- •НЕорганическая химия
- •Методические указания и задания к выполнению контрольной работы для студентов заочного обучения
- •Введение
- •Содержание разделов неорганической химии
- •1 Эквивалент. Закон эквивалентов. Моль-эквивалент Молярная масса эквивалента
- •Контрольные задания
- •2 Химическая кинетика и равновесие
- •3 Энергетика химических реакций
- •Контрольные задания
- •4 Растворы. Способы выражения содержания растворенного вещества в растворе
- •5 Электролитическая диссоциация.
- •6 Гидролиз солей
- •Контрольные задания
- •7 Строение атома. Периодическая система химических элементов
- •Контрольные задания
- •8 Химическая связь. Строение молекул.
- •Контрольные задания
- •9 Комплексные соединения
- •Контрольные задания
- •10 Окислительно – восстановительные реакции
- •Контрольные задания
- •11 Химия элементов
- •11. 1 Химия s- элементов
- •11.2 Химия р- элементов
- •11.3 Химия d-элементов
- •12 Библиография
6 Гидролиз солей
Химическое обменное взаимодействие ионов растворенной соли с составными частями воды, приводящее к образованию слабодиссоциирующих продуктов (кислот, оснований, кислых анионов, основных катионов) и сопровождающееся изменением рН среды, называется гидролизом соли. Из определения следует, что гидролизу подвергаются не все соли: если между ионами соли и составными частями воды связывания не происходит, то это означает отсутствие гидролиза.
Пример:
Практически идет обратная реакция - нейтрализация, с образованием слабого электролита Н2О.
В этом состоит сходство гидролиза с другими обменными реакциями электролитов - кислот, оснований, солей. Отличия реакций солей с водой от их реакций с кислотами и щелочами связаны с электролитическими особенностями воды. Как кислоты, вода образует при диссоциации Н+ - ионы, как щелочи – ОН- - ионы, но и те и другие присутствуют в чистой воде в очень небольшой концентрации (10-7 моль/л). Поэтому гидролиз ионов соли происходит, во-первых, обратимо, кроме отдельных случаев, во вторых, для многозарядных ионов - ступенчато. При составлении уравнений реакций гидролиза следует помнить, что во избежание распространенной ошибки нельзя использовать более одной молекулы воды на один ион соли:
В соответствии с явлениями, которые происходят при растворении соли в воде, при составлении уравнений гидролиза логично придерживаться такой последовательности:
1 . Используя справочные таблицы, определить природу соли:
а) выяснить растворимость; нерастворимые и малорастворимые соли не гидролизуются;
б) установить, катионами какого основания и анионами какой кислоты образована соль; в химическую реакцию с водой вступают ионы только слабых электролитов, ионы сильных электролитов не гидролизуются.
Для растворимой соли, содержащей ионы слабого электролита, написать уравнение электролитической диссоциации.
Составить сокращенное ионно-молекулярное уравнение гидролиза иона слабого электролита с одной молекулой воды.
Дописать противоионы в количествах, обеспечивающих электронейтральность образующихся частиц.
Составить молекулярное уравнение гидролиза.
Указать характер гидролиза и среду раствора: гидролиз может быть частичным или полным, обратимым или необратимым, ступенчатым; среда раствора -кислой, щелочной или нейтральной.
Известны три типичных случая:
1 . Соли, образованные слабым основанием и сильной кислотой, гидролизуются по катиону, который связывает ОН- - ионы воды; в растворе накапливаются ионы водорода Н+, и раствор приобретает кислую реакцию среды, рН<7.
Пример:
Характер гидролиза: частичный, обратимый, ступенчатый.
2. Соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой, гидролизуются по аниону, который связывает Н+-ионы воды; в растворе накапливаются ОН- -ионы, создавая щелочную среду, рН>7.
Пример:
Характер гидролиза: частичный, обратимый.
3. Соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой, гидролизуются по катиону и по аниону
Пример:
Кдисс, (HSO3-) = 6,3 10-8 Кдисс, (NH4OH) = 1,8 10-5
Анион SO32- - гидролизуется сильнее, Н+ - ионов связывается больше, чем ОН- -
ионов. Среда раствора слабощелочная.
Характер гидролиза: полный, обратимый, ступенчатый.
Соли третьего типа гидролизуются наиболее сильно. Если кислота и основание, образующие соль, не только слабые электролиты, но и малорастворимы, или неустойчивы и разлагаются с образованием летучих продуктов, то происходит полный, необратимый гидролиз:
Cr2S3 + 6HOH 2Cr(OH)3 + 3H2S
По этой причине не могут быть получены в водных растворах такие соли, как Cr2S3, A12S3, A12(CO3)3, Fe2(CO3)3, Cr2(CO3)3 и др.
Пример:
Cr2(SO4)3 + 3Na2S Cr2S3 + 3Na2SO4
+
Cr2S3 + 6HOH 2Cr(OH)3 + 3H2S
________________________________________
Cr2(SO4)3 + 3Na2S + 6HOH 2Cr(OH)3 + 3H2S + 3Na2SO4
2Cr3+ + 3SO42- + 6Na+ + 3S2- + 6HOH 2Cr(OH)3 + 3H2S + 6Na+ + 3SO42-
2Cr3+ + 3S2- + 6HOH 2Cr(OH)3 + 3H2S
Совместное присутствие ионов Сг3+ и S2- усиливает их гидролиз, в результате вместо сульфида хрома образуются гидроксид хрома и сероводород, что может быть легко доказано экспериментально.
Количественно гидролиз характеризуют степенью гидролиза (h) и константой гидролиза (Кг). Степень гидролиза - это отношение концентрации соли, подвергшейся гидролизу (Сг) к общей концентрации соли в растворе (Со)
(1) или (2)
Для соли, гидролизующейся по аниону:
где [HOH]Co=const, так как на гидролизсоли расходуется незначительное количество воды.
(3)
(4)
Для соли, гидролизующейся по катиону:
(5)
В общем случае:
(6)
Kw - ионное произведение воды,
Кдисс.электролита - константа диссоциации продукта гидролиза (слабой кислоты или кислого аниона, слабого основания или основного катиона). Константа и степень гидролиза связаны уравнением, аналогичным закону разбавления Оствальда для диссоциации слабого электролита:
(7)
Чаще всего h « l, тогда КГ=СО h2 (8)
(9)
Объединив выражения (6) и (9), получим:
(10)
Из последнего выражения следует, что степень гидролиза тем больше, чем:
меньше концентрация соли (Со), т.е чем разбавленнее раствор;
меньше Кдисс.электролита т.е чем слабее кислота или основание, образующие соль;
Числовые значения констант диссоциации кислых анионов и основных катионов значительно меньше констант диссоциации кислот и оснований соответственно, поэтому гидролиз идет преимущественно по I ступени:
=100
Гидролиз аниона СОз2- по первой ступени превышает гидролиз по второй ступени примерно в 100 раз.
3) больше Kw; ионное произведение воды увеличивается при нагревании, так как диссоциация воды процесс эндотермический. Гидролиз усиливается при нагревании.
Для солей, гидролизующихся по катиону и аниону связь между константой и степенью гидролиза выражается уравнением:
(11)
Расчет концентраций Н+- и ОН- - ионов в водных растворах гидролизующихся солей с учетом степени гидролиза проводится в соответствии с уравнениями:
[H+]=CKt,г=Ccоли, г=Соh=Co (12)
Для соли, гидролизующейся по аниону:
[OH-]=(13)
Поскольку двух- и трехзарядные ионы гидролизуются в большей степени по первой ступени, в расчетах [Н+] и [ОН-] следует брать значения констант диссоциации кислых анионов и основных катионов.