HCO₃)^- + (OH)^- .

Гидролиз обусловлен образованием малодиссоциирующих частиц (HCO₃)^-. Это приводит к смещению равновесия электролитической диссоциации воды, в растворе появляется избыток гидроксильных ионов, реакция среды pH > 7. Гидролиз протекает по аниону. Образующаяся в результате первой ступени гидролиза по аниону кислая соль - гидрокарбонат натрия - может подвергаться дальнейшему взаимодействию с водой. Но вторая ступень гидролиза имеет меньшую величину константы гидролиза, чем первая ступень. Это обусловлено уменьшением константы диссоциации кислоты при переходе от К_кисл1 к К_кисл2; например, если ион HCO₃^- диссоциирует слабее, чем H₂CO₃,то он и образуется в первую очередь при гидролизе Na₂CO₃.

По второй ступени гидролиз протекает следующим образом:

а) в молекулярной форме

NaHCO₃ + H₂O NaOH + H₂CO₃;

б) в ионно-молекулярной форме

Na⁺ + (HCO₃)^- + H₂O Na⁺ +OH^- + H₂CO₃;

в) в краткой ионно-молекулярной форме

(HCO₃)^- + H₂O OH^- + H₂CO_{3 .}

Константа гидролиза карбоната натрия по I ступени связана с константой диссоциации кислоты по 2-й ступени К_кисл2, константа же гидролиза по 2-й ступени связана с константой диссоциации кислоты по I ступени К_кисл1.

Кг₁ = , (27)

Кг₂ = . (28)

Константа диссоциации H₂CO₃ по I ступени превышает константу диссоциации HCO₃^- на несколько порядков. Так как К_кисл1»К_кисл2, то К_г1 »К_г2.

4) Если соль образована катионом слабого основания и анионом слабой кислоты, то происходит гидролиз и по катиону и по аниону одновременно (поляризующим действием обладает и катион и анион соли). Примером может служить процесс гидролиза соли ацетата аммония:

а) в молекулярной форме

CH₃COONH₄ + H₂O CH₃COOH + NH₄OH ;

б) в ионно-молекулярной форме

CH₃COO^- + NH₄⁺ + H₂O CH₃COOH +NH₄OH .

Реакция и pH раствора определяется в данном случае силой образующихся слабых кислот и оснований. В этом случае константа электролитической диссоциации при 25⁰С.

К_NH4OH = 1,79 _* 10^-5

К_CH3COOH = 1,86 _* 10^-5,

то есть почти одинаковы, связывание ионов H⁺ и OH^- происходит в равной степени, а поэтому и реакция раствора остаётся практически нейтральной

pH ? 7.

Таким образом, среда раствора зависит от соотношения константы диссоциации основания и константы диссоциации кислоты, которые получаются в результате гидролиза.

Если константа диссоциации основания больше константы диссоциации кислоты, то среда щёлочная (pH > 7).

Например, гидролиз соли NH₄CN.

NH₄CN + H₂O NH₄OH + HCN

NH₂⁺ + CN^- + H₂O NH₄OH + HCN

В этом случае константа электролитической диссоциации при 25 ⁰С

К_NH4OH = 1,79 _* 10^-5

К_HCN = 7,9*10^-10

Так как Косн > Ккисл, то среда щёлочная и pH > 7.

Если константа диссоциации кислоты больше константы диссоциации основания, то среда кислая (pH < 7). Например, гидролиз соли Fe(CH₃COO)₃:

Fe(CH₃COO)₃ + H₂O Fe(OH)₃v + CH₃COOH

Fe³⁺ + 3CH₃COO- + H₂O Fe(OH)₃v +CH₃COOH

В этом случае константа электролитической диссоциации при 25 ⁰С:

К_CH3COOH = 1,86 _* 10^-5

К_Fe(OH)3 = 2,4*10^-23

Так как Ккисл > Косн, то среда кислая и pH < 7.

