Ufa State Petroleum Technical University
Τμήμα Γενικής και Αναλυτικής Χημείας
Εκπαιδευτικό και μεθοδολογικό εγχειρίδιο
για εργαστηριακή εργασία με θέμα:
Υδρόλυση αλάτων
Σχεδιασμένο για φοιτητές μη χημικών
και χημικές σχολές πανεπιστημίων.
Συντάκτης: Syrkin A.M., καθ., υποψήφιος χημικών επιστημών, Rolnik L.Z., αναπληρωτής καθηγητής,
Διδάκτωρ Χημικών Επιστημών
Κριτής Sergeeva L.G., Αναπληρώτρια Καθηγήτρια, Υποψήφια Χημικών Επιστημών.
© Πολιτεία Ufa
πετρελαϊκών τεχνικών
Πανεπιστήμιο, 2002
Υδρόλυση αλάτων
Η υδρόλυση των αλάτων είναι η αλληλεπίδραση των ιόντων τους με το νερό, με βάση την πολωτική επίδραση των ιόντων στα μόρια του νερού, με αποτέλεσμα, κατά κανόνα, η ισότητα
Χαρακτηριστικό του καθαρού νερού.
Υπάρχουν 4 ομάδες αλάτων:
ένα άλας που σχηματίζεται από μια ισχυρή βάση και ένα ισχυρό οξύ.
ένα άλας που σχηματίζεται από μια ασθενή βάση και ένα ισχυρό οξύ.
ένα άλας που σχηματίζεται από μια ισχυρή βάση και ένα ασθενές οξύ.
ένα άλας που σχηματίζεται από μια ασθενή βάση και ένα ασθενές οξύ.
Επομένως, θα εξετάσουμε 4 επιλογές για την επίδραση του νερού στο αλάτι.
1) Αυτή η ομάδα περιλαμβάνει άλατα όπως NaCI, KCI, NaNO 3, Na 2 SO 4 κ.λπ. Τα κατιόντα και τα ανιόντα αυτών των αλάτων έχουν μικρά φορτία και σημαντικά μεγέθη. Ταυτόχρονα, η πολωτική τους επίδραση στα μόρια του νερού είναι μικρή, δηλαδή, η αλληλεπίδραση του αλατιού με το νερό πρακτικά δεν συμβαίνει. Αυτό ισχύει για κατιόντα όπως τα K + και Na +, και για τέτοια ανιόντα όπως CI - και NO 3 -. Επομένως, άλατα μιας ισχυρής βάσης και ενός ισχυρού οξέος δεν υποβάλλονται σε υδρόλυση. Σε αυτή την περίπτωση, η ισορροπία της διάστασης του νερού παρουσία ιόντων άλατος σχεδόν δεν διαταράσσεται.
Επομένως, τα διαλύματα τέτοιων αλάτων είναι πρακτικά ουδέτερα (pH ≈ 7).
2) Εάν το άλας σχηματίζεται από ένα κατιόν ασθενούς βάσης NH 4 +, AI 3+, Mg 2+ κ.λπ. και ένα ανιόν ισχυρού οξέος (Cl -, NO 3 -, SO 4 2-, κ.λπ.), τότε λαμβάνει χώρα υδρόλυση σύμφωνα με κατιόν(μόνο το κατιόν άλατος έχει πολωτική δράση). Ένα παράδειγμα είναι η διαδικασία:
α) σε μοριακή μορφή
NH 4 CI + H 2 O NH 4 OH + HCI;
β) σε ιοντική-μοριακή μορφή
NH 4 + + CI - + H 2 O NH 4 OH + H + + CI - ;
γ) σε βραχεία ιοντική-μοριακή μορφή
NH 4 + + H 2 O NH 4 OH + H + .
Η υδρόλυση οφείλεται στο σχηματισμό μιας ελαφρώς διαχωρισμένης ένωσης - NH 4 OH. Ως αποτέλεσμα, η ισορροπία ηλεκτρολυτικής διάστασης του νερού μετατοπίζεται και εμφανίζεται περίσσεια ιόντων υδρογόνου στο διάλυμα, οπότε η αντίδραση του μέσου είναι όξινη (pH< 7). Очевидно, чем полнее протекает гидролиз, тем более показатель среды отличается от состояния нейтральности.
Ας σημειώσουμε αμέσως ότι η διαδικασία της υδρόλυσης μπορεί ποσοτικά να χαρακτηριστεί από δύο μεγέθη: 1) τον βαθμό υδρόλυσης (h); 2) σταθερά υδρόλυσης (K g).
Βαθμόςυδρόλυσηονομάζεται ο λόγος του αριθμού των μορίων άλατος που έχουν υποστεί υδρόλυση προς τον συνολικό αριθμό των μορίων άλατος στο διάλυμα. ή ο βαθμός υδρόλυσης νοείται ως ένας αριθμός που δείχνει ποιο μέρος της συνολικής ποσότητας άλατος υδρολύεται, δηλαδή μετατρέπεται από τη δράση του νερού στο αντίστοιχο οξύ ή βάση (είτε σε όξινα είτε σε βασικά άλατα).
Ο βαθμός υδρόλυσης υπολογίζεται με βάση την εξίσωση της σταθεράς διάστασης της αντίστοιχης ασθενούς βάσης (ή οξέος) και του ιοντικού προϊόντος του νερού.
Ας εξετάσουμε αυτά τα χαρακτηριστικά για την υδρόλυση του άλατος χλωριούχου αμμωνίου.
Ας γράψουμε ξανά την εξίσωση υδρόλυσης σε ιοντική-μοριακή μορφή:
NH 4 + + H 2 O NH 4 OH + H +
Σύμφωνα με το νόμο της δράσης μάζας, η σταθερά ισορροπίας αυτής της αντίδρασης θα έχει την ακόλουθη μορφή:
K p = 
(1)
Η συγκέντρωση του νερού πρακτικά δεν αλλάζει σε ένα διάλυμα άλατος, δηλαδή 0 = ίσο = const (2)
= K p = K g (3)
Το γινόμενο δύο σταθερών K p είναι σταθερό μέγεθος και λέγεται συνεχήςυδρόλυσηΣτον κύριο.
Από την εξίσωση του ιοντικού γινομένου του νερού έχουμε
K H 2 O = (4)
=
(5)
Τότε η εξίσωση (1) μπορεί να γραφτεί ως εξής:
K g = 
(6)
Στάση
=
,
(7)
όπου Κ κύρια. – σταθερά διάστασης της ασθενούς βάσης NH 4 OH.
Τότε η έκφραση (6) έχει τη μορφή
K g = 
(8)
Όσο υψηλότερο είναι το Kg, τόσο περισσότερο το αλάτι υφίσταται υδρόλυση.
Από την εξίσωση (3) μπορεί να υπολογιστεί ο βαθμός υδρόλυσης του άλατος.
K g = 
=
(9)
Ας υποθέσουμε ότι η συγκέντρωση του αρχικού άλατος είναι c mol/l, ο βαθμός υδρόλυσης είναι h, μετά υδρολύονται ch moles άλατος, σχηματίζονται ch moles NH 4 OH και chg- ιόντα H +.
Σε κατάσταση ισορροπίας, οι συγκεντρώσεις θα έχουν τις ακόλουθες τιμές:
= (c - ch)
Ας αντικαταστήσουμε αυτές τις τιμές στην εξίσωση (5).
,
(10)
K g = 
(11)
Δεδομένου ότι το h είναι μια ασήμαντη τιμή (h ≤ 0,01), μπορούμε να υποθέσουμε ότι (1 -h) ≈ 1
K g = 
;
(12)
h = 
=
.
(13)
Από την εξίσωση που προκύπτει προκύπτει ότι ο βαθμός υδρόλυσης (h) είναι μεγαλύτερος:
όσο περισσότερο K H 2 O, δηλαδή, τόσο υψηλότερη είναι η θερμοκρασία (το ιοντικό προϊόν του νερού K H 2 O εξαρτάται από τη θερμοκρασία σε ευθεία αναλογία).
όσο λιγότερη βάση Κ, δηλαδή, τόσο πιο αδύναμη είναι η βάση που σχηματίζεται ως αποτέλεσμα της υδρόλυσης.
όσο χαμηλότερη είναι η συγκέντρωση αλατιού, δηλαδή τόσο πιο αραιωμένο είναι το διάλυμα.
Έτσι, για να αυξηθεί ο βαθμός υδρόλυσης είναι απαραίτητο να αραιωθεί το διάλυμα και να αυξηθεί η θερμοκρασία. Εξετάσαμε τη 2η επιλογή της υδρόλυσης ενός άλατος που σχηματίζεται από μια ασθενή βάση και ένα ισχυρό οξύ. Σε αυτό το είδος αλατιού ανήκει και ο χλωριούχος χαλκός (II). Αυτό το άλας σχηματίζεται από μια διόξινη βάση Cu(OH) 2 και ένα μονοβασικό οξύ. Σε αυτή την περίπτωση, η διαδικασία υδρόλυσης λαμβάνει χώρα σε στάδια. Σε θερμοκρασία δωματίου πραγματοποιείται κυρίως 1 στάδιο υδρόλυσης. Ας γράψουμε το 1ο στάδιο της υδρόλυσης του άλατος χλωριούχου χαλκού (II) σε 3 μορφές:
σε μοριακή μορφή
CuCI 2 + H 2 O CuOHCI + HCI;
σε ιοντική-μοριακή μορφή
Cu 2+ + 2CI - + H 2 O (CuOH) + + CI - + H + + CI - ;
σε σύντομη ιοντική-μοριακή μορφή
Cu 2+ + H 2 O (CuOH) + + H +
Η υδρόλυση οφείλεται στο σχηματισμό σωματιδίων ελαφρώς διάσπασης (CuOH) +. Ως αποτέλεσμα, η ισορροπία της ηλεκτρολυτικής διάστασης του νερού μετατοπίζεται, μια περίσσεια ιόντων υδρογόνου εμφανίζεται στο διάλυμα, η αντίδραση του περιβάλλοντος pH< 7. Гидролиз протекает κατά κατιόν.
Το βασικό άλας που σχηματίζεται ως αποτέλεσμα του πρώτου σταδίου της υδρόλυσης μπορεί να υποβληθεί σε περαιτέρω αλληλεπίδραση με το νερό. Ωστόσο, το δεύτερο στάδιο της υδρόλυσης είναι λιγότερο έντονο. Αυτό οφείλεται στη μείωση του Kbas. όταν μετακινείστε από την Κ κύρια 1 στην Κ κύρια 2 κ.λπ. Για παράδειγμα, επειδή τα ιόντα (CuOH) + διασπώνται πιο ασθενώς από το Cu(OH) 2, σχηματίζεται κυρίως κατά την υδρόλυση του CuCI 2.
