- •1.Эквивалент. Закон эквивалентов
- •Эквивалент в данной химической реакции
- •Задачи для самостоятельного решения Эквиваленты основных классов соединений, закон эквивалентов
- •Эквивалент в данной химической реакции
- •2. Состав растворов
- •500 Г раствора - 100 %
- •50 Г растворенного вещества - х %,
- •Пересчет См в Сн и наоборот
- •Пересчет Сн и См в массовую долю и обратно
- •Смешение растворов
- •Задачи для самостоятельного решения Массовая доля
- •Молярная и нормальная концентрации
- •Пересчет концентраций в массовую долю и наоборот
- •Смешивание растворов
- •3. Закон эквивалентов для растворов
- •Задачи для самостоятельного решения
- •Реакции окисления-восстановления Классификация окислительно-восстановительных реакций
- •Восстановители и окислители
- •Важнейшие восстановители
- •Составление уравнений овр методом полуреакций
- •Эквивалент вещества в овр
- •Окислительно-восстановительный потенциал. Уравнение Нернста. Эдс реакции
- •Задачи для самостоятельного решения
- •5. Химическая кинетика
- •Влияние концентрации (давления)
- •Влияние температуры
- •137 КДж/моль.
- •Влияние катализатора
- •Химическое равновесие
- •Задачи для самостоятельного решения Необратимые реакции
- •Химическое равновесие
- •6. Элементы химической термодинамики
- •Направление химических реакций
- •Задачи для самостоятельного решения Термохимические расчеты
- •Химическая термодинамика и направление процессов
- •Электролитическая диссоциация. Водородный показатель
- •Расчет концентрации ионов в растворе одного вещества
- •Расчет концентрации ионов в растворе нескольких веществ
- •Задачи для самостоятельного решения
- •8. Гидролиз солей
- •Задачи для самостоятельного решения
- •9. Растворимость. Равновесие осадок - раствор Растворимость
- •Равновесие осадок-раствор. Произведение растворимости.
- •Влияние посторонних веществ на растворимость
- •Задачи для самостоятельного решения Растворимость
- •Равновесие осадок-раствор. Пр
- •Влияние посторонних веществ на растворимость
- •Комплексные соединения
- •Задания для самостоятельной работы
- •11. Электронное строение атомов
- •Физический смысл квантовых чисел
- •Строение электронных
- •Правила заполнения электронных орбиталей
- •Электронное строение атомов и таблица химических элементов
- •Валентность атомов
- •Задания для самостоятельной работы
- •Приложение
- •1.Константы диссоциации воды и некоторых слабых кислот и оснований в водных растворах (0.1 n)
- •2.Произведение растворимости труднорастворимых в воде веществ при 25оС
- •3.Константы нестойкости некоторых комплексных ионов
- •4.Стандартные окислительно-восстановительные потенциалы некоторых систем в водных растворах при 25оС
- •5.Стандартные энтальпии образования н0f , энтропии s0 и энергии Гиббса образования g0f некоторых веществ
- •Литература
- •Содержание
- •Эквивалент. Закон эквивалентов ............................................ 3
8. Гидролиз солей
Гидролизом соли называется процесс взаимодействия растворенной соли с водой, сопровождающийся, как правило, изменением рН раствора. Гидролиз может происходить только в том случае, когда в процессе взаимодействия происходит образование мало диссоциирующих частиц. Поэтому гидролизу подвергаются соли слабых кислот или слабых оснований или тех и других вместе.
Уравнения гидролиза пишут аналогично другим ионным уравнениям: малодиссоциированные и малорастворимые, а также газообразные вещества пишут в виде молекул, сильные электролиты - в виде ионов. Уравнения гидролиза солей многоосновных кислот и оснований с кислотностью больше 1 записывают по ступеням.
Пример 1
Гидролиз Na2CO3 (соль сильного основания и слабой кислоты).
I ступень: СО32-+Н2О НСО3- + ОН-
(ионно-молекулярное уравнение)
Na2CO3 + H2O NaHCO3+ NaOH
(молекулярное уравнение)
2 ступень: HCO3-+ H2O H2CO3 + OH-
NaHCO3 + H2O H2CO3 + NaOH.
Анион слабой кислоты (карбонат-ион СО32-) связывает ионы водорода, образуя по I ступени гидрокарбонат-ион (НСО3- ), по 2 ступени - слабую угольную кислоту (H2CO3). При этом накапливаются гидроксид-ионы (ОН-), обуславливающие щелочную реакцию раствора (рН7).
Пример 2
Гидролиз NH4Cl (соль слабого основания и сильной кислоты)
NH4++H2O NH4OH + H+
NH4Cl + H2O NH4OH + HC1.
Пример 3
Гидролиз СrCl3 (соль слабого основания с кислотностью, равной 3, и сильной кислоты). Ион Cr3+ соединяется с ионами ОН- ступенчато, образуя гидросксид-ионы, ионы Cr(OH)2+, Cr(OH)2+ и молекулы Cr(OH)3. Практически гидролиз ограничивается I ступенью:
Cr3++H2O Cr(OH)2++H+.
