Universitatea Tehnică a Petrolului de Stat Ufa

Catedra de Chimie Generală şi Analitică

Ajutor didactic

pentru lucrări de laborator pe tema:

Hidroliza sării

Conceput pentru studenții de non-chimie

și facultățile de chimie ale universităților.

Alcătuit de: Syrkin A.M., Prof., Candidat la Științe Chimice, Rolnik L.Z., Conf. univ.

Doctor în științe chimice

Referent Sergeeva L.G., profesor asociat, candidat la științe chimice.

© Statul Ufa

tehnica uleiului

Universitatea, 2002

Hidroliza sării

Hidroliza sărurilor este interacțiunea ionilor lor cu apa, bazată pe efectul de polarizare al ionilor asupra moleculelor de apă, în urma căruia, de regulă, egalitatea este încălcată.

caracteristica apei pure.

Există 4 grupe de săruri:

o sare formată dintr-o bază tare și un acid tare;

o sare formată dintr-o bază slabă și un acid puternic;

o sare formată dintr-o bază tare și un acid slab;

o sare formata dintr-o baza slaba si un acid slab.

Prin urmare, luăm în considerare 4 opțiuni pentru acțiunea apei asupra sării.

1) Acest grup include săruri precum NaCI, KCI, NaNO3, Na2SO4 și altele.Cationii și anionii acestor săruri au sarcini mici și dimensiuni semnificative. În același timp, efectul lor de polarizare asupra moleculelor de apă este mic, adică interacțiunea sării cu apa practic nu are loc. Acest lucru se aplică cationilor precum K+ și Na+ și anionilor precum CI- și NO3-. Prin urmare, sărurile unei baze puternice și a unui acid puternic nu sunt supuse hidrolizei.. În acest caz, echilibrul disocierii apei în prezența ionilor de sare aproape nu este perturbat.

Prin urmare, soluțiile unor astfel de săruri sunt practic neutre (pH ≈ 7).

2) Dacă sarea este formată dintr-un cation de bază slab NH 4 + , AI 3+ , Mg 2+ etc. și un anion al unui acid puternic (Cl -, NO 3 -, SO 4 2- etc.), apoi are loc hidroliza conform cation(numai cationul de sare are efect de polarizare). Un exemplu este procesul:

a) sub formă moleculară

NH4CI + H20NH4OH + HCI;

b) sub formă ion-moleculară

NH4+ + CI- + H20NH4OH + H++ + CI-;

c) sub formă ionico-moleculară scurtă

NH4+ + H20NH4OH + H+.

Hidroliza se datorează formării unui compus slab disociat - NH 4 OH. Ca urmare, echilibrul de disociere electrolitică a apei se schimbă și în soluție apare un exces de ioni de hidrogen, astfel încât reacția mediului este acidă (pH).< 7). Очевидно, чем полнее протекает гидролиз, тем более показатель среды отличается от состояния нейтральности.

Observăm imediat că procesul de hidroliză poate fi caracterizat cantitativ prin două valori: 1) gradul de hidroliză (h); 2) constanta de hidroliză (K g).

gradhidroliză este raportul dintre numărul de molecule de sare care au suferit hidroliză și numărul total de molecule de sare în soluție; sau gradul de hidroliză este înțeles ca un număr care arată ce parte din cantitatea totală de sare este hidrolizată, adică transformată prin acțiunea apei în acidul sau baza corespunzătoare (sau în săruri acide sau bazice).

Gradul de hidroliză se calculează din ecuația pentru constanta de disociere a bazei (sau acidului) slabă corespunzătoare și a produsului ionic al apei.

Luați în considerare aceste caracteristici pentru hidroliza sării de clorură de amoniu.

Să scriem din nou ecuația de hidroliză sub forma ion-moleculară:

NH4+ + H20NH4OH + H+

Conform legii acțiunii masei, constanta de echilibru a acestei reacții va avea următoarea formă:

K p =
(1)

Concentrația de apă practic nu se modifică într-o soluție de sare, adică 0 = egal = const (2)

= K p = K g (3)

Produsul a două constante K p este o valoare constantă și se numește constanthidroliză Pentru Domnul.

Din ecuația produsului ionic al apei avem

K H 2 O = (4)

=
(5)

Atunci ecuația (1) poate fi scrisă după cum urmează:

K g =
(6)

Atitudine

=, (7)

unde K principal. este constanta de disociere a bazei slabe NH 4 OH.

Atunci expresia (6) are forma

K g = (8)

Cu cât sunt mai mulți Kg, cu atât sarea este supusă hidrolizei.

Din ecuația (3), se poate calcula gradul de hidroliză a sării.

K g = =
(9)

Să presupunem că concentrația sării inițiale este c mol/l, gradul de hidroliză este h, apoi se hidroliza ch moli de sare, se formează ch moli de NH 4 OH și ch g- ioni de H +.

La echilibru, concentrațiile vor avea următoarele valori:

= (c-ch)

Inlocuim aceste valori in ecuatia (5).

, (10)

K g = (11)

Deoarece h este o valoare mică (h ≤ 0,01), putem presupune că (1 - h) ≈ 1

K g =
; (12)

h = =
. (13)

Din ecuația rezultată rezultă că gradul de hidroliză (h) este mai mare:

cu cât mai mult K H 2 O, adică cu atât temperatura este mai mare (produsul ionic al apei K H 2 O depinde de temperatură în proporție directă);

cu cât K bazic este mai mic, adică cu atât baza formată ca urmare a hidrolizei este mai slabă;

cu cât concentrația de sare este mai mică, adică soluția este mai diluată.