Охарактеризуем количественно гидролиз соли, образованной слабым основанием и слабой кислотой. Запишем уравнение гидролиза в ионно-молекулярной форме:

CH₃COO^- + NH₄⁺ + H₂O CH₃COOH + NH₄OH

По закону действующих масс константа равновесия этой реакции будет иметь вид

К_р = ; (29)

концентрация воды в растворе соли есть величина постоянная [H₂O] = const, поэтому

К_г = К_р[H₂O] = (30)

Умножим и числитель и знаменатель на ионное произведение воды

КH₂O = [H⁺] _* [OH^-] (31)

Тогда уравнение (30) можно записать таким образом:

Кг = (32)

, (33)

, (34)

где К_кисл - константа диссоциации CH₃COOH, а К_осн - константа диссоциации NH₄OH.

Итак, в данном случае

Кг = . (35)

Из полученного уравнения следует, что константа гидролиза тем больше, чем больше K_H2O, чем меньше константа диссоциации кислоты (К_кисл) и основания (К_осн), то есть чем слабее кислота и основание, образующие соль, подвергающуюся гидролизу.

Гидролиз представляет собой в большинстве случаев обратимый процесс, следовательно, может установиться равновесие.

Рассмотрим это на примере гидролиза хлорида сурьмы (III) SbCI₃:

I стадия:

а) в молекулярной форме

SbCI₃ + H₂O Sb(OH)CI₂v+HCI;

б) в ионно-молекулярной форме

Sb³⁺ + 3CI^- + H₂O [Sb(OH)]²⁺ + 2CI^- + H⁺ + CI^-;

в) в краткой ионно-молекулярной форме

Sb³⁺+ H₂O [Sb(OH)]²⁺ + H⁺.

II стадия:

а) в молекулярной форме

Sb(OH)CI₂ + H₂O Sb(OH)₂CI + HCI;

б) в ионно-молекулярной форме

[Sb(OH)]²⁺ + 2CI^- + H₂O [Sb(OH)₂]⁺ + CI^- + H⁺ + CI^-;

в) в краткой ионно-молекулярной форме

[Sb(OH)]²⁺ + H₂O [Sb(OH)₂]⁺ + H⁺.

Полученная основная соль Sb(OH)₂CI при стоянии разлагается по схеме

Sb(OH)₂CI SbOCI + H₂O

хлористый

антимонил

и гидролиз по третьей ступени не протекает.

Установившееся химическое равновесие можно сместить.

Внесение в рассматриваемую равновесную систему HCI растворяет осадок хлористого антимонила SbOCI и по принципу Ле-Шателье сдвигает равновесие влево, то есть в сторону образования ионов Sb³⁺. Добавление воды способствует усилению гидролиза, что сопровождается выпадением осадка SbOCI.

Введение в раствор сильного электролита, образующегося в результате гидролиза, уменьшает степень гидролиза соли. Наоборот, связывание какого-либо из веществ, образующихся при гидролизе, или введение воды усиливает гидролиз.

Однако известны случаи и полного (необратимого) гидролиза. Если вещество, образующееся в результате гидролиза, выпадает в осадок или улетучивается в виде газа, то это делает гидролиз необратимым.

Следовательно, когда продукты гидролиза уходят из реакции, гидролиз

протекает необратимо. Например:

AI₂S₃ + 6H₂O 2AI(OH)₃v + 2 H₂S^

Такого рода соли не могут существовать в растворе.

В общем виде гидролиз солей можно представить в виде сводной таблицы.

ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ

Образующие соль	Продукты гидролиза	Реакция раствора, величина pH
Основание	Кислота	Характерные катионы	Характерные анионы
1. Сильное	Сильное	Катионы щелочных и щелочноземельных металлов	SO42-; NО3-; CI-; Br-; J-; CIO4-; MnO4- и др.	-	Нейтральная pH = 7
2. Сильное	Слабое	Катионы щелочных и щелочноземельных металлов	CO32-; SO32-; S2-; PO43-; CN- и др.	Кислые соли, содержащие ионы: HSO3-; HPO42-; H2PO4- и т.д.	Щелочная pH > 7
3. Слабое	Сильное	Cu2+; Fe3+; Zn2+; Mn2+; AI3+; Ni3+.	SO42-; NО3-; CI-; Br-; J-; CIO4-; MnO4- и др.	Основные соли, содержащие ионы: [Cu(OH)]+; [Fe(OH)]2+ и др.	Кислая pH < 7
4. Слабое	Слабое	Cu2+; Fe3+; Zn2+; Mn2+; AI3+; Ni3+.	CO32-; SO32-; S2-; PO43-; CN- и др.	Основание и кислота	Почти нейтральная pH ? 7 (зависит от соотношения Косн. и Ккисл.)

Примеры решения задач

1. Вычислить степень гидролиза цианида калия при концентрации 0,1 и 0,001 г-экв/л, если константа диссоциации HCN = 7,2 _* 10^-10.

Решение

1) Запишем уравнение диссоциации HCN:

гидролиз ион диссоциация соль

HCN H⁺ + CN^-

KHCN =

2) Запишем уравнение гидролиза KCN в 3-х формулах:

а) молекулярной

KCN + H₂O HCN + KOH;

б) ионно-молекулярной

K⁺ + CN^- + H₂O HCN + K⁺ + OH^- ;

в) в краткой ионно-молекулярной форме

CN^- + H₂O HCN + OH^- .

Подставляем данные значения в формулу определения степени гидролиза:

h = = = 0.0118,

% = 0.0118100 = 1.18%; h = 1,18 .

Для с= 0,001 имеем h == = 0.118

h = 0.118 100 = 11,8%.

2. Вычислить К гидролиза, h и pH 0,1 моль/л раствора CH₃COONa.

Решение:

Запишем уравнение гидролиза CH₃COONCI в 3-х формулах:

а) молекулярной

CH₃COONa + H₂O CH₃COOH + NaOH;

б) ионно-молекулярной

CH₃COO^- + Na⁺ + H₂O CH₃COOH + Na⁺ + OH^- ;

в) краткой ионно-молекулярной

CH₃COO^- + H₂O CH₃COOH + OH^- .

Kг = ,

KCH₃COOH = 1,74 10^-5 ,

KH₂O = 10^-14 ,

Kг = = 5,7 10^-10 ;

степень гидролиза h определяем по формуле

h = = = 7,410^-5 или h = 0,0076 %

[OH^-]^- = c h

[OH^-] = 10^-1 7,6 10^-6 моль;

ионное произведение воды

[H⁺] [OH^-] = KH₂O ,

отсюда [H+] = ; pH = - Ig [H⁺],

отсюда pH = - Ig ? 6,88 .

3. Вычислить, чему равна константа гидролиза, h и pH 0,1 моль/л раствора фосфата натрия Na₃PO₄.

Решение:

Запишем уравнение гидролиза по 3-м ступеням в 3-х формах:

I ступень:

а) молекулярная

Na₃PO₄ + H₂O Na₂HPO₄ + NaOH;

б) ионно-молекулярная

3Na⁺ + PO₄^3- + H₂O 2Na⁺ + (HPO₄)^2- + Na⁺ + OH^- ;

в) краткая ионно-молекулярная

PO₄^3- + H₂O HPO₄^2- + OH^- .

II ступень:

а) молекулярная

Na₂HPO₄ + H₂O NaH₂PO₄ + NaOH;

б) ионно-молекулярная

2 Na⁺ + HPO₄^2- + H₂O Na⁺ + H₂PO₄ + Na⁺ + OH^- ;

в) краткая ионно-молекулярная

HPO₄^2- + H₂O H₂PO₄^- + OH^- .

