Гидролиз солей

Понятие гидролиза, описание его степени. Характеристики гидролиза соли хлорида аммония. Процесс образования малодиссоциирующих частиц, установление химического равновесия концентрации ионов. Смещение равновесия электролитической диссоциации воды.

Рубрика Химия
Вид методичка
Язык русский
Дата добавления 16.11.2015
Размер файла 80,8 K

Отправить свою хорошую работу в базу знаний просто. Используйте форму, расположенную ниже

Студенты, аспиранты, молодые ученые, использующие базу знаний в своей учебе и работе, будут вам очень благодарны.

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-, SO42- 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 (Кг).

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:

Кр = (1)

Концентрация воды практически не изменяется в растворе соли, то есть [H2O]0=[H2O]равн = const (2)

Поэтому

= Кр [H2O] = Кг (3)

Произведение двух констант Кр [H2O] есть величина постоянная и называется константой гидролиза Кг.

Из уравнения ионного произведения воды имеем

КH2O = [H+] [OH-] (4)

[H+] = (5)

Тогда уравнение (1) можно записать таким образом:

Кг = (6)

Отношение

= , (7)

где Косн. - константа диссоциации слабого основания NH4OH.

Тогда выражение (6) имеет вид

Кг = (8)

Чем больше Кг, тем сильнее соль подвергается гидролизу.

Из уравнения (3) можно вычислить степень гидролиза соли.

Кг = = (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)

Кг = (11)

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

Тогда

Кг = ; (12)

h = = . (13)

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

чем больше КH2O, то есть чем выше температура (ионное произведение воды КH2O зависит от температуры прямо пропорционально);

чем меньше Косн, 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 Косн. при переходе от Косн.1 к Косн.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.

Кг1 = , (14)

Кг2 = . (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)

Кг1 » Кг2 . (17)

3) Если соль образована катионом сильного основания (Na+, K+ и др.) и анионом слабой кислоты (CH3COO-, CN-, S2-, CO32- 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

Кр = (18)

Учитывая выражение (3), можем записать:

Кг = Кр[H2O] = (19)

Из уравнения ионного произведения воды имеем

[OH-] = (20)

Тогда уравнение (18) можно записать таким образом:

Кг = (21)

Отношение

= , (22)

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

Кг = (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 (Ккисл.), 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 Ккисл1 к Ккисл2; 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- + H2CO3 .

Константа гидролиза карбоната натрия по I ступени связана с константой диссоциации кислоты по 2-й ступени Ккисл2, константа же гидролиза по 2-й ступени связана с константой диссоциации кислоты по I ступени Ккисл1.

Кг1 = , (27)

Кг2 = . (28)

Константа диссоциации H2CO3 по I ступени превышает константу диссоциации HCO3- на несколько порядков. Так как Ккисл1»Ккисл2, то Кг1 »Кг2.

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.

КNH4OH = 1,79 * 10-5

КCH3COOH = 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

КNH4OH = 1,79 * 10-5

КHCN = 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:
КCH3COOH = 1,86 * 10-5

КFe(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

Кр = ; (29)

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

Кг = Кр[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 Ккисл - константа диссоциации CH3COOH, а Косн - константа диссоциации NH4OH.

Итак, в данном случае

Кг = . (35)

Из полученного уравнения следует, что константа гидролиза тем больше, чем больше KH2O, чем меньше константа диссоциации кислоты (Ккисл) и основания (Косн), 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+ + PO43- + H2O 2Na+ + (HPO4)2- + Na+ + OH- ;

в) краткая ионно-молекулярная

PO43- + H2O HPO42- + OH- .

II ступень:

а) молекулярная

Na2HPO4 + H2O NaH2PO4 + NaOH;

б) ионно-молекулярная

2 Na+ + HPO42- + H2O Na+ + H2PO4 + Na+ + OH- ;

в) краткая ионно-молекулярная

HPO42- + 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 HPO42- и H2PO4- способны гидролизоваться, однако степени гидролиза ионов HPO42- и H2PO4- малы.

Второй и третьей стадией гидролиза можно пренебречь.

Тогда К гидролиза, h и pH раствора определяем для уравнения

PO43- + H2O HPO4 + OH-

Из табл. 2 имеем:

KH3PO4 = 7,6 10-3,

KH2PO4- = 6,2 10-8,

KHPO42- = 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+ + SO32- + H2O Na+ + HSO3- + Na+ + OH- ;

в) краткая ионно-молекулярная

SO32- + 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 NaHCO3 .

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 HCOONH4 .

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:

B4O72- + 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:

CO32- + 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

...

Подобные документы

  • Расчетные методы определения рН. Примеры уравнений реакций гидролиза солей. Понятие и формулы расчета константы и степени гидролиза. Cмещение равновесия (вправо, влево) гидролиза. Диссоциация малорастворимых веществ и константа равновесия этого процесса.

    лекция [21,7 K], добавлен 22.04.2013

  • Гидролиз соли слабой кислоты и сильного основания, сильной кислоты и слабого основания, слабой кислоты и слабого основания. Количественные характеристики гидролиза. Подавление и усиление гидролиза солей. Факторы, влияющие на степень гидролиза.

    реферат [73,9 K], добавлен 25.05.2016

  • Основные особенности гидролиза, который приводит к образованию слабого электролита. Характеристика гидролиза солей в водном растворе. Значение гидролиза в химическом преобразовании земной коры. Развитие гидролиза в народном хозяйстве и в жизни человека.