Astfel, pentru a crește gradul de hidroliză, este necesar să se dilueze soluția și să se ridice temperatura. Am considerat a 2-a variantă a hidrolizei unei sări formate dintr-o bază slabă și un acid puternic. Clorura de cupru (II) aparține, de asemenea, aceleiași varietăți de săruri. Această sare este formată dintr-o bază cu două acizi Cu(OH) 2 și un acid monobazic. În acest caz, procesul de hidroliză decurge treptat. La temperatura camerei, se realizează practic 1 etapă de hidroliză. Să notăm prima etapă a hidrolizei sării de clorură de cupru (II) în 3 forme:

sub formă moleculară

CuCl2 + H20 CuOHCI + HCI;

sub formă ion-moleculară

Cu2+ + 2CI- + H20 (CuOH) + + CI- + H + + CI-;

sub formă moleculară ionică scurtă

Cu2+ + H20 (CuOH) + + H+

Hidroliza se datorează formării particulelor cu disociere scăzută (CuOH) + . Ca urmare, echilibrul de disociere electrolitică a apei este deplasat, apare un exces de ioni de hidrogen în soluție, reacția pH-ului mediu.< 7. Гидролиз протекает prin cation.

Sarea bazică formată ca rezultat al primei etape de hidroliză poate fi supusă unei interacțiuni ulterioare cu apa. Cu toate acestea, a doua etapă a hidrolizei este mai puțin pronunțată. Acest lucru se datorează unei scăderi a K bazic. în timpul trecerii de la K principal.1 la K principal.2 etc. De exemplu, deoarece ionii (CuOH) + se disociază mai slab decât Cu(OH) 2 , atunci se formează în primul rând în timpul hidrolizei CuCl 2 .

A doua etapă de hidroliză a clorurii de cupru (II) poate fi reprezentată după cum urmează:

sub formă moleculară

CuOHCI + H2O Cu(OH)2  + HCI;

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

sub formă moleculară ionică scurtă

(CuOH) + + H20 Cu(OH)2 + H+.

Electroliza sărurilor topite

Pentru a obține metale foarte active (sodiu, aluminiu, magneziu, calciu etc.), care interacționează ușor cu apa, se utilizează electroliza sărurilor sau oxizilor topiți:

1. Electroliza topiturii clorurii de cupru (II).

Procesele electrozilor pot fi exprimate ca semireacții:

la catodul K(-): Сu 2+ + 2e = Cu 0 - reducere catodica

la anodul A (+): 2Cl - - 2e \u003d Cl 2 - oxidare anodică

Reacția globală de descompunere electrochimică a unei substanțe este suma a două semireacții de electrozi, iar pentru clorura de cupru este exprimată prin ecuația:

Cu 2+ + 2 Cl - \u003d Cu + Cl 2

În timpul electrolizei alcalinelor și sărurilor oxoacizilor, oxigenul este eliberat la anod:

4OH - - 4e \u003d 2H 2 O + O 2

2SO 4 2– - 4e \u003d 2SO 3 + O 2

2. Electroliza topiturii clorurii de potasiu:

Electroliza soluției

Combinația de reacții redox care apar pe electrozi în soluții de electroliți sau se topește atunci când trece un curent electric prin aceștia se numește electroliză.

Pe catodul „-” al sursei de curent are loc procesul de transfer de electroni la cationi dintr-o soluție sau topitură, prin urmare catodul este un „agent reducător”.

La anodul „+”, electronii sunt eliberați de anioni, deci anodul este un „agent oxidant”.

În timpul electrolizei, procesele concurente pot avea loc atât la anod, cât și la catod.

Când electroliza este efectuată folosind un anod inert (neconsumabil) (de exemplu, grafit sau platină), de regulă, două procese oxidative și două procese de reducere concurează:
la anod - oxidarea anionilor și a ionilor de hidroxid,
la catod - reducerea cationilor si ionilor de hidrogen.

Când electroliza este efectuată folosind un anod activ (consumabil), procesul devine mai complicat și reacțiile concurente pe electrozi sunt:
la anod - oxidarea anionilor și a ionilor hidroxid, dizolvarea anodică a metalului - materialul anodului;
la catod - reducerea cationului de sare si a ionilor de hidrogen, reducerea cationilor metalici obtinuti prin dizolvarea anodului.

Atunci când alegeți cel mai probabil proces la anod și catod, trebuie să mergeți din poziția în care va avea loc reacția care necesită cel mai mic consum de energie. În plus, pentru a selecta cel mai probabil proces la anod și catod în timpul electrolizei soluțiilor de sare cu un electrod inert, se folosesc următoarele reguli:

1. Următoarele produse se pot forma la anod:

a) în timpul electrolizei soluţiilor care conţin anioni SO 4 2-, NO - 3, PO 4 3-, precum şi soluţiilor alcaline de pe anod, apa se oxidează şi se eliberează oxigen;

A + 2H 2 O - 4e - \u003d 4H + + O 2

b) în timpul oxidării anionilor Cl - , Br - , I - clor, brom, respectiv iod se eliberează;

A + Cl - + e - \u003d Cl 0

2. Următoarele produse se pot forma pe catod:

a) in timpul electrolizei solutiilor sarate ce contin ioni situati intr-o serie de tensiuni la stanga lui Al 3+ se reduce apa pe catod si se elibereaza hidrogen;

K - 2H 2 O + 2e - \u003d H 2 + 2OH -

b) dacă ionul metalic este situat în seria de tensiuni la dreapta hidrogenului, atunci metalul este eliberat la catod.

K - Me n + + ne - \u003d Eu 0

c) în timpul electrolizei soluţiilor sărate care conţin ioni situati într-o serie de tensiuni între Al + şi H + , la catod pot avea loc procese concurente atât de reducere a cationilor, cât şi de degajare a hidrogenului.

Exemplu: Electroliza unei soluții apoase de nitrat de argint pe electrozi inerți

Disocierea azotatului de argint:

AgNO 3 \u003d Ag + + NO 3 -

În timpul electrolizei unei soluții apoase de AgNO 3, ionii Ag + sunt redusi la catod, iar moleculele de apă sunt oxidate la anod:

Catod: Ag + + e = A g

Anod: 2H 2 O - 4e \u003d 4H + + O 2

Ecuație rezumată:________________________________________________

4AgNO 3 + 2H 2 O \u003d 4Ag + 4HNO 3 + O 2

Realizaţi scheme pentru electroliza soluţiilor apoase: a) sulfat de cupru; b) clorură de magneziu; c) sulfat de potasiu.