Το δεύτερο στάδιο της υδρόλυσης του χλωριούχου χαλκού (II) μπορεί να αναπαρασταθεί ως εξής:
σε μοριακή μορφή
CuOHCI + H 2 O Cu(OH) 2 + HCI;
(CuOH) + + CI - +H 2 O Cu(OH) 2 + H + + CI - ;
σε σύντομη ιοντική-μοριακή μορφή
(CuOH) + + H2O Cu(OH) 2 + H +.
Ηλεκτρόλυση λιωμένων αλάτων
Για τη λήψη πολύ δραστικών μετάλλων (νάτριο, αλουμίνιο, μαγνήσιο, ασβέστιο κ.λπ.), τα οποία αλληλεπιδρούν εύκολα με το νερό, χρησιμοποιείται ηλεκτρόλυση λιωμένων αλάτων ή οξειδίων:
1. Ηλεκτρόλυση τετηγμένου χλωριούχου χαλκού (II).
Οι διεργασίες ηλεκτροδίων μπορούν να εκφραστούν με ημι-αντιδράσεις:
στην κάθοδο K(-): Cu 2+ + 2e = Cu 0 - καθοδική αναγωγή
στην άνοδο A(+): 2Cl – - 2e = Cl 2 - ανοδική οξείδωση
Η συνολική αντίδραση της ηλεκτροχημικής αποσύνθεσης μιας ουσίας είναι το άθροισμα δύο ημι-αντιδράσεων ηλεκτροδίων και για το χλωριούχο χαλκό θα εκφραστεί με την εξίσωση:
Cu 2+ + 2 Cl – = Cu + Cl 2
Κατά την ηλεκτρόλυση αλκαλίων και αλάτων οξοξέων, απελευθερώνεται οξυγόνο στην άνοδο:
4OH – - 4e = 2H 2 O + O 2
2SO 4 2– - 4e = 2SO 3 + O 2
2. Ηλεκτρόλυση τήγματος χλωριούχου καλίου:
Ηλεκτρόλυση διαλυμάτων
Το σύνολο των αντιδράσεων οξειδοαναγωγής που συμβαίνουν σε ηλεκτρόδια σε διαλύματα ή τήγματα ηλεκτρολυτών όταν διέρχεται ηλεκτρικό ρεύμα μέσα από αυτά ονομάζεται ηλεκτρόλυση.
Στην κάθοδο "-" της πηγής ρεύματος, λαμβάνει χώρα η διαδικασία μεταφοράς ηλεκτρονίων σε κατιόντα από ένα διάλυμα ή τήγμα, επομένως η κάθοδος είναι ένας "αναγωγικός παράγοντας".
Στην άνοδο «+», τα ηλεκτρόνια απομακρύνονται από τα ανιόντα, επομένως η άνοδος είναι «οξειδωτικός παράγοντας».
Κατά τη διάρκεια της ηλεκτρόλυσης, μπορούν να συμβούν ανταγωνιστικές διεργασίες τόσο στην άνοδο όσο και στην κάθοδο.
Όταν η ηλεκτρόλυση πραγματοποιείται χρησιμοποιώντας μια αδρανή (μη αναλώσιμη) άνοδο (για παράδειγμα, γραφίτη ή πλατίνα), κατά κανόνα ανταγωνίζονται δύο οξειδωτικές και δύο αναγωγικές διεργασίες:
στην άνοδο - οξείδωση ανιόντων και ιόντων υδροξειδίου,
στην κάθοδο - αναγωγή κατιόντων και ιόντων υδρογόνου.
Όταν η ηλεκτρόλυση πραγματοποιείται χρησιμοποιώντας μια ενεργή (αναλώσιμη) άνοδο, η διαδικασία γίνεται πιο περίπλοκη και οι ανταγωνιστικές αντιδράσεις στα ηλεκτρόδια είναι:
στην άνοδο - οξείδωση ανιόντων και ιόντων υδροξειδίου, ανοδική διάλυση του μετάλλου - το υλικό ανόδου.
στην κάθοδο - αναγωγή κατιόντων άλατος και ιόντων υδρογόνου, αναγωγή κατιόντων μετάλλων που λαμβάνονται με διάλυση της ανόδου.
Όταν επιλέγουμε την πιο πιθανή διεργασία στην άνοδο και την κάθοδο, θα πρέπει να προχωρήσουμε από τη θέση ότι η αντίδραση που απαιτεί τη μικρότερη ποσότητα ενέργειας θα προχωρήσει. Επιπλέον, για την επιλογή της πιο πιθανής διεργασίας στην άνοδο και την κάθοδο κατά την ηλεκτρόλυση διαλυμάτων αλάτων με αδρανές ηλεκτρόδιο, χρησιμοποιούνται οι ακόλουθοι κανόνες:
1. Τα ακόλουθα προϊόντα μπορούν να σχηματιστούν στην άνοδο:
α) κατά την ηλεκτρόλυση διαλυμάτων που περιέχουν ανιόντα SO 4 2-, NO - 3, PO 4 3-, καθώς και αλκαλικών διαλυμάτων, το νερό οξειδώνεται στην άνοδο και απελευθερώνεται οξυγόνο.
A + 2H 2 O - 4e - = 4H + + O 2
β) κατά την οξείδωση των ανιόντων Cl-, Br-, I-, χλώριο, βρώμιο και ιώδιο απελευθερώνονται αντίστοιχα.
A + Cl - +e - = Cl 0
2. Τα ακόλουθα προϊόντα μπορούν να σχηματιστούν στην κάθοδο:
α) κατά την ηλεκτρόλυση διαλυμάτων αλάτων που περιέχουν ιόντα που βρίσκονται στη σειρά τάσης στα αριστερά του Al 3+, το νερό μειώνεται στην κάθοδο και απελευθερώνεται υδρογόνο.
K - 2H 2 O + 2e - = H 2 + 2OH -
β) εάν το μεταλλικό ιόν βρίσκεται στη σειρά τάσης στα δεξιά του υδρογόνου, τότε το μέταλλο απελευθερώνεται στην κάθοδο.
K - Me n+ + ne - = Me 0
γ) κατά τη διάρκεια της ηλεκτρόλυσης διαλυμάτων αλάτων που περιέχουν ιόντα που βρίσκονται στο εύρος τάσης μεταξύ Al + και H +, ανταγωνιστικές διεργασίες τόσο της αναγωγής κατιόντων όσο και της έκλυσης υδρογόνου μπορούν να συμβούν στην κάθοδο.
Παράδειγμα: Ηλεκτρόλυση υδατικού διαλύματος νιτρικού αργύρου σε αδρανή ηλεκτρόδια
Διάσπαση νιτρικού αργύρου:
AgNO 3 = Ag + + NO 3 -
Κατά την ηλεκτρόλυση ενός υδατικού διαλύματος AgNO 3, λαμβάνει χώρα αναγωγή των ιόντων Ag + στην κάθοδο και οξείδωση των μορίων του νερού στην άνοδο:
Κάθοδος: Аg + + e = А g
Άνοδος: 2H 2 O - 4e = 4H + + O 2
Συνοπτική εξίσωση:________________________________________________
4AgNO 3 + 2H 2 O = 4Ag + 4HNO 3 + O 2
Σχεδιάστε σχήματα για την ηλεκτρόλυση υδατικών διαλυμάτων: α) θειικός χαλκός. β) χλωριούχο μαγνήσιο. γ) θειικό κάλιο.
Σε όλες τις περιπτώσεις, η ηλεκτρόλυση πραγματοποιείται με χρήση ηλεκτροδίων άνθρακα.
Παράδειγμα: Ηλεκτρόλυση υδατικού διαλύματος χλωριούχου χαλκού σε αδρανή ηλεκτρόδια
Διάσπαση χλωριούχου χαλκού:
CuCl 2 ↔ Cu 2+ + 2Cl -
Το διάλυμα περιέχει ιόντα Cu 2+ και 2Cl - τα οποία, υπό την επίδραση ηλεκτρικού ρεύματος, κατευθύνονται στα αντίστοιχα ηλεκτρόδια:
Κάθοδος - Cu 2+ + 2e = Cu 0
Άνοδος + 2Cl - - 2e = Cl 2
_______________________________
CuCl 2 = Cu + Cl 2
Στην κάθοδο απελευθερώνεται μεταλλικός χαλκός και στην άνοδο απελευθερώνεται αέριο χλώριο.
Εάν στο εξεταζόμενο παράδειγμα ηλεκτρόλυσης ενός διαλύματος CuCl 2 πάρουμε μια πλάκα χαλκού ως άνοδο, τότε ο χαλκός απελευθερώνεται στην κάθοδο και στην άνοδο, όπου συμβαίνουν διεργασίες οξείδωσης, αντί να εκκενωθούν ιόντα Cl 0 και να απελευθερωθεί χλώριο, οξείδωση της ανόδου (χαλκός).
Σε αυτή την περίπτωση, η ίδια η άνοδος διαλύεται και μεταφέρεται σε διάλυμα με τη μορφή ιόντων Cu 2+.
Η ηλεκτρόλυση του CuCl 2 με μια διαλυτή άνοδο μπορεί να γραφτεί ως εξής:
Η ηλεκτρόλυση των διαλυμάτων αλάτων με μια διαλυτή άνοδο ανάγεται στην οξείδωση του υλικού της ανόδου (διάλυσή της) και συνοδεύεται από τη μεταφορά μετάλλου από την άνοδο στην κάθοδο. Αυτή η ιδιότητα χρησιμοποιείται ευρέως στον καθαρισμό (καθαρισμό) μετάλλων από ρύπους.
Παράδειγμα: Ηλεκτρόλυση υδατικού διαλύματος χλωριούχου μαγνησίου σε αδρανή ηλεκτρόδια
Διάσταση χλωριούχου μαγνησίου σε υδατικό διάλυμα:
MgCl 2 ↔ Mg 2+ +2Сl -
Τα ιόντα μαγνησίου δεν μπορούν να αναχθούν σε ένα υδατικό διάλυμα (το νερό ανάγεται), τα ιόντα χλωρίου οξειδώνονται.
Σχέδιο ηλεκτρόλυσης:
Παράδειγμα: Ηλεκτρόλυση υδατικού διαλύματος θειικού χαλκού σε αδρανή ηλεκτρόδια
Σε διάλυμα, ο θειικός χαλκός διασπάται σε ιόντα:
CuSO 4 = Cu 2+ + SO 4 2-
Τα ιόντα χαλκού μπορούν να αναχθούν στην κάθοδο σε ένα υδατικό διάλυμα.
Τα θειικά ιόντα σε ένα υδατικό διάλυμα δεν οξειδώνονται, επομένως η οξείδωση του νερού θα συμβεί στην άνοδο.