    конспект урока [124,7 K], добавлен 20.11.2011

  • Характеристика гидролиза солей. Виды реакций нейтрализации между слабыми и сильными кислотами и основаниями. Почвенный гидролиз солей и его значение в сельском хозяйстве. Буферная способность почвы: обмен катионов и анионов в процессе минерализации.

    контрольная работа [56,1 K], добавлен 22.07.2009

  • Определение и классификация солей, уравнения реакций их получения. Основные химические свойства солей, четыре варианта гидролиза. Качественные реакции на катионы и анионы. Сущность процесса диссоциации. Устойчивость некоторых солей к нагреванию.

    реферат [12,9 K], добавлен 25.02.2009

  • Понятие гидролиза как реакции обменного разложения веществ водой; его роль в народном хозяйстве, повседневной жизни. Классификация солей в зависимости от основания и кислоты. Условия смещения реакций обратимого гидролиза согласно принципу Ле Шателье.

    презентация [411,8 K], добавлен 02.05.2014

  • Свойство водных растворов солей, кислот и оснований в свете теории электролитической диссоциации. Слабые и сильные электролиты. Константа и степень диссоциации, активность ионов. Диссоциация воды, водородный показатель. Смещение ионных равновесий.

    курсовая работа [157,0 K], добавлен 23.11.2009

  • Гидролиз как реакция обменного разложения веществ водой. Гидролиз галогеналканов, сложных эфиров, дисахаридов, полисахаридов. Разложение веществ по аниону и катиону. Соли, образованные сильной кислотой и основанием. Способы усиления, подавления гидролиза.

    презентация [60,5 K], добавлен 19.11.2013

  • Знакомство с законом Авогадро, сущность периодической системы элементов, энергетика химических реакций. Влияние различных факторов на растворимость. Понятие степени электролитической диссоциации. Гидролиз солей, амфотерность оксида и гидроксида алюминия.

    шпаргалка [603,3 K], добавлен 26.07.2012

  • Взаимодействие соли с водой, приводящее к образованию слабого электролита. Основные стадии гидролиза. Формы присутствия углекислоты в водах. Очистка воды, подаваемой на подпитку теплосети. Гидролиз коагулянта при наличии в воде гидрокарбоната кальция.

    контрольная работа [573,1 K], добавлен 27.10.2013

  • Ионная проводимость электролитов. Свойства кислот, оснований и солей с точки зрения теории электролитической диссоциации. Ионно-молекулярные уравнения. Диссоциация воды, водородный показатель. Смещение ионных равновесий. Константа и степень диссоциации.

    курсовая работа [139,5 K], добавлен 18.11.2010

  • Характеристика и сущность основных положений теории электролитической диссоциации. Ориентация, гидратация, диссоциация - веществ с ионной связью. История открытия теории электролитической диссоциации. Разложение хлорида меди электрическим током.

    презентация [218,7 K], добавлен 26.12.2011

  • Электролитическая диссоциация как обратимый процесс распада электролита на ионы под действием молекул воды или в расплаве. Основные особенности модельной схемы диссоциации соли. Анализ механизм электролитической диссоциации веществ с ионной связью.

    презентация [3,1 M], добавлен 05.03.2013

  • Предпосылки к созданию теории электролитической диссоциации, этапы данного процесса. Понятие и основные факторы, влияющие на степень электролитической диссоциации, способы определения. Закон разбавления Оствальда. Определение ионного произведения воды.

    презентация [280,8 K], добавлен 22.04.2013

  • Отличительные черты взаимодействия концентрированной и разбавленной серной кислоты с металлами. Свойства сухой извести и ее раствора. Понятие электролитической диссоциации и методика измерения ее степени для различных веществ. Обмен между электролитами.

    лабораторная работа [14,9 K], добавлен 02.11.2009

  • Изучение контролируемых свойств и показателей качества природных вод как дисперсных систем. Влияние на них малых концентраций кислот и щелочей. Предельное значение степени гидролиза солей в природных водах. Растворение газов атмосферы и кислорода в воде.

    контрольная работа [273,5 K], добавлен 07.08.2015

  • Электролитическая диссоциация в растворах. Сильные и слабые электролиты. Условия протекания ионных реакций. Кислоты и основания Брёнстеда-Лоури. Ионное произведение воды. Кислотно-основные равновесия. Кислоты и основания Льюиса. Гидролиз солей по аниону.

    лекция [941,2 K], добавлен 18.10.2013

  • Качественный химический, титриметрический, гравиметрический анализ хлорида аммония. Кислотно-основное, осадительное, комплексометрическое титрование. Рефрактометрическое определение хлорида аммония в водном растворе. Применение хлорида аммония в фармации.

    курсовая работа [395,9 K], добавлен 12.03.2014

  • Инструментальные методы решения задач химического анализа. Определение ионов Zn2+, Fe3+, Na+: роданильный, пламенно-фотометрический методы; потенциометрическое, кондуктометрическое титрование; люминесцентный анализ. Нефелометрическое определение Cl-ионов.

    курсовая работа [120,7 K], добавлен 08.07.2015

  • Состав, формула, химические и физические свойства крахмала и целлюлозы. Процесс гидролиза глюкозы. Применение крахмала в приготовлении пищи. Описание и применение целлюлозы в промышленности. Процесс образования целлюлозы в природе, структура ее цепочек.

    презентация [357,2 K], добавлен 02.01.2012

Работы в архивах красиво оформлены согласно требованиям ВУЗов и содержат рисунки, диаграммы, формулы и т.д.
PPT, PPTX и PDF-файлы представлены только в архивах.
Рекомендуем скачать работу.