În toate cazurile, electroliza se realizează folosind electrozi de carbon.

Exemplu: Electroliza unei soluții apoase de clorură de cupru pe electrozi inerți

Disocierea clorurii de cupru:

CuCl 2 ↔ Сu 2+ + 2Cl -

Soluția conține ioni de Cu 2+ și 2Cl - care, sub acțiunea unui curent electric, sunt direcționați către electrozii corespunzători:

Catod - Cu 2+ + 2e = Cu 0

Anod + 2Cl - - 2e = Cl 2

_______________________________

CuCl 2 \u003d Cu + Cl 2

Cuprul metalic este eliberat la catod, iar clorul gazos este eliberat la anod.

Dacă, în exemplul considerat al electrolizei unei soluții de CuCl 2, o placă de cupru este luată ca anod, atunci cuprul este eliberat la catod și la anod, unde au loc procese de oxidare, în loc să descarce ionii Cl 0 și să elibereze clor, anodul (cuprul) este oxidat.

În acest caz, anodul în sine se dizolvă, iar sub formă de ioni de Cu 2+ intră în soluție.

Electroliza CuCl 2 cu un anod solubil poate fi scrisă după cum urmează:

Electroliza soluțiilor de sare cu un anod solubil se reduce la oxidarea materialului anodic (dizolvarea acestuia) și este însoțită de transferul de metal de la anod la catod. Această proprietate este utilizată pe scară largă în rafinarea (purificarea) metalelor din contaminare.

Exemplu: Electroliza unei soluții apoase de clorură de magneziu pe electrozi inerți

Disocierea clorurii de magneziu în soluție apoasă:

MgCl 2 ↔ Mg 2+ + 2Cl -

Ionii de magneziu nu pot fi reduși într-o soluție apoasă (se reduce apa), ionii de clorură sunt oxidați.

Schema electroliza:

Exemplu: Electroliza unei soluții apoase de sulfat de cupru pe electrozi inerți

În soluție, sulfatul de cupru se disociază în ioni:

CuSO 4 \u003d Cu 2+ + SO 4 2-

Ionii de cupru pot fi reduși la catod într-o soluție apoasă.

Ionii de sulfat într-o soluție apoasă nu sunt oxidați, astfel încât apa va fi oxidată la anod.

Schema electroliza:

Electroliza unei soluții apoase dintr-o sare de metal activ și un acid care conține oxigen (K 2 SO 4) pe electrozi inerți

Exemplu: disocierea sulfatului de potasiu în soluție apoasă:

K 2 SO 4 \u003d 2K + + SO 4 2-

Ionii de potasiu și ionii de sulfat nu pot fi descărcați la electrozi într-o soluție apoasă, prin urmare, va avea loc reducerea la catod, iar apa va fi oxidată la anod.

Schema electroliza:

sau, având în vedere că 4H + + 4OH - \u003d 4H 2 O (efectuat cu agitare),

H2O2H2 + O2

Dacă trece un curent electric printr-o soluție apoasă dintr-o sare metalică activă și un acid care conține oxigen, atunci nici cationii metalici și nici ionii reziduului acid nu sunt descărcați.

Hidrogenul este eliberat la catod, iar oxigenul este eliberat la anod, iar electroliza este redusă la descompunerea electrolitică a apei.

Electroliza topiturii de hidroxid de sodiu

Electroliza apei se efectuează întotdeauna în prezența unui electrolit inert (pentru a crește conductivitatea electrică a unui electrolit foarte slab - apă):

Legea lui Faraday

Dependența cantității de substanță formată sub acțiunea unui curent electric de timp, puterea curentului și natura electrolitului poate fi stabilită pe baza legii generalizate a lui Faraday:

unde m este masa substanței formate în timpul electrolizei (g);

E - masa echivalentă a unei substanțe (g/mol);

M este masa molară a substanței (g/mol);

n este numărul de electroni dați sau primiți;

I - puterea curentului (A); t este durata procesului (e);

F - Constanta lui Faraday care caracterizează cantitatea de electricitate necesară pentru a elibera 1 masă echivalentă a unei substanțe (F = 96.500 C/mol = 26,8 Ah/mol).

Hidroliza compușilor anorganici

Interacțiunea ionilor de sare cu apa, care duce la formarea de molecule electrolitice slabe, se numește hidroliză de sare.

Dacă considerăm o sare ca un produs al neutralizării bazei cu un acid, atunci sărurile pot fi împărțite în patru grupe, pentru fiecare dintre ele hidroliza se va desfășura în felul său.

1. O sare formată dintr-o bază tare și un acid tare KBr, NaCl, NaNO 3) nu va suferi hidroliză, deoarece în acest caz nu se formează un electrolit slab. Reacția mediului rămâne neutră.

2. Într-o sare formată dintr-o bază slabă și un acid puternic FeCl 2, NH 4 Cl, Al 2 (SO 4) 3, MgSO 4), cationul suferă hidroliză:

FeCl 2 + HOH → Fe(OH)Cl + HCl

Fe 2+ + 2Cl - + H + + OH - → FeOH + + 2Cl - + H +

Ca rezultat al hidrolizei, se formează un electrolit slab, ion H + și alți ioni. pH-ul soluției< 7 (раствор приобретает кислую реакцию).

3. O sare formată dintr-o bază tare și un acid slab (KClO, K 2 SiO 3 , Na 2 CO 3 , CH 3 COONa) suferă hidroliză anionică, rezultând formarea unui electrolit slab, ion hidroxid și alți ioni.

K 2 SiO 3 + HOH → KHSiO 3 + KOH

2K + +SiO 3 2- + H + + OH - → HSiO 3 - + 2K + + OH -

pH-ul unor astfel de soluții este > 7 (soluția capătă o reacție alcalină).