III ступень:

а) молекулярная

NaH₂PO₄ + H₂O H₃PO₄ + Na⁺ + OH^- ;

б) ионно-молекулярная

Na⁺ + H₂PO₄^- + H₂O H₃PO₄ + NaOH;

в) краткая ионно-молекулярная

H₂PO₄ + H₂O H₃PO₄ + OH^- .

Хотя ионы HPO₄^2- и H₂PO₄^- способны гидролизоваться, однако степени гидролиза ионов HPO₄^2- и H₂PO₄^- малы.

Второй и третьей стадией гидролиза можно пренебречь.

Тогда К гидролиза, h и pH раствора определяем для уравнения

PO₄^3- + H₂O HPO₄ + OH^-

Из табл. 2 имеем:

KH₃PO₄ = 7,6 10^-3,

KH₂PO₄^- = 6,2 10^-8,

KHPO₄^2- = 44 10^-13,

Кг = = = = 0,023.

Для определения h воспользуемся формулой

h = = = 0.377, или в процентах 37,7%.

Отсюда

[OH^-] = ch = 0,1 0,377 = 3,77 10^-2,

pOH ? 1,42 ,

pH = 10 - 1,42 = 12,6 .

4. Как будет изменяться pH при растворении в воде солей CuCI₂, Na₂SO₃, K₂SO₄ ?

1) Гидролиз соли CuCI₂ проходит ступенчато (в основном по I ступени) по катиону Cu²⁺.

Первая ступень гидролиза в 3-х формах:

а) молекулярная

CuCI₂ + H₂O Cu(OH)CI + HCI;

б) ионно-молекулярная

Cu²⁺ + 2CI^- + H₂O (CuOH)⁺ + CI^- + H⁺ + CI^- ;

в) краткая ионно-молекулярная

Cu²⁺ + H₂O (CuOH)⁺v + H⁺ _.

2. Вторая ступень гидролиза практически не протекает:

а) молекулярная

Cu(OH)CI + H₂O (CuOH)₂v + HCI;

б) ионно-молекулярная

(CuOH)⁺ + CI^- + H₂O (CuOH)₂v + H⁺ + CI^- ;

в) краткая ионно-молекулярная

(CuOH)⁺ + H₂O (CuOH)₂v + H⁺ .

2) Гидролиз соли Na₂SO₃ гидролиз протекает по аниону.

I ступень гидролиза:

а) молекулярная

Na₂SO₃ + H₂O NaHSO₃ + NaOH;

б) ионно-молекулярная

2Na⁺ + SO₃^2- + H₂O Na⁺ + HSO₃^- + Na⁺ + OH^- ;

в) краткая ионно-молекулярная

SO₃^2- + H₂O HSO₃^- + OH^- .

II ступень гидролиза:

а) молекулярная

NaHSO₃ + H₂O H₂SO₃ + NaOH ;

б) ионно-молекулярная

Na⁺ + HSO₃^-+ H₂O H₂SO₃ + Na⁺ + OH^- ;

в) краткая ионно-молекулярная

HSO₃^-+ H₂O H₂SO₃ + OH^- .

3) Соль K₂SO₄ образована сильным основанием (КОН) и сильной кислотой (Na₂SO₄).

Гидролизу не подвергается, pH = 7.

5. Закончить уравнение реакции с учётом возможности необратимого гидролиза образуемых солей.

AI₂(SO₄)₃ + Na₂S + H₂O ?

Гидролиз в данном случае идёт до конца, так как образуются осадок AI(OH)₃ и газ H₂S.

Уравнение гидролиза будет выглядеть следующим образом:

AI₂(SO₄)₃ + 3Na₂S + 6H₂O 3Na₂SO₄ + 2AI(OH)₃v + 3H₂S^

Вопросы и задачи

1. Написать ионно-молекулярные уравнения реакции гидролиза с указанием pH при растворении в воде следующих солей: сульфата цинка, нитрата калия, хлорида цезия, сульфата хрома (III).