Σχέδιο ηλεκτρόλυσης:
Ηλεκτρόλυση υδατικού διαλύματος άλατος ενεργού μετάλλου και οξέος που περιέχει οξυγόνο (K 2 SO 4) σε αδρανή ηλεκτρόδια
Παράδειγμα: Διάσταση θειικού καλίου σε υδατικό διάλυμα:
K 2 SO 4 = 2K + + SO 4 2-
Τα ιόντα καλίου και τα θειικά ιόντα δεν μπορούν να εκκενωθούν στα ηλεκτρόδια σε ένα υδατικό διάλυμα, επομένως, θα συμβεί αναγωγή στην κάθοδο και η οξείδωση του νερού θα συμβεί στην άνοδο.
Σχέδιο ηλεκτρόλυσης:
ή, δεδομένου ότι 4H + + 4OH - = 4H 2 O (που πραγματοποιείται με ανάδευση),
H2O2H2+O2
Εάν ένα ηλεκτρικό ρεύμα διέρχεται από ένα υδατικό διάλυμα ενός άλατος ενός ενεργού μετάλλου και ενός οξέος που περιέχει οξυγόνο, τότε ούτε τα μεταλλικά κατιόντα ούτε τα ιόντα του υπολείμματος οξέος εκκενώνονται.
Το υδρογόνο απελευθερώνεται στην κάθοδο και το οξυγόνο απελευθερώνεται στην άνοδο και η ηλεκτρόλυση μειώνεται στην ηλεκτρολυτική αποσύνθεση του νερού.
Ηλεκτρόλυση τήγματος υδροξειδίου του νατρίου
Η ηλεκτρόλυση του νερού πραγματοποιείται πάντα παρουσία αδρανούς ηλεκτρολύτη (για να αυξηθεί η ηλεκτρική αγωγιμότητα ενός πολύ αδύναμου ηλεκτρολύτη - νερού):
Ο νόμος του Faraday
Η εξάρτηση της ποσότητας της ουσίας που σχηματίζεται υπό την επίδραση του ηλεκτρικού ρεύματος από το χρόνο, την ισχύ του ρεύματος και τη φύση του ηλεκτρολύτη μπορεί να καθοριστεί με βάση τον γενικευμένο νόμο του Faraday:
όπου m είναι η μάζα της ουσίας που σχηματίζεται κατά την ηλεκτρόλυση (g).
E είναι η ισοδύναμη μάζα της ουσίας (g/mol).
M είναι η μοριακή μάζα της ουσίας (g/mol).
n είναι ο αριθμός των ηλεκτρονίων που δίνονται ή λαμβάνονται.
I - ένταση ρεύματος (Α); t - διάρκεια (ες) διαδικασίας.
Η F είναι η σταθερά του Faraday, που χαρακτηρίζει την ποσότητα ηλεκτρικής ενέργειας που απαιτείται για την απελευθέρωση 1 ισοδύναμης μάζας μιας ουσίας (F = 96.500 C/mol = 26,8 Ah/mol).
Υδρόλυση ανόργανων ενώσεων
Η αλληλεπίδραση των ιόντων άλατος με το νερό, που οδηγεί στο σχηματισμό ασθενών μορίων ηλεκτρολυτών, ονομάζεται υδρόλυση άλατος.
Αν θεωρήσουμε ένα άλας ως προϊόν εξουδετέρωσης μιας βάσης με ένα οξύ, τότε μπορούμε να χωρίσουμε τα άλατα σε τέσσερις ομάδες, για καθεμία από τις οποίες η υδρόλυση θα προχωρήσει με τον δικό της τρόπο.
1. Ένα άλας που σχηματίζεται από μια ισχυρή βάση και ένα ισχυρό οξύ KBr, NaCl, NaNO 3) δεν θα υποστεί υδρόλυση, αφού στην περίπτωση αυτή δεν σχηματίζεται ασθενής ηλεκτρολύτης. Η αντίδραση του περιβάλλοντος παραμένει ουδέτερη.
2. Σε ένα άλας που σχηματίζεται από μια ασθενή βάση και ένα ισχυρό οξύ FeCl 2, NH 4 Cl, Al 2 (SO 4) 3, MgSO 4), το κατιόν υφίσταται υδρόλυση:
FeCl 2 + HOH → Fe(OH)Cl + HCl
Fe 2+ + 2Cl - + H + + OH - → FeOH + + 2Cl - + H +
Ως αποτέλεσμα της υδρόλυσης, σχηματίζεται ένας ασθενής ηλεκτρολύτης, ιόν Η+ και άλλα ιόντα. pH διαλύματος< 7 (раствор приобретает кислую реакцию).
3. Ένα άλας που σχηματίζεται από μια ισχυρή βάση και ένα ασθενές οξύ (KClO, K 2 SiO 3, Na 2 CO 3, CH 3 COONa) υφίσταται υδρόλυση στο ανιόν, με αποτέλεσμα τον σχηματισμό ενός ασθενούς ηλεκτρολύτη, ιόντος υδροξειδίου και άλλων ιόντων. .
K 2 SiO 3 + HOH → KHSiO 3 + KOH
2K + +SiO 3 2- + H + + OH - → HSiO 3 - + 2K + + OH -
Το pH τέτοιων διαλυμάτων είναι > 7 (το διάλυμα γίνεται αλκαλικό).
4. Ένα άλας που σχηματίζεται από μια ασθενή βάση και ένα ασθενές οξύ (CH 3 COONH 4, (NH 4) 2 CO 3, Al 2 S 3) υδρολύεται τόσο από το κατιόν όσο και από το ανιόν. Ως αποτέλεσμα, σχηματίζεται μια ελαφρώς διαχωριστική βάση και οξύ. Το pH των διαλυμάτων τέτοιων αλάτων εξαρτάται από τη σχετική ισχύ του οξέος και της βάσης.
Αλγόριθμος γραφής εξισώσεων αντίδρασης για την υδρόλυση άλατος ασθενούς οξέος και ισχυρής βάσης
Υπάρχουν διάφορες επιλογές για την υδρόλυση αλάτων:
1. Υδρόλυση άλατος ασθενούς οξέος και ισχυρής βάσης: (CH 3 COONa, KCN, Na 2 CO 3).
Παράδειγμα 1. Υδρόλυση οξικού νατρίου.
ή CH 3 COO – + Na + + H 2 O ↔ CH 3 COOH + Na + + OH –
CH 3 COO – + H 2 O ↔ CH 3 COOH + OH –
Εφόσον το οξικό οξύ διασπάται ασθενώς, το οξικό ιόν δεσμεύει το ιόν Η+ και η ισορροπία διάστασης του νερού μετατοπίζεται προς τα δεξιά σύμφωνα με την αρχή του Le Chatelier.
ΟΗ - ιόντα συσσωρεύονται στο διάλυμα (pH >7)
Εάν το άλας σχηματίζεται από ένα πολυβασικό οξύ, τότε η υδρόλυση λαμβάνει χώρα σταδιακά.
Για παράδειγμα, υδρόλυση ανθρακικού: Na 2 CO 3
Στάδιο Ι: CO 3 2– + H 2 O ↔ HCO 3 – + OH –
Στάδιο II: HCO 3 – + H 2 O ↔ H 2 CO 3 + OH –
Na 2 CO 3 + H 2 O = NaHC0 3 + NaOH
Συνήθως μόνο η διαδικασία που συμβαίνει στο πρώτο στάδιο έχει πρακτική σημασία, η οποία, κατά κανόνα, περιορίζεται κατά την αξιολόγηση της υδρόλυσης των αλάτων.
Η ισορροπία της υδρόλυσης στο δεύτερο στάδιο μετατοπίζεται σημαντικά προς τα αριστερά σε σύγκριση με την ισορροπία του πρώτου σταδίου, καθώς σχηματίζεται ασθενέστερος ηλεκτρολύτης (HCO 3 -) στο πρώτο στάδιο από ότι στο δεύτερο (H 2 CO 3).
Παράδειγμα 2. Υδρόλυση ορθοφωσφορικού ρουβιδίου.
1. Προσδιορίστε τον τύπο της υδρόλυσης:
Rb 3 PO 4 ↔ 3Rb + + ταχυδρομείο 4 3–
Το ρουβίδιο είναι αλκαλικό μέταλλο, το υδροξείδιο του είναι ισχυρή βάση, το φωσφορικό οξύ, ειδικά στο τρίτο στάδιο διάσπασής του, που αντιστοιχεί στον σχηματισμό φωσφορικών αλάτων, είναι ασθενές οξύ.
Η υδρόλυση λαμβάνει χώρα στο ανιόν.
PO 3- 4 + H–OH ↔ HPO 2- 4 + OH – .
Τα προϊόντα είναι υδροφωσφορικά και ιόντα υδροξειδίου, το μέσο είναι αλκαλικό.
3. Να συνθέσετε τη μοριακή εξίσωση:
Rb 3 PO 4 + H 2 O ↔ Rb 2 HPO 4 + RbOH.
Λάβαμε ένα όξινο άλας - όξινο φωσφορικό ρουβίδιο.
Αλγόριθμος γραφής εξισώσεων αντίδρασης για την υδρόλυση άλατος ισχυρού οξέος και ασθενούς βάσης
2. Υδρόλυση άλατος ισχυρού οξέος και ασθενούς βάσης: NH 4 NO 3, AlCl 3, Fe 2 (SO 4) 3.
Παράδειγμα 1. Υδρόλυση νιτρικού αμμωνίου.
NH 4 + + NO 3 – + H 2 O ↔ NH 4 OH + NO 3 – + H +
NH 4 + + H 2 O ↔ NH 4 OH + H +
Στην περίπτωση ενός πολλαπλά φορτισμένου κατιόντος, η υδρόλυση προχωρά σταδιακά, για παράδειγμα:
Στάδιο Ι: Cu 2+ + HOH ↔ CuOH + + H +
Στάδιο II: CuOH + + HOH ↔ Cu(OH) 2 + H +
CuCl 2 + H 2 O = CuOHCl + HCl
Στην περίπτωση αυτή, η συγκέντρωση των ιόντων υδρογόνου και το pH του μέσου στο διάλυμα προσδιορίζονται επίσης κυρίως από το πρώτο στάδιο της υδρόλυσης.
Παράδειγμα 2. Υδρόλυση θειικού χαλκού(II).
1. Προσδιορίστε το είδος της υδρόλυσης. Σε αυτό το στάδιο είναι απαραίτητο να γράψουμε την εξίσωση διάστασης άλατος:
CuSO 4 ↔ Cu 2+ + SO 2- 4.
Ένα άλας σχηματίζεται από ένα κατιόν ασθενούς βάσης (τονίζουμε) και ένα ανιόν ισχυρού οξέος. Γίνεται υδρόλυση του κατιόντος.