4. O sare formată dintr-o bază slabă și un acid slab (CH 3 COONH 4, (NH 4) 2 CO 3, Al 2 S 3) este hidrolizată atât de cation, cât și de anion. Ca rezultat, se formează baze și acid cu disociere scăzută. pH-ul soluțiilor de astfel de săruri depinde de puterea relativă a acidului și a bazei.

Algoritm pentru scrierea ecuațiilor pentru reacțiile de hidroliză a unei sări a unui acid slab și a unei baze tare

Există mai multe opțiuni pentru hidroliza sărurilor:

1. Hidroliza unei sări a unui acid slab și a unei baze tare: (CH 3 COONa, KCN, Na 2 CO 3).

Exemplul 1 Hidroliza acetatului de sodiu.

sau CH 3 COO - + Na + + H 2 O ↔ CH 3 COOH + Na + + OH -

CH 3 COO - + H 2 O ↔ CH 3 COOH + OH -

Deoarece acidul acetic se disociază slab, ionul acetat leagă ionul H +, iar echilibrul de disociere a apei se deplasează spre dreapta conform principiului lui Le Chatelier.

OH - ioni se acumulează în soluție (pH > 7)

Dacă sarea este formată dintr-un acid polibazic, atunci hidroliza are loc în etape.

De exemplu, hidroliza carbonatului: Na2CO3

Etapa I: CO 3 2– + H 2 O ↔ HCO 3 – + OH –

Etapa II: HCO 3 - + H 2 O ↔ H 2 CO 3 + OH -

Na 2 CO 3 + H 2 O \u003d NaHCO 3 + NaOH

De importanță practică este de obicei doar procesul care trece prin prima etapă, care, de regulă, este limitată la evaluarea hidrolizei sărurilor.

Echilibrul hidrolizei din a doua etapă este deplasat semnificativ spre stânga în comparație cu echilibrul din prima etapă, deoarece în prima etapă se formează un electrolit mai slab (HCO 3 -) decât în ​​a doua (H 2 CO 3)

Exemplul 2 . Hidroliza ortofosfatului de rubidio.

1. Determinați tipul de hidroliză:

Rb3PO4 ↔ 3Rb ++ PO 4 3–

Rubidiul este un metal alcalin, hidroxidul său este o bază puternică, acidul fosforic, în special în a treia etapă de disociere, corespunzătoare formării fosfaților, este un acid slab.

Are loc hidroliza anionică.

PO 3- 4 + H–OH ↔ HPO 2- 4 + OH – .

Produse - ioni de hidrofosfat și hidroxid, mediu - alcalin.

3. Compunem o ecuație moleculară:

Rb 3 PO 4 + H 2 O ↔ Rb 2 HPO 4 + RbOH.

Avem o sare acidă - fosfat hidrogen de rubidio.

Algoritm pentru scrierea ecuațiilor pentru reacțiile de hidroliză a unei sări a unui acid tare și a unei baze slabe

2. Hidroliza unei sări a unui acid tare și a unei baze slabe: NH 4 NO 3, AlCl 3, Fe 2 (SO 4) 3.

Exemplul 1. Hidroliza nitratului de amoniu.

NH 4 + + NO 3 - + H 2 O ↔ NH 4 OH + NO 3 - + H +

NH 4 + + H 2 O ↔ NH 4 OH + H +

În cazul unui cation cu încărcare multiplă, hidroliza are loc în etape, de exemplu:

Stadiul I: Cu 2+ + HOH ↔ CuOH + + H +

Etapa II: CuOH + + HOH ↔ Cu(OH) 2 + H +

CuCl 2 + H 2 O \u003d CuOHCI + HCl

În acest caz, concentrația ionilor de hidrogen și pH-ul mediului în soluție sunt, de asemenea, determinate în principal de prima etapă a hidrolizei.

Exemplul 2 Hidroliza sulfatului de cupru(II).

1. Determinați tipul de hidroliză. În această etapă, este necesar să scrieți ecuația de disociere a sării:

CuSO4 ↔ Cu 2+ + SO2-4.

O sare este formată dintr-un cation al unei baze slabe (subliniat) și un anion al unui acid puternic. Hidroliza are loc la cation.

2. Scriem ecuația hidrolizei ionice, determinăm mediul:

Cu 2+ + H-OH ↔ CuOH + + H + .

Se formează un cation hidroxomeper(II) și un ion de hidrogen, mediul este acid.

3. Facem o ecuație moleculară.

Trebuie luat în considerare faptul că compilarea unei astfel de ecuații este o anumită sarcină formală. Din particule pozitive și negative în soluție, alcătuim particule neutre care există doar pe hârtie. În acest caz, putem face formula (CuOH) 2 SO 4, dar pentru aceasta trebuie să ne înmulțim mental ecuația ionică cu două.

Primim:

2CuSO4 + 2H2O ↔ (CuOH)2SO4 + H2SO4.

Vă rugăm să rețineți că produsul de reacție aparține grupului de săruri bazice. Denumirile sărurilor de bază, precum și denumirile sărurilor mijlocii, ar trebui să fie compuse din denumirile anionului și cationului, în acest caz vom numi sarea „sulfat hidroxomedi(II)”.

Algoritm pentru scrierea ecuațiilor pentru reacțiile de hidroliză a unei sări a unui acid slab și a unei baze slabe

3. Hidroliza unei sări a unui acid slab și a unei baze slabe:

Exemplul 1 Hidroliza acetatului de amoniu.

CH 3 COO - + NH 4 + + H 2 O ↔ CH 3 COOH + NH 4 OH

În acest caz, se formează doi compuși ușor disociați, iar pH-ul soluției depinde de puterea relativă a acidului și a bazei.

Dacă produsele de hidroliză pot fi îndepărtate din soluție, de exemplu, sub formă de precipitat sau de substanță gazoasă, atunci hidroliza continuă până la finalizare.

Exemplul 2 Hidroliza sulfurei de aluminiu.