2. Написать в ионно-молекулярной форме уравнения гидролиза следующих солей: K₂S, K₂CO₃, Li₂S, K₃PO₄, K₂SO₃.

3. Написать в молекулярной форме уравнение гидролиза гидросолей и определить pH среды их водных растворов: NaHSO₃, NaHS, KHCO₃, Na₂HPO₄, NaH₂PO₄.

4. Написать в молекулярно-ионной форме уравнение гидролиза солей и указать реакцию их водных растворов: ZnCI₂, Cu(NO₃)₂, FeSO₄, AICI₃, CrCI₃.

5. Написать молекулярно-ионные формы уравнений гидролиза (отдельно для катиона и аниона) и указать реакцию водных растворов солей: (NH₄)₂S, (NH₄)₂SO₃, (NH₄)₃PO₄, (NH₄)₂HPO₄.

6. Написать молекулярно-ионные формы уравнений гидролиза и указать реакцию водных растворов солей:

а) NH₄HS; б) NH₄HSO₃; в)NH₄H₂PO₄.

7. Написать молекулярно-ионные формы уравнений гидролиза и указать реакцию водных растворов солей:

а) AI(CH₃COO)₃; б) Fe(HCOO)₃; в) Cu(CH₃COO)₃.

8. Написать в молекулярной и молекулярно-ионной форме уравнения реакций и объяснить механизм их протекания:

а) Fe₂(SO₄)₃ + Na₂CO₃ + H₂O ......

б) AICI₃ + (NH₄)₂S + H₂O ......

в) Cr₂(SO₄)₃ + (NH₄)₂S + H₂O ......

9. Написать в молекулярной и молекулярно-ионной форме уравнения реакций и объяснить механизм их протекания:

а) AICI₃ + CH₃COONa + H₂O AI(OH) (CH₃COO)₂ + ......

б) CuSO₄ + Na₂CO₃ + H₂O [Cu(OH)]₂CO₃ + ......

в) Na₂SiO₃ + NH₄CI + H₂O ......

10. Указать, не производя вычислений, в каком из растворов двух солей равной концентрации pH больше или меньше (см. табл. 2):

а) NaCIO₄ и NaCIO ;

б) K₂S и K₂Se ;

в) Na₂CO₃ и NaHCO_{3 .}

11. Указать, не производя вычислений, в каком из растворов двух солей равной концентрации pH больше или меньше (см. табл. 2).

а) CH₃COONa и HCOONa ;

б) Na₂CO₃ и NaSO₃ ;

в) HCOONa и HCOONH_{4 .}

12. Охарактеризовать поведение в растворе следующих солей и указать реакцию их водных растворов: HCOOK, NH₄Br, K₂HPO₄, Cu(NO₃)₂.

13. Раствор NaH₂PO₄ имеет слабо кислую, а раствор Na₃PO₄ имеет сильнощёлочную реакцию. Объяснить эти факты, подтвердить уравнениями.

14. При сливании водных растворов Cr(NO₃)₃ и Na₂S образуется осадок Cr(OH)₃ и выделяется газ. Составить молекулярное и ионно-молекулярное уравнение реакций.

15. Какие из перечисленных солей подвергаются гидролизу:

а) NaHCO₃; б) NaCN; в) KNO₃.

Написать молекулярные и ионно-молекулярные уравнения гидролиза.

16. Вычислить константу гидролиза фторида калия, определить степень гидролиза этой соли в 0,01 М растворе и pH раствора.

17. Вычислить pH 0,02 раствора соды Na₂CO₃, учитывая только первую ступень гидролиза.

18. Сравнить степень гидролиза соли и pH среды в 0,1 М и 0,001 М растворах цинанида калия.