2. Γράφουμε την ιοντική εξίσωση της υδρόλυσης και προσδιορίζουμε το μέσο:
Cu 2+ + H-OH ↔ CuOH + + H + .
Σχηματίζεται ένα κατιόν υδροξυχαλκού (II) και ένα ιόν υδρογόνου, το μέσο είναι όξινο.
3. Να σχηματίσετε μια μοριακή εξίσωση.
Πρέπει να ληφθεί υπόψη ότι η σύνταξη μιας τέτοιας εξίσωσης είναι μια ορισμένη επίσημη εργασία. Από θετικά και αρνητικά σωματίδια στο διάλυμα, σχηματίζουμε ουδέτερα σωματίδια που υπάρχουν μόνο στο χαρτί. Σε αυτή την περίπτωση, μπορούμε να δημιουργήσουμε τον τύπο (CuOH) 2 SO 4, αλλά για να γίνει αυτό πρέπει να πολλαπλασιάσουμε νοερά την ιοντική μας εξίσωση επί δύο.
Παίρνουμε:
2CuSO 4 + 2H 2 O ↔ (CuOH) 2 SO 4 + H 2 SO 4.
Σημειώστε ότι το προϊόν της αντίδρασης ανήκει στην ομάδα των βασικών αλάτων. Τα ονόματα των κύριων αλάτων, καθώς και τα ονόματα των ενδιάμεσων αλάτων, θα πρέπει να αποτελούνται από τα ονόματα του ανιόντος και του κατιόντος· σε αυτή την περίπτωση, θα ονομάσουμε το άλας «θειικός υδροξυχαλκός (II)».
Αλγόριθμος γραφής εξισώσεων αντίδρασης για την υδρόλυση άλατος ασθενούς οξέος και ασθενούς βάσης
3. Υδρόλυση άλατος ασθενούς οξέος και ασθενούς βάσης:
Παράδειγμα 1. Υδρόλυση οξικού αμμωνίου.
CH 3 COO – + NH 4 + + H 2 O ↔ CH 3 COOH + NH 4 OH
Σε αυτή την περίπτωση, σχηματίζονται δύο ελαφρώς διαχωρισμένες ενώσεις και το pH του διαλύματος εξαρτάται από τη σχετική ισχύ του οξέος και της βάσης.
Εάν τα προϊόντα υδρόλυσης μπορούν να απομακρυνθούν από το διάλυμα, για παράδειγμα, με τη μορφή ιζήματος ή αερίου ουσίας, τότε η υδρόλυση προχωρά στην ολοκλήρωση.
Παράδειγμα 2. Υδρόλυση θειούχου αργιλίου.
Al 2 S 3 + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 + 3H 2 S
2А l 3+ + 3 S 2- + 6Н 2 О = 2Аl(ОН) 3 (ίζημα) + ЗН 2 S (αέριο)
Παράδειγμα 3 Υδρόλυση οξικού αργιλίου
1. Προσδιορίστε τον τύπο της υδρόλυσης:
Al(CH 3 COO) 3 = Ο Αλ 3+ + 3CH 3 ΕΡΩΤΟΛΟΓΩ – .
Ένα άλας σχηματίζεται από ένα κατιόν ασθενούς βάσης και ανιόντα ασθενούς οξέος.
2. Γράφουμε εξισώσεις ιοντικής υδρόλυσης και προσδιορίζουμε το μέσο:
Al 3+ + H–OH ↔ AlOH 2+ + H +,
CH 3 COO – + H–OH ↔ CH 3 COOH + OH – .
Λαμβάνοντας υπόψη ότι το υδροξείδιο του αργιλίου είναι μια πολύ αδύναμη βάση, υποθέτουμε ότι η υδρόλυση στο κατιόν θα συμβεί σε μεγαλύτερο βαθμό από ότι στο ανιόν. Κατά συνέπεια, θα υπάρχει περίσσεια ιόντων υδρογόνου στο διάλυμα και το μέσο θα είναι όξινο.
Δεν έχει νόημα να προσπαθήσουμε να δημιουργήσουμε μια συνοπτική εξίσωση για την αντίδραση εδώ. Και οι δύο αντιδράσεις είναι αναστρέψιμες, δεν έχουν καμία σχέση μεταξύ τους και μια τέτοια άθροιση δεν έχει νόημα.
3. Ας κάνουμε μια μοριακή εξίσωση:
Al(CH 3 COO) 3 + H 2 O = AlOH (CH 3 COO) 2 + CH 3 COOH.
Αυτή είναι επίσης μια επίσημη άσκηση για εκπαίδευση στη σύνταξη τύπων αλάτων και την ονοματολογία τους. Ας ονομάσουμε το προκύπτον αλάτι οξικό υδροξοαργίλιο.
Αλγόριθμος για τη συγγραφή εξισώσεων αντίδρασης για την υδρόλυση ενός άλατος ενός ισχυρού οξέος και μιας ισχυρής βάσης
4. Τα άλατα που σχηματίζονται από ένα ισχυρό οξύ και μια ισχυρή βάση δεν υφίστανται υδρόλυση, γιατί η μόνη ασθενώς διάσπαση ένωση είναι το H 2 O.
Το άλας ενός ισχυρού οξέος και μιας ισχυρής βάσης δεν υφίσταται υδρόλυση και το διάλυμα είναι ουδέτερο.
Γενικές πληροφορίες για την υδρόλυση του χλωριούχου χαλκού (II).
ΟΡΙΣΜΟΣ
Χλωριούχος χαλκός (II).– ένα μέσο άλας που σχηματίζεται από μια ασθενή βάση – υδροξείδιο του χαλκού (II) (Cu(OH) 2) και ένα ισχυρό οξύ – υδροχλωρικό (υδροχλωρικό) (HCl). Τύπος - CuCl 2.
Αντιπροσωπεύει κρυστάλλους κίτρινου-καφέ (σκούρο καφέ) χρώματος. με τη μορφή κρυσταλλικών υδριτών - πράσινου. Μοριακή μάζα – 134 g/mol.
Ρύζι. 1. Χλωριούχος χαλκός(ΙΙ). Εμφάνιση.
Υδρόλυση χλωριούχου χαλκού(II).
Υδρολύεται στο κατιόν. Η φύση του περιβάλλοντος είναι όξινη. Θεωρητικά, ένα δεύτερο στάδιο είναι δυνατό. Η εξίσωση της υδρόλυσης είναι η εξής:
Πρώτο στάδιο:
CuCl 2 ↔ Cu 2+ + 2Cl - (διάσταση άλατος);
Cu 2+ + HOH ↔ CuOH + + H + (υδρόλυση με κατιόν).
Cu 2+ + 2Cl - + HOH ↔ CuOH + + 2Cl - + H + (ιονική εξίσωση);
CuCl 2 + H 2 O ↔ Cu(OH)Cl +HCl (μοριακή εξίσωση).
Δεύτερο επίπεδο:
Cu(OH)Cl ↔ CuOH + + Cl - (διάσταση άλατος);
CuOH + + HOH ↔ Cu(OH) 2 ↓ + H + (υδρόλυση με κατιόν).
CuOH + + Cl - + HOH ↔ Cu(OH) 2 ↓ + Cl - + H + (ιονική εξίσωση);
Cu(OH)Cl + H 2 O ↔ Cu(OH) 2 ↓ + HCl (μοριακή εξίσωση).
Παραδείγματα επίλυσης προβλημάτων
ΠΑΡΑΔΕΙΓΜΑ 1
ΠΑΡΑΔΕΙΓΜΑ 2
| Ασκηση | Να γράψετε την εξίσωση για την ηλεκτρόλυση διαλύματος χλωριούχου χαλκού (II). Ποια μάζα ουσίας θα απελευθερωθεί στην κάθοδο εάν 5 g χλωριούχου χαλκού (II) υποβληθούν σε ηλεκτρόλυση; |
| Λύση | Ας γράψουμε την εξίσωση διάστασης για το χλωριούχο χαλκό (II) σε ένα υδατικό διάλυμα: CuCl 2 ↔ Cu 2+ +2Cl - . Ας γράψουμε συμβατικά το σχήμα ηλεκτρόλυσης: (-) Κάθοδος: Cu 2+, H 2 O. (+) Άνοδος: Cl-, H2O. Cu 2+ +2e → Cu o ; 2Cl - -2e → Cl 2. Στη συνέχεια, η εξίσωση ηλεκτρόλυσης για ένα υδατικό διάλυμα χλωριούχου χαλκού (II) θα μοιάζει με αυτό: CuCl 2 = Cu + Cl 2. Ας υπολογίσουμε την ποσότητα χλωριούχου χαλκού (II) χρησιμοποιώντας τα δεδομένα που καθορίζονται στη δήλωση προβλήματος (μοριακή μάζα - 134 g/mol): υ(CuCl 2) = m(CuCl 2)/M(CuCl 2) = 5/134 = 0,04 mol. Σύμφωνα με την εξίσωση της αντίδρασης υ(CuCl 2) = υ(Cu) =0,04 mol. Στη συνέχεια υπολογίζουμε τη μάζα του χαλκού που απελευθερώνεται στην κάθοδο (μοριακή μάζα – 64 g/mol): m(Cu)= υ(Cu)×M(Cu)= 0,04 ×64 = 2,56 g. |
| Απάντηση | Η μάζα του χαλκού που απελευθερώνεται στην κάθοδο είναι 2,56 g. |
Η αλληλεπίδραση πόλωσης κατιόντων και ανιόντων με πολύ πολικά μόρια νερού οδηγεί σε μια ειδική χημική αντίδραση ανταλλαγής ιόντων που ονομάζεται υδρόλυση αλάτων .
Είναι βολικό να εξεταστούν οι ποιοτικές και ποσοτικές πτυχές της υδρόλυσης από την άποψη της έννοιας των ισχυρών και αδύναμων ηλεκτρολυτών (μη συσχετισμένοι και συνδεδεμένοι). Σχεδόν όλοι οι ηλεκτρολύτες που ταξινομούνται ως αδύναμοι σε υδατικά διαλύματα (βλ. ενότητα 3.2) χαρακτηρίζονται από το γεγονός ότι η ισορροπία της διάστασής τους μετατοπίζεται προς τα αριστερά, προς τα αδιάσπαστα σωματίδια. Δεν χαρακτηρίζονται δηλαδή από διάσταση, αλλά, αντίθετα, σύνδεση, δηλαδή σύνδεση πρωτονίων από τα αντίστοιχα ανιόντα και ιόντων ΟΗ από κατιόντα σε αδιάσπαστα σωματίδια. Και τα ιόντα H + και OH – υπάρχουν πάντα στο νερό λόγω της ελαφριάς διάστασής του. Ας εξετάσουμε λεπτομερέστερα τις διεργασίες που λαμβάνουν χώρα χρησιμοποιώντας τα παραδείγματα δύο αλάτων - CuCl 2 και Na 2 CO 3.