Al 2 S 3 + 6H 2 O \u003d 2Al (OH) 3 + 3H 2 S

2A l 3+ + 3 S 2- + 6H 2 O \u003d 2Al (OH) 3 (precipitat) + ZH 2 S (gaz)

Exemplul 3 Hidroliza acetatului de aluminiu

1. Determinați tipul de hidroliză:

Al(CH3COO)3 = Al 3+ + 3CH 3 GÂNGURI – .

O sare este formată dintr-un cation al unei baze slabe și anioni ai unui acid slab.

2. Scriem ecuațiile de hidroliză ionică, determinăm mediul:

Al 3+ + H–OH ↔ AlOH 2+ + H + ,

CH 3 COO - + H-OH ↔ CH 3 COOH + OH - .

Având în vedere că hidroxidul de aluminiu este o bază foarte slabă, presupunem că hidroliza la cation va avea loc într-o măsură mai mare decât la anion. Prin urmare, va exista un exces de ioni de hidrogen în soluție, iar mediul va fi acid.

Nu încercați să faceți aici ecuația totală a reacției. Ambele reacții sunt reversibile, în niciun fel legate între ele, iar o astfel de însumare este lipsită de sens.

3 . Compunem ecuația moleculară:

Al (CH 3 COO) 3 + H 2 O \u003d AlOH (CH 3 COO) 2 + CH 3 COOH.

Acesta este, de asemenea, un exercițiu formal de instruire în formularea sărurilor și a nomenclaturii acestora. Sarea rezultată va fi numită acetat de hidroxoaluminiu.

Algoritm pentru scrierea ecuațiilor pentru reacțiile de hidroliză a unei sări a unui acid tare și a unei baze tare

4. Sărurile formate dintr-un acid tare și o bază tare nu suferă hidroliză, deoarece singurul compus cu disociere scăzută este H2O.

Sarea unui acid tare și a unei baze tare nu suferă hidroliză, iar soluția este neutră.

Informații generale despre hidroliza clorurii de cupru (II).

DEFINIȚIE

Clorura de cupru (II).- o sare medie formată dintr-o bază slabă - hidroxid de cupru (II) (Cu (OH) 2) și un acid tare - clorhidric (clorhidric) (HCl). Formula - CuCl2.

Reprezinta cristale de culoare galben-brun (maro inchis); sub formă de hidrați cristalini – verde. Masa molara - 134 g / mol.

Orez. 1. Clorura de cupru (II). Aspect.

Hidroliza clorurii de cupru (II).

Hidrolizat la cation. Natura mediului este acidă. Teoretic, un al doilea pas este posibil. Ecuația de hidroliză are următoarea formă:

Primul stagiu:

CuCl 2 ↔ Cu 2+ + 2Cl - (disocierea sării);

Cu 2+ + HOH ↔ CuOH + + H + (hidroliza cationilor);

Cu 2+ + 2Cl - + HOH ↔ CuOH + + 2Cl - + H + (ecuația ionică);

CuCl 2 + H 2 O ↔ Cu(OH)Cl + HCl (ecuația moleculară).

Al doilea pas:

Cu(OH)Cl ↔ CuOH + + Cl - (disocierea sării);

CuOH + + HOH ↔ Cu(OH) 2 ↓ + H + (hidroliza cationilor);

CuOH + + Cl - + HOH ↔ Cu(OH) 2 ↓ + Cl - + H + (ecuația ionică);

Cu(OH)Cl + H 2 O ↔ Cu(OH) 2 ↓ + HCl (ecuația moleculară).

Exemple de rezolvare a problemelor

EXEMPLUL 1

EXEMPLUL 2

Sarcina	Notați ecuația de electroliză pentru soluția de clorură de cupru (II). Ce masă de substanță va fi eliberată pe catod dacă 5 g de clorură de cupru (II) sunt supuse electrolizei?
Soluţie	Scriem ecuația de disociere pentru clorura de cupru (II) într-o soluție apoasă: CuCl 2 ↔ Cu 2+ + 2Cl -. Scriem condiționat schema de electroliză: (-) Catod: Cu2+, H2O. (+) Anod: CI-, H2O. Cu 2+ +2e → Cu o ; 2Cl - -2e → Cl 2. Apoi, ecuația de electroliză pentru o soluție apoasă de clorură de cupru (II) va arăta astfel: CuCl 2 \u003d Cu + Cl 2. Calculați cantitatea de substanță clorură de cupru (II) folosind datele specificate în starea problemei (masă molară - 134 g / mol): υ (CuCl 2) \u003d m (CuCl 2) / M (CuCl 2) \u003d 5/134 \u003d 0,04 mol. Conform ecuaţiei reacţiei υ (CuCl 2) \u003d υ (Cu) \u003d 0,04 mol. Apoi calculăm masa de cupru eliberată la catod (masă molară - 64 g / mol): m (Cu) \u003d υ (Cu) × M (Cu) \u003d 0,04 × 64 \u003d 2,56 g.
Răspuns	Masa de cupru eliberată la catod este de 2,56 g.

Interacțiunea de polarizare a cationilor și anionilor cu moleculele de apă foarte polare duce la o reacție chimică specială de schimb ionic numită hidroliza sării .

Este convenabil să luăm în considerare aspectele calitative și cantitative ale hidrolizei din punctul de vedere al conceptului de electroliți puternici și slabi (neasociați și asociați). Aproape toți electroliții aparținând categoriei de slabi în soluții apoase (vezi Secțiunea 3.2) se caracterizează prin faptul că echilibrul disocierii lor este deplasat spre stânga, spre particule nedisociate. Cu alte cuvinte, ele sunt caracterizate nu prin disociere, ci, dimpotrivă, prin asociere, adică legarea protonilor de către anionii corespunzători, cationii - ionii OH - în particule nedisociate. Și ionii H + și OH - sunt întotdeauna prezenți în apă datorită ușoarei disocieri. Să luăm în considerare mai detaliat procesele în desfășurare folosind exemplele a două săruri - CuCl2 și Na2CO3.