19. При 60⁰С ионное произведение воды КH₂O = 10^-12. Считая, что константа диссоциации хлориноватистой кислоты не изменяется с температурой, определить pH 0,001Н раствора KOCI при 25 и 60⁰С.

20. pH 0,1М раствора натриевой соли органической одноосновной кислоты равен 10.

Вычислить К диссоциации этой кислоты.

21. Исходя из значений К диссоциации соответствующих кислот и оснований, указать реакцию водных растворов следующих солей: NH₄CN, NH₄F, (NH₄)₂S.

22. Почему раствор NaHCO₃ имеет слабощелочную среду, а NaHSO₃ слабокислую реакцию? Ответ обосновать.

23. Вычислить константу гидролиза карбоната натрия, степень гидролиза соли в 0,1 М растворе и pH среды.

24. Вычислить константу гидролиза ортофосфата калия. Каков pH в 2,4 М растворе Na₃PO₄.Определить степень гидролиза.

25. Вычислить константу гидролиза ортофосфата калия. Каков pH в 3 Н растворе Na₃PO₄. Какова степень гидролиза?

26. Вычислить константу гидролиза сульфита натрия, степень гидролиза и pH 0,6 М раствора.

27. Вычислите pH 0,2 М раствора NaHCOO, если KHCOOH =1,710^-4.

28. Оцените pH раствора, полученного растворением 0,001 г NH₄CI в 10 л воды. KNH₄OH = 1,810^-5.

29. В чем состоит отличие реакций гидролиза AI(CH₃COO)₃ и AI₂S₃ ?

30. Объясните, почему при введении в раствор FeCI₃ раствора соды в осадок выпадает не карбонат железа, а его гидроксид. Напишите уравнение процессов.

31. Составьте уравнение реакций, протекающих в водных растворах:

а) AICI₃ + H₂O

б) AICI₃ + (NH₄)₂S + H₂O

в) AICI₃ + (NH₄)₂CO₃ + H₂O

32. Предполагают, что гидролиз буры протекает в 2 стадии:

B₄O7^2- + 3H₂O 2H₃BO₃ + 2BO₂^-

BO₂^- + 2H₂O H₃BO₃ + OH^-

Как рассчитать pH раствора буры известной концентрации ?

33. Вычислите pH раствора, в 5л которого содержится 20 г NH₄CI, если KNH₄OH = 1,8 10^-5.

34. У какого раствора pH больше SnCI₂ или SnCI₄ (при одинаковых концентрациях)?

35. Отличается ли гидролиз AICI₃ от AIF₃? Ответ обосновать уравнениями.

36. Приведите возможные способы смещения равновесия реакций гидролиза вправо и влево.

37. Приготовлены растворы солей Na₂CO₃, FeCI₃ и CuSO₄. Напишите по-стадийно уравнения гидролиза. Как осуществить последнюю стадию гидролиза ?

38. Расположите соединения Na₂CO₃, NaHCO₃ и NaOH в порядке увеличения pH их растворов одинаковой концентрации.

39. Напишите сокращенным молекулярно-ионным способом уравнения реакций гидролиза следующих солей:

FeCI₃; 2) Fe₂(SO₄)₃; 3) Fe(OH)CI₂.

40. Напишите сокращённое молекулярно-ионное уравнение реакций гидролиза следующих солей:

1) NaNO₃; 2) NH₄NO₂; 3) NH₄NO₃.

41. Напишите сокращённое молекулярно-ионное уравнение реакций гидролиза следующих солей:

1) Zn(NO₃)₂; 2) Cu(NO₃)₂; 3)Ca(NO₂)₂.

42. Напишите сокращённое молекулярно-ионное уравнение реакций гидролиза следующих солей:

Cu(CH₃COO)₂; 2) CuSO₄; 3) Cu(OH)NO₃.

Укажите реакцию среды.