Ο χλωριούχος χαλκός (II) είναι ένας ισχυρός ηλεκτρολύτης, επομένως σε ένα υδατικό διάλυμα διασπάται πλήρως σε ιόντα:
Το υδροξείδιο του χαλκού (II) είναι ένας αδύναμος ηλεκτρολύτης (βλ. ενότητα 3.2), με άλλα λόγια, το κατιόν Cu 2+, παρουσία ιόντων ΟΗ – στο διάλυμα, θα τα δεσμεύσει ενεργά σε ένα ελαφρώς διασπασμένο σωματίδιο CuOH +, διαταράσσοντας έτσι η ισορροπία της διάστασης του νερού:
Ως αποτέλεσμα, σύμφωνα με την αρχή του Le Chatelier, η διάσταση του νερού θα αυξηθεί και η συγκέντρωση των ιόντων υδρογόνου στο διάλυμα θα αυξηθεί σε σύγκριση με αυτό που υπήρχε στο νερό. Το διάλυμα γίνεται όξινο, το pH του<7, подобная ситуация называется υδρόλυση στο κατιόν .
Φυσικά, η υδρόλυση του χλωριούχου χαλκού μπορεί να προχωρήσει περαιτέρω, στο δεύτερο στάδιο:
Ωστόσο, λαμβάνοντας υπόψη ότι τα προϊόντα υδρόλυσης του πρώτου σταδίου καταστέλλουν το δεύτερο στάδιο και ότι η αλληλεπίδραση πόλωσης του ιόντος Cu 2+ με τα μόρια του νερού είναι ασύγκριτα ισχυρότερη από το ιόν CuOH +, καταλήγουμε στο ακόλουθο σημαντικό συμπέρασμα. Εάν υπάρχει η δυνατότητα σταδιακής υδρόλυσης, αυτή η διαδικασία στην πραγματικότητα συμβαίνει μόνο στο πρώτο βήμα.
Παρόμοια κατάσταση προκύπτει σε διάλυμα Na 2 CO 3. Ως αποτέλεσμα της πλήρους διάσπασης αυτού του άλατος στο διάλυμα, σχηματίζονται ιόντα CO 3 2–, τα οποία είναι ανιόντα ασθενούς ανθρακικού οξέος. Αυτό το ιόν, εάν υπάρχουν πρωτόνια στο διάλυμα, θα τα δεσμεύσει ενεργά σε ένα ελαφρώς διαχωρισμένο σωματίδιο HCO 3, διαταράσσοντας έτσι την ισορροπία της διάστασης του νερού:
Ως αποτέλεσμα, η διάσταση του νερού θα αυξηθεί και η συγκέντρωση των ιόντων ΟΗ στο διάλυμα θα αυξηθεί σε σύγκριση με αυτή που υπήρχε στο νερό. Το διάλυμα έχει γίνει αλκαλικό, το pH του > 7, σε αυτή την περίπτωση λένε υδρόλυση με ανιόν .
Για να είμαστε δίκαιοι, θα πρέπει να σημειωθεί ότι ο πραγματικός μηχανισμός της υδρόλυσης είναι κάπως διαφορετικός. Οποιαδήποτε ιόντα σε ένα υδατικό διάλυμα ενυδατώνονται και λαμβάνει χώρα αλληλεπίδραση πόλωσης μεταξύ του ιόντος και των μορίων του νερού που αποτελούν το κέλυφος ενυδάτωσης του, για παράδειγμα:
Αυτή η διευκρίνιση δεν αλλάζει σε καμία περίπτωση τα συμπεράσματα που συνάγονται παραπάνω και δεν επηρεάζει περαιτέρω ποσοτικούς υπολογισμούς.
Έτσι, είτε άλατα που περιέχουν κατιόντα ασθενών βάσεων (υδρόλυση κατιόντων) είτε άλατα που περιέχουν ανιόντα ασθενών οξέων (υδρόλυση ανιόντων) υφίστανται υδρόλυση. Αν το κατιόν και το ανιόν στο μόριο του άλατος είναι ιόντα της αντίστοιχης ισχυρής βάσης
και ένα ισχυρό οξύ, τότε δεν υπάρχει υδρόλυση στο διάλυμα ενός τέτοιου άλατος, το pH του είναι 7.
Εάν το άλας περιέχει ένα κατιόν ασθενούς βάσης και ένα ανιόν ασθενούς οξέος, τότε η υδρόλυση σε αυτή την περίπτωση λαμβάνει χώρα σε δύο κατευθύνσεις και, κατά κανόνα, βαθιά. Όσον αφορά την οξύτητα ενός τέτοιου διαλύματος, θα καθοριστεί από την κατεύθυνση της προτιμησιακής υδρόλυσης.
Τρόποι ενίσχυσης της υδρόλυσης αλάτων:
1) αραίωση του διαλύματος άλατος.
2) θέρμανση του διαλύματος, αφού οι ενθαλπίες της υδρόλυσης είναι θετικές.
3) προσθήκη αλκαλίου στο διάλυμα για ενίσχυση της υδρόλυσης του κατιόντος, προσθήκη οξέος στο διάλυμα για ενίσχυση της υδρόλυσης του ανιόντος.
Μέθοδοι για την καταστολή της υδρόλυσης:
1) ψύξη του διαλύματος,
2) προσθήκη οξέος στο διάλυμα για την καταστολή της υδρόλυσης του κατιόντος, προσθήκη αλκαλίου στο διάλυμα για την καταστολή της υδρόλυσης
από ανιόν.
Ας εξετάσουμε τα ποσοτικά χαρακτηριστικά της υδρόλυσης. Αυτά είναι πρώτα απ' όλα ο βαθμός και η σταθερά της υδρόλυσης. Ο βαθμός υδρόλυσης ( η) παρόμοιο με το βαθμό διάστασης, ονομάζεται η αναλογία των υδρολυμένων μορίων σε σχέση με τον συνολικό αριθμό των μορίων. Η σταθερά υδρόλυσης είναι η σταθερά ισορροπίας της διαδικασίας υδρόλυσης. Φάνηκε παραπάνω ότι η υδρόλυση λαμβάνει χώρα μόνο στο πρώτο στάδιο. Το πρώτο στάδιο της υδρόλυσης με κατιόν μπορεί να γραφτεί σε γενική μορφή:
Κ ίσον = Κ υδρ = . (3.23)
Πολλαπλασιάζουμε τον αριθμητή και τον παρονομαστή αυτής της έκφρασης με τη συγκέντρωση του ιόντος ΟΗ - και παίρνουμε:
K hydr = = (3,24)
Έτσι, η σταθερά υδρόλυσης για ένα κατιόν είναι ίση με την αναλογία του ιοντικού προϊόντος του νερού προς τη σταθερά διάστασης της ασθενέστερης βάσης της οποίας το άλας υδρολύεται ή προς τη σταθερά διάστασης της βάσης στο αντίστοιχο στάδιο.
Ας επιστρέψουμε στη σχέση (3.23). Αφήστε τη συνολική συγκέντρωση του άλατος υδρόλυσης στο διάλυμα να είναι ίση με Με mol/l, και ο βαθμός υδρόλυσης του είναι η. Τότε, δεδομένου ότι = και η= /Με, λαμβάνουμε από τη σχέση (3.23):
Κ υδρ = . (3.25)
Η σχέση (3.25) συμπίπτει ως προς τη μορφή με την έκφραση του νόμου αραίωσης Ostwald (3.8), που μας υπενθυμίζει για άλλη μια φορά τη γενετική σύνδεση μεταξύ των διεργασιών υδρόλυσης και διάστασης.
Το πρώτο στάδιο της υδρόλυσης στο ανιόν μπορεί να γραφτεί σε γενική μορφή
με τον εξής τρόπο:
Η σταθερά ισορροπίας αυτής της διαδικασίας, η σταθερά της υδρόλυσης, είναι ίση με:
Κ ίσον = Κ υδρ = . (3.26)
Πολλαπλασιάζουμε τον αριθμητή και τον παρονομαστή αυτής της παράστασης με τη συγκέντρωση του ιόντος H + και παίρνουμε:
Προς υδρ = = . (3.27)
Έτσι, η σταθερά υδρόλυσης για ένα ανιόν είναι ίση με την αναλογία του ιοντικού προϊόντος του νερού προς τη σταθερά διάστασης του ασθενούς οξέος του οποίου το άλας υδρολύεται ή προς τη σταθερά διάστασης του οξέος στο αντίστοιχο στάδιο. Ας στραφούμε ξανά στην έκφραση (3.26). Ας το μετασχηματίσουμε, υποθέτοντας ότι η συνολική συγκέντρωση του άλατος στο διάλυμα είναι ίση με Με mol/l και, δεδομένου ότι = ; h = / ντο, παίρνουμε:
Κ υδρ = . (3.28)
Οι εκφράσεις (3.23), (3.24) και (3.27), (3.28) επαρκούν για την εύρεση των συγκεντρώσεων ισορροπίας των ιόντων, των σταθερών και των βαθμών υδρόλυσης σε υδατικά διαλύματα αλάτων υδρόλυσης.
Δεν είναι δύσκολο να μαντέψει κανείς ότι η σταθερά υδρόλυσης ενός άλατος που υφίσταται υδρόλυση κατιόντων και ανιόντων ταυτόχρονα είναι ίση με την αναλογία του ιοντικού προϊόντος του νερού προς το γινόμενο των σταθερών διάστασης μιας ασθενούς βάσης και ενός οξέος ή του προϊόντος των σταθερών διάστασης των αντίστοιχων σταδίων. Πράγματι, η υδρόλυση ενός άλατος από κατιόν και ανιόν ταυτόχρονα μπορεί να αναπαρασταθεί σε γενική μορφή ως εξής:
Η σταθερά υδρόλυσης έχει τη μορφή:
Κ υδρ = . (3.29)
Πολλαπλασιάζουμε τον αριθμητή και τον παρονομαστή της σχέσης (3.29) επί K W και παίρνουμε:
Κ υδρ = . (3.30)
Αφήστε τη συνολική συγκέντρωση του άλατος που υδρολύεται ταυτόχρονα στο κατιόν και στο ανιόν να είναι ίση με ντο mol/l, ο βαθμός υδρόλυσης είναι h. Είναι προφανές ότι ==hc; ==c–hc. Αντικαθιστούμε αυτές τις σχέσεις σε έκφραση (3.29):
Κ υδρ = . (3.31)
Λήφθηκε ένα ενδιαφέρον αποτέλεσμα - η συγκέντρωση δεν περιλαμβάνεται ρητά στην έκφραση της σταθεράς υδρόλυσης, με άλλα λόγια, ο βαθμός υδρόλυσης ενός άλατος που υφίσταται υδρόλυση κατιόντων και ανιόντων ταυτόχρονα θα είναι ο ίδιος για οποιαδήποτε συγκέντρωση άλατος σε η λύση.