Образуется основная соль
CrCl3 + H2O CrOHC12 + Hc1. РН7. Пример 4
Гидролиз Al(CH3COO)3 (соль слабого основания и слабой кислоты)
Al3++3CH3COO- + 3H2O Al(OH)3 + 3CH3COOH
В этом случае образующиеся ионы водорода и гидроксид-ионы взаимно нейтрализуются (рН 7), следовательно, процесс гидролиза становится необратимым. Образуются малодиссоциирующие кислота и основание.
Константа гидролиза (Кг), степень гидролиза (h) связаны с ионным произведением воды (КW) и молярными концентрациями гидролизующейся соли (С) и образующихся ионов Н+ и ОН- следующими соотношениями:
а) гидролиз по аниону (соль слабой кислоты и сильного основания)
Кг = КW/Кa,
h (Кг/С),
ОН-= h C (КгС), Н+ КW/ОН-,
где Ка - константа диссоциации кислоты;
б) гидролиз по катиону (соль слабого основания и сильной кислоты)
Кг = КW/Кb,
h (Кг/С),
Н+ = hC(КгС),
где Кb - константа диссоциации основания;
в) одновременный гидролиз по катиону и аниону (соль слабого основания и слабой кислоты)
Кг = КW/(КbКa).
Замечания
Приведенные выше формулы справедливы при выполнении условия h1. Если это условие не выполняется, то h рассчитывают из формулы
КГ=C h2/(1-h).
2. Для расчета константы гидролиза необходимо использовать константы диссоциации кислот и оснований по ступени, соответствующей уравнению гидролиза, например, уравнению гидролиза
HPO42- + H2O H2PO4- + OH-
соответствует вторая ступень диссоциации фосфорной кислоты
H2PO4- HPO42- + H+.
(Обратите внимание на подчеркнутые ионы - они присутствуют в обоих процессах, хотя и расположены по разные стороны от стрелки).
Пример 5
Вычислить степень гидролиза ацетата калия в 0,1 М растворе и рН раствора.
Решение
Уравнение реакции гидролиза
СН3СОО-+Н2О СН3СООН + ОН-.
Из справочных данных Кa=1,810-5.
Кг = КW/Кa = 10-14 /(1,810-5) = 5,56 10-10 .
h = (Кг/С) = (5,5610-10 /0,1) = 7,510-5.
ОН- = hC = 7,510-50,1 = 7,510-6 моль/л.
Н+ = КW/ОН- = 10-14/(7,510-6) = 1,3310-9 моль/л.
рН = -lgН+ = - lg 1,3 10-9 = 8,88.
Пример 6
Определить рН 0,1 М раствора ортофосфата калия К3РО4.
Решение
Для расчета рН достаточно ограничиться I ступенью гидролиза
PO43-+H2O HPO42-+ OH-,
соответствующей третьей ступени диссоциации фосфорной кислоты Кa3(Н3РО4) = 1,3 10-12.
Кг = КW/Кa3 = 10-14/(1,310-12) = 7,710-3.
Далее решение аналогично решению примера 5.
Если в раствор гидролизующейся соли ввести реактив, связывающий образующиеся при гидролизе ионы Н+ или ОН-, то, в соответствии с принципом Ле Шателье, для восполнения потерь этих ионов равновесие смещается в сторону усиления гидролиза. Гидролиз может стать полным и необратимым.
Пример 7.
Гидролиз хлорида цинка:
I ступень: Zn2++H2O ZnOH++H+
2 ступень: ZnOH++H2O Zn(OH)2 +H+.
Если в раствор соли ZnCl2 добавить немного щелочи, то гидроксид-ионы ОН- щелочи будут связывать образующиеся при гидролизе ионы Н+ с образованием воды. Равновесие сместится вправо, т.е. гидролиз пойдет и по 2 ступени, до конечного продукта Zn(OH)2. Если же раствор соли (ZnCl2) подкислить, то увеличение концентрации ионов Н+ сместит равновесие гидролиза влево, т.е. гидролиз будет подавлен.
Ионы Н+ (или ОН-) можно связать в молекулы воды, вводя в раствор не только щелочь (или кислоту), но и другую соль, которая также подвержена гидролизу, но характер среды в растворе которой противоположен характеру среды раствора первой соли. Сливаемые растворы взаимно нейтрализуют друг друга, гидролиз обеих солей усилится и станет необратимым, что приведет к образованию конечных продуктов гидролиза обеих солей
Пример 8
При смешении растворов солей Zn(NO3)2 и Na2CO3 гидролиз общих солей будет полным и необратимым.
Первый раствор
I ступень: Zn2++H2O Zn(OH)++H+,
2 ступень: ZnOH++H2O Zn(OH)2 +H+ .
Второй раствор
I ступень: CO32- + H2O HCO3-+OH-,
2 ступень: HCO3-+H2O H2CO3 + OH-.
При сливании растворов
Н+ + ОН-Н2О
и, как следствие (с учетом того, что угольная кислота неустойчива и разлагается на CO2 и H2O)
Zn2++CO32-+H2O Zn(OH)2 + CO2
или в молекулярном виде
Zn(NO3)2 + Na2CO3 + H2O Zn(OH)2 + CO2 + 2NaNO3.