43. Укажите способы смещения равновесия реакций гидролиза вправо:

CO₃^2- + H₂O HCO₃^- + OH^-

HCO₃^- + H₂O H₂CO₃ + OH^-

44. Приготовлены растворы солей Na₂CO₃, FeCI₃ и CuSO₄. Напишите по-стадиям уравнения реакций их гидролиза. Как осуществить последнюю стадию гидролиза.

45. Какие соли железа гидролизуются сильнее: FeCI₂ или FeCI₃ и почему? Ответ обосновать.

46. Вычислите pH 0,1 М раствора NH₄CI (KNH₄OH = 1,8 10^-5).

47. Раствор, содержащий в 1л 3,81 г тетрабората натрия Na₂B₄O₇ 10H₂O (бура), имеет pH = 9,18. Напишите уравнение реакции гидролиза и вычислите константу первой стадии гидролиза, предполагая, что она обусловливает щёлочную среду раствора.

48. Вычислите константу диссоциации BeOH⁺

BeOH⁺ = Be²⁺ + OH^-

исходя из того, что pH 2 10^-2М раствора BeCI₂ составляет 4,2.

49. Соли, образованные многоосновными кислотами и многокислотными основаниями, гидролизуются по ступеням. Докажите, что полная константа гидролиза равна произведению константы гидролиза всех ступеней гидролиза.

50. Вычислите pH 0,2 М раствора NaHCOO, если KNaHCOO = 1,7 _* 10^-4.

51. У какого раствора pH больше: SnCI₂ или SnCI₄ (при одинаковых концентрациях)?

52.Напишите сокращенное молекулярно-ионное уравнение реакций гидролиза следующих солей (если возможно):

NaCIO₄, NH₄CIO₄, Na₂S.

53. При каких условиях можно ожидать (теоретически) нейтральную реакцию среды раствора соли ?

54. Реакция среды водного раствора MgCI₂ нейтральна. О чём это говорит?

55. Напишите сокращенное молекулярно-ионное уравнение реакций гидролиза следующих солей:

NaCH₃COO, NH₄CH₃COO, Fe(OH)SO₄.

56. Водные растворы HCI и FeCI₃ показывают кислую среду. Это объясняется протеканием следующих процессов:

HCI + H₂O = H₂O⁺ +CI^-

FeCI₃ + 2H₂O H₃O⁺ + CI^- + FeOHCI₂

Укажите признаки сходства и различия этих процессов. Назовите процессы.

57. Разбавленные растворы LiJ и CsF нейтральны. По мере повышения концентрации раствор LiJ начинает показывать кислую реакцию, а раствор CsF - щёлочную. Как это объяснить ?

58. Предскажите реакцию среды (кислая или щёлочная) водных растворов Na₃PO₄, Na₂HPO₄ и NaH₂PO₄.

59. Напишите сокращенное молекулярно-ионное уравнение реакций гидролиза следующих солей:

Fе(NO₃)₃, Fe(OH)₂NO₃, Cu(NO₃)₂.

60. Определите pH 0,1 М раствора ортофосфата калия.

Варианты контрольных заданий

Вариант	Номер задачи
1	2
1	1	16	31	46
2	2	17	32	47
3	3	18	33	48
4	4	19	34	49
5	5	20	35	50
6	6	21	36	51
7	7	22	37	52
8	8	23	38	53
9	9	24	39	54
10	10	25	40	55
11	11	26	41	56
12	12	27	42	57
13	13	28	43	58
14	14	29	44	59
15	15	30	45	60

Лабораторная работа «Гидролиз солей»

Опыт 1. Определение pH растворов кислот и оснований:

HCI, CH₃COOH, NaOH, NH₄OH

На часовое стекло положить полоски универсального индикатора, нанести на них 1-2 капли испытуемого раствора и тотчас же сравнить окраску бумаги со шкалой универсального индикатора. Сделать выводы о силе электролитов. Записать уравнения диссоциации.