Ας βρούμε μια έκφραση για το pH του διαλύματος άλατος που εξετάζουμε. Για να γίνει αυτό, πολλαπλασιάστε τον αριθμητή και τον παρονομαστή της σχέσης (3.29) με τη συγκέντρωση του ιόντος H + και μετασχηματίστε την παράσταση που προκύπτει:
K hydr = 3,32)
Τελικά παίρνουμε:
K diss.k-you × . (3.33)
Ας σταθούμε τώρα στη σύνδεση μεταξύ των χαρακτηριστικών της υδρόλυσης και της διάστασης στην περίπτωση της σταδιακής υδρόλυσης. Ως παράδειγμα, εξετάστε την υδρόλυση του ήδη αναφερθέντος ανθρακικού νατρίου. Η ισορροπία υδρόλυσης του Na 2 CO 3 σε βήματα και οι αντίστοιχες σταθερές ισορροπίας δίνονται παρακάτω:
K hydr (1) = = = = ;
Κ υδρ (2) = = = .
Έτσι, το πρώτο στάδιο της υδρόλυσης αντιστοιχεί στο τελευταίο στάδιο διάστασης του αντίστοιχου ασθενούς ηλεκτρολύτη και αντίστροφα - το τελευταίο στάδιο της υδρόλυσης αντιστοιχεί στο πρώτο στάδιο διάστασης του ηλεκτρολύτη. Κατά την ανάλυση του ζητήματος της υδρόλυσης των αλάτων οξέος, είναι απαραίτητο να συγκριθούν οι τιμές των σταθερών υδρόλυσης και οι σταθερές διάστασης των ανιόντων. Εάν η σταθερά της υδρόλυσης είναι μεγαλύτερη από τη σταθερά διάστασης του όξινου ανιόντος, τότε γίνεται υδρόλυση του ανιόντος και το διάλυμα χαρακτηρίζεται από pH > 7. Εάν η σταθερά υδρόλυσης είναι μικρότερη από τη σταθερά διάστασης του αντίστοιχου όξινου ανιόντος, τότε η υδρόλυση καταστέλλεται, στην πραγματικότητα συμβαίνει μόνο διάσπαση του όξινου ανιόντος και το διάλυμα άλατος έχει pH< 7.
Σημειώθηκε παραπάνω ότι ο απλούστερος τρόπος για να ενισχυθεί η υδρόλυση ενός άλατος σε ένα κατιόν είναι η εισαγωγή ενός αλκαλίου σε ένα τέτοιο διάλυμα. Ομοίως, για να ενισχυθεί η υδρόλυση του άλατος στο ανιόν, είναι απαραίτητο να εισαχθεί ένα οξύ στο διάλυμα. Τι συμβαίνει όταν συγχωνεύουμε διαλύματα δύο αλάτων, το ένα από τα οποία υδρολύεται από το κατιόν και το άλλο από το ανιόν, για παράδειγμα, διαλύματα Na 2 CO 3 και CuCl 2; Ισορροπίες υδρόλυσης σε αυτά τα διαλύματα:
Όπως φαίνεται, η υδρόλυση του πρώτου άλατος θα ενισχύσει την υδρόλυση του δεύτερου και αντίστροφα. Σε αυτή την περίπτωση μιλούν για αμοιβαία ενίσχυση της υδρόλυσης. Είναι σαφές ότι σε μια τέτοια κατάσταση ο σχηματισμός ενός προϊόντος αντίδρασης ανταλλαγής είναι αδύνατος· πρέπει να σχηματιστούν προϊόντα υδρόλυσης. Η σύνθεσή τους εξαρτάται από μεγάλος αριθμόςπαράγοντες: συγκεντρώσεις στραγγισμένων διαλυμάτων, σειρά ανάμειξης, βαθμός ανάμειξης κ.λπ.
Στο υπό εξέταση σύστημα (και σε παρόμοια) σχηματίζονται βασικά ανθρακικά· κατά προσέγγιση, η σύνθεσή τους μπορεί να θεωρηθεί ως ECO 3 ×E(OH) 2 = (EOH) 2 CO 3 .
Εξίσωση της συνεχιζόμενης διαδικασίας:
2CuCl 2 + 2 Na 2 CO 3 + H 2 O = (CuOH) 2 CO 3 ¯ + CO 2 + 4 NaCl.
Παρόμοιες ελάχιστα διαλυτές ενώσεις θα ληφθούν με την αλληλεπίδραση διαλυτών ανθρακικών αλάτων με άλατα οποιωνδήποτε δισθενών μετάλλων, που υδρολύονται στο κατιόν. Εάν τα άλατα δεν υδρολύονται, τότε συμβαίνει η συνήθης μεταβολική διαδικασία, για παράδειγμα:
BaCl 2 + Na 2 CO 3 = BaCO 3 ¯ + 2 NaCl.
Γενικά, τα άλατα Me 3+ υδρολύονται περισσότερο από τα άλατα Me 2+, επομένως, εάν στην υπό συζήτηση διαδικασία το CuCl 2 αντικατασταθεί από άλας Me 3+, τότε θα πρέπει να αναμένεται ισχυρότερη αμοιβαία ενίσχυση της υδρόλυσης. Πράγματι, όταν διαλύματα αλάτων Fe 3+, Al 3+, Cr 3+ συγχωνεύονται με διάλυμα Na 2 CO 3, παρατηρείται η απελευθέρωση διοξειδίου του άνθρακα και η καθίζηση υδροξειδίου μετάλλου. Με άλλα λόγια, σε αυτή την περίπτωση η αμοιβαία ενίσχυση της υδρόλυσης οδηγεί σε πλήρη (μη αναστρέψιμη) υδρόλυση, για παράδειγμα:
2FeCl 3 + 3Na 2 CO 3 + 3H 2 O = 2Fe(OH) 3 ¯ + 6NaCl + 3CO 2.
Παρόμοιες διαδικασίες θα παρατηρηθούν κατά την ανάμιξη διαλυμάτων αλάτων Me 3+ με διαλύματα άλλων αλάτων που υδρολύονται από το ανιόν, για παράδειγμα:
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.
Σε αντίθεση με τα άλατα, η υδρόλυση των παραγώγων οξέων - αλογονίδια οξέων, θειοανυδρίτες - προχωρά βαθιά και, συχνά, πλήρως (μη αναστρέψιμα), για παράδειγμα:
SO 2 Cl 2 + 2H 2 O = H 2 SO 4 + 2 HCl;
SOCl2 + H2O = SO2 + 2HCl;
COCl 2 + H 2 O = CO 2 + 2HCl;
BCl3 + 3H2O = H3BO 3 + 3HCl;
PCl3 + 3H2O = H3PO3 + 3HCl;
CrO2Cl2 + 2H2O = H2CrO4 + 2HCl;
CS 2 + 2H 2 O = CO 2 + 2H 2 S.
Τέλος, σημειώνουμε την ειδική περίπτωση υδρόλυσης ενώσεων Bi(III), Sb(III), αλάτων d-στοιχείων - με σχηματισμό οξο ενώσεων, για παράδειγμα:
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.
Η σταθερά υδρόλυσης, όπως και κάθε άλλη σταθερά ισορροπίας, μπορεί να υπολογιστεί με βάση θερμοδυναμικά δεδομένα.