Clorura de cupru (II) este un electrolit puternic, prin urmare, într-o soluție apoasă, se disociază complet în ioni:

Hidroxidul de cupru (II) aparține electroliților slabi (a se vedea secțiunea 3.2), cu alte cuvinte, cationul Cu 2+, în prezența ionilor OH în soluție, îi va lega activ într-o particulă CuOH + ușor disociată, încălcând astfel echilibrul de disociere a apei:

Ca urmare, conform principiului Le Chatelier, disocierea apei va crește și concentrația ionilor de hidrogen din soluție va crește în comparație cu cea care a fost în apă. Soluția devine acidă, pH-ul său<7, подобная ситуация называется hidroliza cationilor .

Desigur, hidroliza clorurii de cupru poate merge mai departe, de-a lungul celei de-a doua etape:

Totuși, ținând cont de faptul că produșii de hidroliză din prima etapă suprimă a doua etapă și că interacțiunea de polarizare a ionului Cu 2+ cu moleculele de apă este incomparabil mai puternică decât cea a ionului CuOH +, ajungem la următoarea concluzie importantă. Dacă există o posibilitate de hidroliză în trepte, acest proces trece de fapt doar prin prima etapă.

O situație similară se întâmplă într-o soluție de Na 2 CO 3. Ca urmare a disocierii complete a acestei săruri în soluție se formează ionii de CO 3 2–, care sunt anioni de acid carbonic slab. Acest ion, în prezența protonilor în soluție, îi va lega activ într-o particulă de HCO3 ușor disociată, încălcând astfel echilibrul disocierii apei:

Ca urmare, disocierea apei va crește și concentrația ionilor OH în soluție va crește - în comparație cu cea care a fost în apă. Soluția a devenit alcalină, pH-ul ei > 7, despre care se vorbește în acest caz hidroliza anionica .

Pentru a fi corect, trebuie remarcat faptul că mecanismul real de hidroliză este oarecum diferit. Orice ioni dintr-o soluție apoasă sunt hidratați și interacțiunea de polarizare are loc între ion și moleculele de apă care alcătuiesc învelișul său de hidratare, de exemplu:

Această rafinare nu modifică în niciun caz concluziile trase mai sus și nu afectează calculele cantitative ulterioare.

Astfel, fie sărurile care conțin cationi de bază slabi (hidroliza cationilor), fie sărurile care conțin anioni acizi slabi (hidroliza anionică) sunt supuse hidrolizei. Dacă cationul și anionul din molecula de sare sunt ioni ai bazei puternice corespunzătoare
și un acid puternic, atunci nu există hidroliză într-o soluție a unei astfel de sare, pH-ul acesteia este 7.

Dacă sarea conține în compoziția sa un cation al unei baze slabe și un anion al unui acid slab, atunci hidroliza în acest caz are loc în două direcții și, de regulă, profund. În ceea ce privește aciditatea unei astfel de soluții, aceasta va fi determinată de direcția hidrolizei preferențiale.

Modalități de a îmbunătăți hidroliza sărurilor:

1) diluarea unei soluții de sare;

2) încălzirea soluției, deoarece entalpiile de hidroliză sunt pozitive;

3) adăugarea de alcali la soluție pentru a îmbunătăți hidroliza cationului, adăugarea de acid la soluție pentru a îmbunătăți hidroliza anionului.

Modalități de a suprima hidroliza:

1) răcirea soluției,

2) adăugarea de acid la soluție pentru a suprima hidroliza cationilor, adăugarea de alcali la soluție pentru a suprima hidroliza
prin anion.

Să luăm în considerare caracteristicile cantitative ale hidrolizei. Acestea sunt, în primul rând, gradul și constanta hidrolizei. Gradul de hidroliză ( h) similar gradului de disociere se numește proporția moleculelor hidrolizate în raport cu numărul total de molecule. Constanta de hidroliză este constanta de echilibru a procesului de hidroliză. S-a arătat mai sus că hidroliza are loc doar prin prima etapă. Prima etapă a hidrolizei cationilor poate fi scrisă sub forma generală:

K egal \u003d K hidr \u003d. (3,23)

Înmulțim numărătorul și numitorul acestei expresii cu concentrația ionului OH - și obținem:

K hidr = = (3,24)

Astfel, constanta de hidroliză pentru cation este egală cu raportul dintre produsul ionic al apei și constanta de disociere a bazei foarte slabe a cărei sare suferă hidroliză sau cu constanta de disociere a bazei pentru etapa corespunzătoare.

Să revenim la relația (3.23). Fie ca concentrația totală a sării hidrolizabile din soluție să fie egală cu din mol/l, iar gradul de hidroliză a acestuia este h. Apoi, având în vedere că = și h= /din, se obține din relația (3.23):

K hidr = . (3,25)

Relația (3.25) coincide ca formă cu expresia legii diluției Ostwald (3.8), care ne amintește încă o dată de legătura genetică dintre procesele de hidroliză și disociere.

Prima etapă a hidrolizei anionice poate fi scrisă în forma generală

in felul urmator:

Constanta de echilibru a acestui proces - constanta de hidroliză este egală cu:

K egal \u003d K hidr \u003d. (3,26)

Înmulțim numărătorul și numitorul acestei expresii cu concentrația ionului H + și obținem:

K hidr = = . (3,27)

Astfel, constanta de hidroliză anionică este egală cu raportul dintre produsul ionic al apei și constanta de disociere a acidului foarte slab a cărui sare suferă hidroliză sau cu constanta de disociere a acidului pentru etapa corespunzătoare. Să ne întoarcem din nou la expresia (3.26). Îl transformăm, presupunând că concentrația totală de sare din soluție este egală cu din mol/l și, dat fiind că = ; h = / c, primim:

K hidr = . (3,28)

Expresiile (3.23), (3.24) și (3.27), (3.28) sunt suficiente pentru a afla concentrațiile de echilibru ale ionilor, constantele și gradele de hidroliză în soluții apoase de săruri hidrolizabile.