Опыт 2. На отдельные часовые стёкла положить полоски универсального индикатора и нанести на них 1-2 капли растворов: MgCI₂, CuSO₄, NaCI, Na₂SO₄, Na₂CO₃. Определить pH растворов этих солей, сравнивая со шкалой универсального индикатора. Какие из испытуемых солей подвергаются гидролизу? Составьте молекулярные и ионные уравнения реакций гидролиза этих солей.

Опыт 3. Влияние температуры на гидролиз

В пробирку внести 5 капель раствора FeCI₃ и 5 капель раствора CH₃COONa одинаковой нормальности. Нагреть смесь до кипения. Наблюдать выпадение бурого осадка основных уксуснокислых солей железа. Написать уравнение реакции гидролиза уксуснокислого железа (III).

Опыт 4. Влияние разбавления раствора на гидролиз

Нанести на часовое стекло 1-2 капли SbCI₃ и 3-4 капли H₂O. Наблюдать образование осадка основной соли Sb(OH)₂CI, которая легко теряет воду.

Написать уравнение реакции гидролиза SbCI₃ с образованием хлористого антимонила SbOCI.

Опыт 5. Обратимость гидролиза

а) К раствору SbCI₃ с осадком SbOCI (оп. 4) прилить 1-2 капли HCI до растворения осадка. Затем добавить 3 капли H₂O.

Дать объяснение наблюдаемым явлениям.

б) Внести в пробирку 10 капель 0,5 н раствора CH₃COONa и 1 каплю фенолфталеина. Нагреть жидкость до кипения. Наблюдать появление розовой окраски раствора. При охлаждении раствора окраска снова исчезает. Написать уравнение гидролиза CH₃COONa. Дать объяснение наблюдаемым явлением.

Опыт 6. Полный гидролиз

В две пробирки внести по 5 капель раствора соли алюминия и к ней добавить 5 капель раствора Na₂CO₃. Наблюдать выпадение белого аморфного осадка и выделение CO₂. Убедитесь в том, что в осадке находится AI(OH)₃. В одной из пробирок осадок обработать разбавленной соляной кислотой, а в другой - раствором едкого натра. В обоих случаях наблюдать растворение осадка.

Составить уравнения реакций.

Константы диссоциации некоторых слабых электролитов в водных растворах при 25⁰С

Электролит	К
Азотистая кислота	HNO2		2,6 10-5
Аммония гидроксид	NH4OH		4 10-4
Борная кислота	H3BO3	K1	5,8 10-4
Бромноватистая кислота	HOBr		2,1 10-9
Водорода пероксид	H2O2	K1	2,6 10-12
Кремниевая кислота	H2SiO3	K1 K2	2,2 10-10 1,6 10-12
Муравьиная кислота	HCOOH		1,8 10-4
Сернистая кислота	H2SO3	K1 K2	1,6 10-2 6,3 10-8
Сероводород	H2S	K1 K2	6 10-8 1 10-14
Угольная кислота	H2CO3	K1 K2	4,5 10-7 4,7 10-11
Уксусная кислота	CH3COOH		1,8 10-5
Фосфорная кислота	H3PO4	K1 K2 K3	7,5 10-3 6,3 10-8 1,3 10-12
Циановодород	HCN		7,9 10-10
Щавелевая кислота	H2C2O4	K1 K2	5,4 10-2 5,4 10-5

Список литературы

Карапетьянц М.Х., Дракин С.И.. Общая и неорганическая химия.- М.: Химия, 1988.- 632 с.

Зайцев О.С. Задачи и вопросы по химии.- М.: Химия, 1985.- 301 с.

Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии.- Л.: Химия, 1986.- 270 с.

Гольбрайх З.Е. Сборник задач и упражнений по химии.- М.: Высшая школа, 1984.- 224 с.

Щекотурова В.Я., Сыркин А.М. Гидролиз. Методические указания для преподавателей средних специальных учебных заведений.- Уфа, 1980.

Размещено на Allbest.ru

...