Ομοσπονδιακή Υπηρεσία για την Εκπαίδευση του κράτους εκπαιδευτικό ίδρυμαανώτερη επαγγελματική εκπαίδευση Νόβγκοροντ Κρατικό Πανεπιστήμιοτους. Yaroslav the Wise Σχολή Φυσικών Επιστημών και Φυσικών Πόρων Τμήμα Χημείας και Οικολογίας ΥΔΡΟΛΥΣΗ ΤΟΥ ΑΛΑΤΙ Οδηγίες για εργαστηριακές εργασίες Βελίκι Νόβγκοροντ 2006 Υδρόλυση αλάτων: Μέθοδος. Διάταγμα. / Σύνθ. V. P. Kuzmicheva, I. V. Letenkova. – Veliky Novgorod: NovGU, 2006. - 4 σελ. Η υδρόλυση είναι ένας τύπος ιοντικής αντίδρασης και είναι η αλληλεπίδραση ανταλλαγής ορισμένων αλάτων με το νερό. Η αντίδραση υδρόλυσης συμβαίνει μόνο σε περιπτώσεις όπου τα ιόντα που σχηματίζονται κατά τη διάσταση του άλατος είναι ικανά να σχηματίσουν αδιάλυτες, αέριες ή ελαφρώς διασπασμένες ενώσεις (μόρια ή σύμπλοκα ιόντα) με ιόντα - προϊόντα ιοντισμού του νερού (Η+, ΟΗ-). Τα άλατα υφίστανται υδρόλυση τρία είδη . Αυτά είναι άλατα που σχηματίζονται από: 1) ασθενές οξύ και ισχυρή βάση. 2) μια αδύναμη βάση και ένα ισχυρό οξύ. 3) ένα ασθενές οξύ και μια αδύναμη βάση. Υπό κανονικές συνθήκες, τα άλατα που σχηματίζονται από μια ισχυρή βάση και ένα ισχυρό οξύ δεν υφίστανται υδρόλυση. Πρέπει να σημειωθεί ότι η υδρόλυση των αλάτων του πρώτου και του δεύτερου από αυτούς τους τύπους γίνεται αναστρέψιμα. Μετά την εξίσωση των ρυθμών της μπροστινής και της αντίστροφης διεργασίας (αντιδράσεις υδρόλυσης και εξουδετέρωσης), δημιουργείται χημική ισορροπία. Επομένως, όταν γράφετε εξισώσεις για την υδρόλυση αυτών των αλάτων, θα πρέπει να χρησιμοποιείτε το σύμβολο ↔. Η υδρόλυση των αλάτων της τρίτης ομάδας υπό ορισμένες συνθήκες μπορεί να συμβεί σχεδόν μη αναστρέψιμα, και στην περίπτωση αυτή οι εξισώσεις αντίδρασης θα πρέπει να αντιπροσωπεύονται με ένα σύμβολο ίσου (=) ή ένα βέλος (→). Υδρόλυση αλάτων ασθενών μονοβασικών οξέων Ας εξετάσουμε την πρώτη περίπτωση υδρόλυσης χρησιμοποιώντας το παράδειγμα οξικού νατρίου (άλας ασθενούς οξικού οξέος και ισχυρή βάση υδροξειδίου του νατρίου): CH 3 COONa + H 2 O ↔ CH 3 COOH + NaOH. ή σε μορφή μοριακού ιόντος: Na + CH 3 COO - + H 2 O ↔ CH 3 COOH + Na + + OH - + C a ιόντα N a + s i o n a m και H + και OH - δεν σχηματίζουν ελαφρώς διαχωρισμένες ενώσεις, έτσι να μην λάβει μέρος σε αυτή την αντίδραση. Εξαιρώντας τα κατιόντα νατρίου, λαμβάνουμε τη συντομευμένη μοριακή ιοντική εξίσωση για την αντίδραση υδρόλυσης του οξικού νατρίου: CH3COO- + H2O ↔ CH3COOH + OH-. Όπως φαίνεται, η αντίδραση του διαλύματος άλατος ως αποτέλεσμα της υδρόλυσης είναι αλκαλική (pH > 7). Ποσοτικά, η αλληλεπίδραση του άλατος με το νερό χαρακτηρίζεται από το βαθμό υδρόλυσης. Ο βαθμός υδρόλυσης (h) είναι ο λόγος του αριθμού των μορίων που υποβάλλονται σε υδρόλυση (Νυδρ.) προς τον αρχικό αριθμό των μορίων άλατος στο διάλυμα (Αριθ.): h = Νυδρ./Όχι Υδρόλυση αλάτων ασθενών πολυβασικών οξέων Υδρόλυση τέτοιων Τα άλατα είναι μια διαδικασία πολλαπλών σταδίων, η οποία προχωρά σε μια διαδοχική σειρά σταδίων. Για παράδειγμα, στην υδρόλυση του Na2S, το πρώτο στάδιο έχει τη μορφή: Na2S + H2O ↔ NaHS + NaOH + 2- 2Na + S + H2O ↔ Na+ + HS- + Na+ + OH- Η υδρόλυση στο πρώτο στάδιο μπορεί να χαρακτηριστεί ποσοτικά από το βαθμό της υδρόλυσης. Στη συνέχεια το ιόν υδροσουλφιδίου εισέρχεται σε αντίδραση ανταλλαγής με νερό: NaHS + H2O ↔ H2S + NaOH Na+ + HS- + H2O ↔ H2S + Na+ + OH- HS- + H2O ↔ H2S + OH- Πρέπει να σημειωθεί ότι ποσοτικά το δεύτερο στάδιο της υδρόλυσης προχωρά σε ασύγκριτα μικρότερο βαθμό από την πρώτη. Επομένως, στην απάντηση αρκεί να υποδείξουμε την εξίσωση μόνο για το πρώτο βήμα: Na3PO4 + H2O ↔ Na2HP04 + NaOH PO 4 3- + H 2 O ↔ HPO 4 2- + OH - Υδρόλυση αλάτων που σχηματίζονται από ασθενείς βάσεις Ομοίως, μπορείτε να εξετάσετε την υδρόλυση ενός άλατος που σχηματίζεται από ένα ισχυρό ανιόν οξύ και ένα μεμονωμένα φορτισμένο κατιόν ασθενούς βάσης. Για παράδειγμα: NH4Cl + H2O ↔ NH4OH + HCI Όπως μπορείτε να δείτε, η αντίδραση του μέσου σε αυτή την περίπτωση είναι όξινη. Κατά την υδρόλυση πολυσθενών κατιόντων, κυριαρχεί η διαδικασία προσθήκης ενός ιόντος υδροξειδίου OH-, με αποτέλεσμα τον σχηματισμό βασικών αλάτων. Για παράδειγμα, η υδρόλυση του χλωριούχου χαλκού (II) περιγράφεται από την εξίσωση: CuCl2 + H2O ↔ Cu(OH)C1 + HC1 Cu2+ + 2 Cl- + H2O ↔ CuOH+ + H+ + 2 Cl- Cu2+ + H2O ↔ CuOH- + H+ Υδρόλυση αλάτων που σχηματίζονται από ασθενή οξέα και ασθενείς βάσεις Το κατιόν και το ανιόν είναι μεμονωμένα φορτισμένα. Αυτός ο τύπος άλατος περιλαμβάνει κυρίως άλατα αμμωνίου. Στην περίπτωση αυτή, τα προϊόντα της υδρόλυσης είναι ένα ασθενές οξύ και μια βάση: KtAn + H2O = KtOH + HAn, Kt+ + An" + H2O = KtOH + HAn, όπου Kt + και An - είναι το κατιόν και το ανιόν των ασθενών βάσεων και οξέα αντίστοιχα Εάν οι αντιδράσεις βάσης και οξέος που προκύπτουν είναι ηλεκτρολύτες ίσης ισχύος, τότε το διάλυμα έχει ουδέτερο περιβάλλον (pH = 7) Διαφορετικά, η τιμή του δείκτη υδρογόνου προσδιορίζεται από την αναλογία των σταθερών διάστασης αυτών των ενώσεων Για παράδειγμα, κατά την υδρόλυση του φθοριούχου αμμωνίου NH 4 F + H 2 O = NH 4 OH + HF η τιμή pH του διαλύματος είναι μικρότερη από επτά (pH< 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). Το κατιόν είναι πολλαπλά φορτισμένο, το ανιόν φορτίζεται μεμονωμένα.Τέτοια άλατα δεν ελήφθησαν λόγω πλήρους και μη αναστρέψιμης υδρόλυσης. Εξαίρεση αποτελούν ορισμένα οξικά και μυρμηκικά άλατα, τα οποία κατά την υδρόλυση δίνουν ιζήματα από κακώς διαλυτά βασικά άλατα. Για παράδειγμα: Al(CH 3 COO)3 + H 2 O = AlOH (CH 3 COO) 2 + CH 3 COOH Al 3 + + 3CH 3 COO - + H 2 O = A1OH (CH 3 COO) 2 + CH 3 COOH Κατιόν και ανιόν πολλαπλασιάζονται φορτισμένα Μια προσεκτική εξέταση του πίνακα διαλυτότητας δείχνει ότι στις περισσότερες περιπτώσεις τέτοια άλατα είναι αδιάλυτα στο νερό, με αποτέλεσμα να παραμεληθεί η υδρόλυση τους. Ως εξαίρεση, μπορούν να αναφερθούν θειούχα αλουμίνιο και χρώμιο. Αυτά τα άλατα μπορούν να ληφθούν χρησιμοποιώντας μεθόδους «ξηρής» χημείας, ωστόσο, εάν εκτεθούν στο νερό, θα συμβεί πλήρης και μη αναστρέψιμη υδρόλυση: A12S3 + 6 H2O = 2 A1(OH)3 + 3 H2S Μέθοδοι για την ενίσχυση και την καταστολή της υδρόλυσης Για ενίσχυση ή να καταστείλετε την υδρόλυση, μπορείτε να χρησιμοποιήσετε χημικές και φυσικές μεθόδους. Χημικές μέθοδοι βασίζονται σε αλλαγές στις συγκεντρώσεις των ουσιών σε ισορροπία. Εάν ένα αντιδραστήριο εισάγεται σε ένα διάλυμα ενός άλατος υδρόλυσης που δεσμεύει τα ιόντα Η+ και ΟΗ- που σχηματίζονται κατά την υδρόλυση, τότε, σύμφωνα με την αρχή του Le Chatelier, η ισορροπία μετατοπίζεται προς αυξημένη υδρόλυση. ως αποτέλεσμα, η υδρόλυση μπορεί να προχωρήσει πλήρως μέχρι να σχηματιστούν τα τελικά προϊόντα της. Η προσθήκη νερού σε ένα διάλυμα έχει παρόμοιο αποτέλεσμα - η αραίωση είναι ο απλούστερος τρόπος για την ενίσχυση της υδρόλυσης. Φυσικά, η ισορροπία κατά την υδρόλυση μπορεί να μετατοπιστεί με την αλλαγή της θερμοκρασίας. Η αντίστροφη διαδικασία από την υδρόλυση - η αντίδραση εξουδετέρωσης - προχωρά με την απελευθέρωση θερμότητας και η υδρόλυση είναι μια ενδόθερμη διαδικασία. Επομένως, μια αύξηση της θερμοκρασίας οδηγεί σε αυξημένη υδρόλυση και μια μείωση οδηγεί σε εξασθένηση. Αντιδράσεις αμοιβαίας ενίσχυσης της υδρόλυσης Η αντίδραση που δίνει ακριβώς τα ίδια προϊόντα όπως στο προηγούμενο παράδειγμα μπορεί να πραγματοποιηθεί με διαφορετικό τρόπο. Εάν πάρουμε ένα διάλυμα χλωριούχου αργιλίου και προσθέσουμε ένα