Este ușor de ghicit că constanta de hidroliză a unei săruri care suferă simultan hidroliza cationică și anionică este egală cu raportul dintre produsul ionic al apei și produsul constantelor de disociere ale unei baze slabe și ale unui acid sau produsul constantelor de disociere. a etapelor corespunzătoare. Într-adevăr, hidroliza unei sări de către un cation și un anion simultan poate fi reprezentată într-o formă generală după cum urmează:

Constanta de hidroliză are forma:

K hidr = . (3,29)

Înmulțim numărătorul și numitorul relației (3.29) cu K W și obținem:

K hidr = . (3,30)

Fie ca concentrația totală a sării hidrolizate atât cationului cât și anionului să fie simultan egală cu c mol/l, gradul de hidroliză este h. Evident ==hc; ==c–hc. Inlocuim aceste relatii in expresia (3.29):

K hidr = . (3,31)

S-a obținut un rezultat interesant - concentrația nu este inclusă în mod explicit în expresia constantei de hidroliză, cu alte cuvinte, gradul de hidroliză al unei săruri supusă hidrolizei prin cation și anion în același timp va fi același pentru orice concentrație de sare. in solutie.

Să găsim o expresie pentru pH-ul soluției de sare luate în considerare. Pentru a face acest lucru, înmulțim numărătorul și numitorul relației (3.29) cu concentrația ionului H + și transformăm expresia rezultată:

K hidr = 3,32)

În sfârșit, obținem:

K diss.k-tu × . (3,33)

Să ne oprim acum asupra relației dintre caracteristicile hidrolizei și disocierii în cazul hidrolizei în trepte. Ca exemplu, luați în considerare hidroliza carbonatului de sodiu deja menționat. Echilibrul de hidroliză al Na 2 CO 3 în etape și constantele de echilibru corespunzătoare sunt prezentate mai jos:

K hidr (1) = = = = ;

K hidr (2) = = = .

Astfel, prima etapă de hidroliză corespunde ultimei etape de disociere a electrolitului slab corespunzător și invers - ultima etapă de hidroliză corespunde primei etape de disociere a electroliților. Când se analizează problema hidrolizei sărurilor acide, este necesar să se compare valorile constantelor de hidroliză și ale constantelor de disociere ale anionilor. Dacă constanta de hidroliză este mai mare decât constanta de disociere a anionului acid, atunci are loc hidroliza de către anion și soluția este caracterizată prin pH > 7. Dacă constanta de hidroliză este mai mică decât constanta de disociere a anionului acid corespunzător, atunci hidroliza este suprimată, are loc de fapt doar disocierea anionului acid și soluția de sare are pH< 7.

S-a remarcat mai sus că cea mai simplă modalitate de a îmbunătăți hidroliza sării prin cation este introducerea de alcali într-o astfel de soluție. În mod similar, pentru a îmbunătăți hidroliza sării la anion, este necesar să se introducă un acid în soluție. Și ce se va întâmpla când se vor turna soluții a două săruri, dintre care una este hidrolizată de cation, iar cealaltă de anion, de exemplu, soluții de Na 2 CO 3 și CuCl 2? Echilibre de hidroliză în aceste soluții:

După cum se poate observa, hidroliza primei sări va spori hidroliza celei de-a doua și invers. În acest caz, se vorbește de îmbunătățirea reciprocă a hidrolizei. Este clar că într-o astfel de situație formarea unui produs de reacție de schimb este imposibilă; trebuie să se formeze produse de hidroliză. Compoziția lor depinde de un număr mare de factori: concentrațiile soluțiilor drenate, ordinea amestecării, gradul de amestecare etc.

În sistemul considerat (și altele similare) se formează carbonați bazici, într-o oarecare aproximare compoziția lor poate fi considerată ca ECO 3 ×E(OH) 2 =(EOH) 2 CO 3 .

Ecuația procesului în curs:

2CuCl 2 + 2 Na 2 CO 3 + H 2 O \u003d (CuOH) 2 CO 3 ¯ + CO 2 + 4 NaCl.

Compuși similari slab solubili vor fi obținuți prin interacțiunea carbonaților solubili cu sărurile oricăror metale divalente hidrolizate de cation. Dacă sărurile nu sunt hidrolizate, atunci are loc procesul metabolic obișnuit, de exemplu:

BaCl 2 + Na 2 CO 3 \u003d BaCO 3 ¯ + 2 NaCl.

În cazul general, sărurile Me 3+ sunt mai hidrolizate decât sărurile Me 2+; prin urmare, dacă CuCl 2 este înlocuit cu sare Me 3+ în procesul în discuție, atunci ar trebui de așteptat o îmbunătățire reciprocă mai puternică a hidrolizei. Într-adevăr, atunci când soluțiile de săruri de Fe 3+ , Al 3+ , Cr 3+ sunt turnate în soluție de Na 2 CO 3 , se eliberează dioxid de carbon și precipită hidroxidul de metal. Cu alte cuvinte, în acest caz, îmbunătățirea reciprocă a hidrolizei duce la hidroliză completă (ireversibilă), de exemplu:

2FeCl 3 + 3Na 2 CO 3 + 3H 2 O \u003d 2Fe (OH) 3 ¯ + 6NaCl + 3CO 2.

Procese similare vor fi observate atunci când soluțiile de săruri Me 3+ sunt amestecate cu soluții de alte săruri hidrolizate de anion, de exemplu:

2AlCl 3 + 3Na 2 SO 4 + 3H 2 O \u003d 2Al (OH) 3 ¯ + 3SO 2 + 6NaCl

Cr 2 (SO 4) 3 + 3Na 2 S + 6H 2 O \u003d 2Cr (OH) 3 ¯ + 3H 2 S + 3Na 2 SO 4.

Spre deosebire de săruri, hidroliza derivaților acizi - halogenuri acide, tioanhidride - are loc profund și, adesea, complet (ireversibil), de exemplu:

S02CI2 + 2H2O \u003d H2S04 + 2HCI;

SOCl2 + H2O \u003d SO2 + 2HCI;

COCl2 + H2O \u003d CO2 + 2HCl;

BCl3 + 3H2O \u003d H3BO3 + 3HCI;

PCl3 + 3H20 \u003d H3PO3 + 3HCI;

CrO2CI2 + 2H2O \u003d H2CrO4 + 2HCI;

CS 2 + 2H 2 O \u003d CO 2 + 2H 2 S.