διάλυμα θειούχου νατρίου σε αυτό, τότε αντί για το αναμενόμενο θειούχο αργίλιο θα πάρουμε ένα ίζημα υδροξειδίου του αργιλίου και υδρόθειου: 2 AlCl3 + 3 Na2S + 6 H2O = 2 Al(0H )3 + 3 H2S + 6 NaCl 2 Al + 6 Cl- + 6Na++3 S2- + 6 H2O = 2 A1(OH)3+3 H2S + 6Na+ + 6 Cl- 3+ 2 Al3+ +3 S2 - + 6 H2 O = 2 A1(OH) 3 + 3 H2 S Τέτοιες αντιδράσεις ονομάζονται αντιδράσεις αμοιβαίας ενίσχυσης υδρόλυσης. Σε διαλύματα AlCl 3 και Na 2 S, οι ισορροπίες δημιουργούνται χωριστά: Al3+ + H2O ↔ AlOH2+ + H+ S2- + H2O ↔ HS+ + OH- Όταν αυτά τα διαλύματα αναμειγνύονται, τα πρωτόνια συνδέονται με ιόντα υδροξειδίου σε ένα μόριο νερού και ισορροπία. σύμφωνα με την αρχή του Le Chatelier, μετατοπίζεται προς τα δεξιά. Το ίδιο συμβαίνει και με τα επόμενα στάδια της υδρόλυσης κατιόντων. Ως αποτέλεσμα, η υδρόλυση του κατιόντος αλουμινίου και του θειούχου ανιόντος λαμβάνει χώρα σχεδόν πλήρως. Επομένως, στις εξισώσεις υδρόλυσης τέτοιων αλάτων, το σύμβολο "=" ή "→" τοποθετείται μεταξύ των αρχικών ουσιών και των προϊόντων αντίδρασης. Ας δώσουμε ένα άλλο παράδειγμα παρόμοιας αντίδρασης: Na2SiO3 + 2 NH4CI + 2H2O = H2SiO3 + 2NH4OH + 2NaCl 2Na+ + SiO32- + 2NH4+ + 2Сl- + 2H2O = H2SiO3 +2NH4OH + 2Na+ + 2Сl- SiO 3 2- + 2 NH 4 + + 2H2 O = H2 SiO 3 + 2 Πείραμα BHSYAS FORUM 4. ΚΑΙ ΙΣΧΥΡΑ ΟΞΕΑ Πείραμα: Ρίξτε σε χωριστούς δοκιμαστικούς σωλήνες διαλύματα χλωριούχου νατρίου, χλωριούχου βαρίου, θειικού νατρίου και νιτρικού καλίου και δοκιμάστε τις αντιδράσεις των διαλυμάτων χρησιμοποιώντας χαρτί γενικής χρήσης. Για να το κάνετε αυτό, κόψτε μια λωρίδα χαρτιού δείκτη σε 4 - 5 μέρη και, τοποθετώντας τα σε μια λωρίδα λευκού διηθητικού χαρτιού, ακουμπήστε το κομμάτι χαρτιού δείκτη με μια γυάλινη ράβδο, βρεγμένη με το διάλυμα δοκιμής. Πριν δοκιμάσετε το επόμενο διάλυμα, πρέπει να ξεπλύνετε τη γυάλινη ράβδο με νερό. Τα διαλύματα των αλάτων που λαμβάνονται για το πείραμα περιέχουν περίσσεια ιόντων Η+ ή ΟΗ-; Αυτά τα άλατα υπόκεινται σε υδρόλυση; ΑΛΑΤΑ ΠΟΥ ΣΧΗΜΑΤΙΖΟΝΤΑΙ ΑΠΟ ΙΣΧΥΡΕΣ ΒΑΣΕΙΣ ΚΑΙ ΑΔΥΝΑΤΑ ΟΞΕΑ. Πείραμα 1. Ρίξτε 3 – 4 σταγόνες διαλύματος οξικού νατρίου σε ένα δοκιμαστικό σωλήνα και προσδιορίστε το pH του διαλύματος χρησιμοποιώντας χαρτί γενικής ένδειξης. Το διάλυμα οξικού νατρίου χρωματίζεται μετά την προσθήκη 1 - 2 σταγόνων φαινολοφθαλεΐνης; Με βάση τη συγκέντρωση του διαλύματος Γ, υπολογίστε το pH του και συγκρίνετε το με πειραματικά δεδομένα. Συμπληρώστε τον παρακάτω πίνακα: Υπολογισμένος τύπος αλατιού = √Kb * C pH υπολογισμένο από πειραματικά δεδομένα Γράψτε τη μοριακή ιοντική εξίσωση για την υδρόλυση οξικού νατρίου. Δώστε δύο ή τρία παραδείγματα άλλων οξικών των οποίων η υδρόλυση αντιστοιχεί σε αυτή την εξίσωση. Πείραμα 2. Ρίξτε 5 - 6 σταγόνες διαλύματος ανθρακικού νατρίου σε έναν δοκιμαστικό σωλήνα, σε έναν άλλο - τον ίδιο όγκο θειώδους νατρίου και συγκρίνετε το χρώμα και των δύο διαλυμάτων αφού προσθέσετε 1 - 2 σταγόνες φαινολοφθαλεΐνης σε αυτά ή ελέγξτε την αντίδραση των διαλυμάτων χρησιμοποιώντας ενδεικτικό χαρτί γενικής χρήσης. Να γράψετε τις μοριακές ιοντικές εξισώσεις για την υδρόλυση. Συγκρίνετε τη συμπεριφορά και των δύο αλάτων στο διάλυμα και, χωρίς να κάνετε υπολογισμούς, προσδιορίστε ποιο από τα δύο διαλύματα έχει σχετικά μεγαλύτερη: α). βαθμός υδρόλυσης h; σι). συγκέντρωση ιόντων υδροξυλίου; V). τιμή pH. Ποιο ανιόν - CO32- ή SO32- - είναι ισχυρότερη βάση; Να υπολογίσετε τις σταθερές υδρόλυσης και των δύο αλάτων. Συμπληρώστε τον πίνακα: Αλάτι h pH Kb = Kω / K2 Πείραμα 3. Κάντε τα ίδια συγκριτικά πειράματα με διαλύματα υδροαλάτων - διττανθρακικό νάτριο και όξινο θειικό νάτριο. Προσθέστε 1-2 σταγόνες φαινολοφθαλεΐνης στο διάλυμα του πρώτου άλατος και 1-2 σταγόνες λακκούβας στο διάλυμα του δεύτερου, αφού βεβαιωθείτε ότι η φαινολοφθαλεΐνη παραμένει άχρωμη στο διάλυμα όξινου θειικού νατρίου. Να γράψετε μοριακές ιοντικές εξισώσεις για την υδρόλυση και των δύο αλάτων και να εξηγήσετε τη διαφορά στις ιδιότητες των διαλυμάτων τους. Ποια συνάρτηση - βάση ή οξύ - κυριαρχεί στο ιόν HCO3- και στο ιόν HSO3-; Συγκρίνετε τα αποτελέσματα του πειράματος με τα υπολογισμένα δεδομένα, συγκρίνοντας τις τιμές των Kb και K2. Συμπληρώστε τον πίνακα: Αλάτι Πειραματικά δεδομένα Υπολογισμένα δεδομένα Συμπεράσματα pH αντίδρασης (περισσότερο Kb = Kω / K1 K2 διάλυμα ή λιγότερο 7) ΑΛΑΤΑ NaHCO3 NaHSO3 ΠΟΥ ΣΧΗΜΑΤΙΖΟΝΤΑΙ ΑΠΟ ΙΣΧΥΡΑ ΟΞΕΑ ΚΑΙ ΑΔΥΝΑΜΕΣ ΒΑΣΕΙΣ. Πείραμα 1. Χρησιμοποιώντας χαρτί γενικής ένδειξης, προσδιορίστε την αντίδραση ενός υδατικού διαλύματος χλωριούχου ή θειικού αμμωνίου. Να γράψετε τη μοριακή ιοντική εξίσωση για την αντίδραση υδρόλυσης. Πείραμα 2. Χρησιμοποιώντας λυχνία, προσδιορίστε την αντίδραση ενός διαλύματος χλωριούχου ψευδαργύρου, θειικού ψευδαργύρου και θειικού αργιλίου. Να γράψετε μοριακές και μοριακές-ιοντικές εξισώσεις για την υδρόλυση αλάτων. Πείραμα 3. Προσθέστε τον ίδιο όγκο νερού σε 3-4 σταγόνες διαλύματος αντιμονίου ή χλωριούχου βισμούθιου. Τι παρατηρείται σε αυτή την περίπτωση; Οξινίστε το διάλυμα με μερικές σταγόνες πυκνού υδροχλωρικού οξέος και, στη συνέχεια, αραιώστε ξανά το διάλυμα. Τι παρατηρείται; Γράψτε μια μοριακή ιοντική εξίσωση για την υδρόλυση του αντιμονίου ή του χλωριούχου βισμούθιου, λαμβάνοντας υπόψη ότι αυτό παράγει το κακώς διαλυτό χλωριούχο οξοαντιμόνιο SbOCl και, κατά συνέπεια, το χλωριούχο οξοβισμούθιο BiOCl. ΑΛΛΗΛΕΠΙΔΡΑΣΗ ΔΙΑΛΥΜΑΤΩΝ ΑΛΑΤΙΟΥ, ΑΜΟΙΒΑΙΑ ΕΝΙΣΧΥΣΗ ΥΔΡΟΛΥΣΗΣ ΜΙΑ ΑΛΛΗΛΟΥ. Πείραμα 1. Ρίξτε 5 - 6 σταγόνες διαλύματος χλωριούχου ή θειικού χρωμίου (III) σε έναν κωνικό δοκιμαστικό σωλήνα και προσθέστε στάγδην ένα διάλυμα ανθρακικού νατρίου μέχρι να σχηματιστεί ένα ίζημα ελαφρώς διαλυτής ένωσης. Πείραμα 2. Πραγματοποιήστε το ίδιο πείραμα σε κωνικό δοκιμαστικό σωλήνα με διάλυμα χλωριούχου ή θειικού αργιλίου, προσθέτοντας σε αυτό στάγδην διάλυμα θειούχου αμμωνίου μέχρι να σχηματιστεί ίζημα ελαφρώς διαλυτής ένωσης. Διαχωρίστε τα ιζήματα που λήφθηκαν και στα δύο πειράματα από τα διαλύματα και πλύντε τα μία ή δύο φορές με 5-6 σταγόνες νερό. Ποιες αντιδράσεις μπορούν να χρησιμοποιηθούν για να αποδειχθεί ότι οι ελάχιστα διαλυτές ενώσεις που προκύπτουν είναι υδροξείδια του χρωμίου (III) και του αργιλίου και όχι προϊόντα της αλληλεπίδρασης ανταλλαγής των αρχικών αλάτων; Γιατί η υδρόλυση συμβαίνει σχεδόν μη αναστρέψιμα όταν τα διαλύματα αυτών των αλάτων αλληλεπιδρούν; Ποιος είναι ο μηχανισμός αμοιβαίας ενίσχυσης της υδρόλυσης; Πείραμα 3. Ρίξτε 5 - 6 σταγόνες από ένα διάλυμα χλωριούχου ή θειικού αργιλίου και την ίδια ποσότητα διαλύματος οξικού νατρίου σε ένα δοκιμαστικό σωλήνα. Ζεστάνετε το περιεχόμενο του δοκιμαστικού σωλήνα βυθίζοντάς τον σε ζεστό νερό και σημειώστε τις παρατηρήσεις σας. Γράψτε τις μοριακές και μοριακές-ιοντικές εξισώσεις για την αντίδραση, λαμβάνοντας υπόψη ότι η αντίδραση παράγει το κύριο άλας - οξικό διϋδροξοαργίλιο. Γιατί, σε αυτή την περίπτωση, η αμοιβαία ενίσχυση της υδρόλυσης των αλάτων έναρξης περιορίζεται στον σχηματισμό του Al(OH)2CH3COO και όχι του υδροξειδίου του αργιλίου; Πώς επηρεάζει η αύξηση της θερμοκρασίας τον βαθμό υδρόλυσης των αλάτων; Πείραμα 4. Προσθέστε τον ίδιο όγκο χλωριούχου αμμωνίου σε 4–6 σταγόνες διαλύματος πυριτικού νατρίου. Σημειώστε τη φύση του ιζήματος που σχηματίζεται και τη μυρωδιά του αερίου που απελευθερώνεται. Να γράψετε τη μοριακή ιοντική εξίσωση της αντίδρασης και να εξετάσετε τον μηχανισμό εμφάνισής της.