În sfârșit, remarcăm un caz special al hidrolizei compușilor Bi(III), Sb(III), sărurilor elementelor d - cu formarea compușilor oxo, de exemplu:

SbCl3 + H2O \u003d SbOCl + 2HCI;

Bi(NO3)3 + H2O \u003d BiONO3 + 2HNO3;

Ti(SO4)2 + H2O \u003d TiOSO4 + H2SO4.

Constanta de hidroliză, ca orice altă constantă de echilibru, poate fi calculată din date termodinamice.

Agenția Federală pentru Educație Instituția de învățământ de stat de învățământ profesional superior Universitatea de stat din Novgorod. Iaroslav Înțeleptul Facultatea de Științe Naturale și Resurse Naturale Departamentul de Chimie și Ecologie HIDROLIZA SĂRURII Ghid pentru lucrul de laborator Veliky Novgorod 2006 Hidroliza sării: Metoda. Decret. / Comp. V. P. Kuzmicheva, I. V. Letenkova. - Veliky Novgorod: NovGU, 2006. - 4 p. Hidroliza este un tip de reacție ionică și este interacțiunea de schimb a unor săruri cu apa. Reacția de hidroliză are loc numai în acele cazuri în care ionii formați în timpul disocierii sării sunt capabili să formeze compuși insolubili, gazoși sau slab disociați (molecule sau ioni complecși) cu ioni - produse ale ionizării apei (H +, OH-) . Trei tipuri de săruri sunt supuse hidrolizei. Acestea sunt săruri formate din: 1) un acid slab și o bază tare; 2) bază slabă și acid puternic; 3) acid slab și bază slabă. În condiții normale, sărurile formate dintr-o bază tare și un acid tare nu suferă hidroliză. Trebuie remarcat faptul că hidroliza sărurilor primului și celui de-al doilea dintre aceste tipuri are loc reversibil. După egalizarea vitezelor proceselor directe și inverse (reacții de hidroliză și neutralizare), se stabilește echilibrul chimic. Prin urmare, atunci când scrieți ecuațiile de hidroliză pentru aceste săruri, trebuie folosit simbolul ↔. Hidroliza sărurilor celui de-al treilea grup în anumite condiții poate avea loc aproape ireversibil și, în acest caz, în ecuațiile de reacție ar trebui să fie reprezentat un semn egal (=) sau o săgeată (→). Hidroliza sărurilor acizilor monobazici slabi Luăm în considerare primul caz de hidroliză pe exemplul acetatului de sodiu (săruri ale acidului acetic slab și o bază tare a hidroxidului de sodiu): CH 3 COONa + H 2 O ↔ CH 3 COOH + NaOH. sau sub formă molecular-ionică: Na + CH 3 COO - + H 2 O ↔ CH 3 COOH + Na + + OH - + C a t ion s N a + s i o n a m și H + și O H - nu formează compuși ușor disociați, deci ei nu iau parte la această reacție. Excluzând cationii de sodiu, obținem o ecuație molecular-ionică redusă pentru reacția de hidroliză a acetatului de sodiu: CH3COO- + H2O ↔ CH3COOH + OH-. După cum se poate observa, reacția soluției de sare ca urmare a hidrolizei este alcalină (pH > 7). Cantitativ, interacțiunea sării cu apa se caracterizează prin gradul de hidroliză. Gradul de hidroliză (h) este raportul dintre numărul de molecule care au suferit hidroliză (Nhydr. ), la numărul inițial de molecule de sare în soluție (Nr): h = Nhydr./No Hidroliza sărurilor acizilor polibazici slabi Hidroliza unor astfel de săruri este un proces în mai multe etape, care se desfășoară printr-o serie succesivă de etape. De exemplu, în timpul hidrolizei Na2S, prima etapă are forma: Na2S + H2O ↔ NaHS + NaOH + 2- 2Na + S + H2O ↔ Na+ + HS- + Na+ + OH- Hidroliza prin prima etapă poate fi caracterizată cantitativ prin gradul de hidroliză. Apoi ionul hidrosulfură intră în reacția de schimb cu apa: NaHS + H2O ↔ H2S + NaOH Na+ + HS- + H2O ↔ H2S + Na+ + OH- HS- + H2O ↔ H2S + OH- se desfășoară într-o măsură incomparabil mai mică decât prima . Prin urmare, în răspuns, este suficient să indicați ecuația doar pentru primul pas: Na3PO4 + H2O ↔ Na2HP04 + NaOH PO 4 3- + H 2 O ↔ HPO 4 2- + OH - Hidroliza sărurilor formate din baze slabe acid și un cation individual încărcat al unei baze slabe. De exemplu: NH4Cl + H2O ↔ NH4OH + HCI După cum se poate observa, reacția mediului în acest caz este acidă. În timpul hidrolizei cationilor polivalenți, predomină procesul de adăugare a unui ion hidroxid OH-, având ca rezultat formarea sărurilor bazice. De exemplu, hidroliza clorurii de cupru (II) este descrisă prin ecuația: CuCl2 + H2O ↔ Cu(OH)C1 + HC1 Cu2+ + 2 Cl- + H2O ↔ CuOH+ + H+ + 2 Cl- Cu2+ + H2O ↔ CuOH- + H+ Hidroliza sărurilor formate din acizi slabi și baze slabe.Cationul și anionul sunt încărcate individual.Aceste tipuri de săruri includ în principal săruri de amoniu. În acest caz, produșii de hidroliză sunt acizi și baze slabe: KtAn + H2O = KtOH + HAN, Kt + + An "+ H2O = KtOH + HAN, unde Kt + și An - sunt cationul și anionul bazelor și acizilor slabi, respectiv.Dacă rezultatul Dacă baza de reacție și acidul sunt electroliți de putere egală, atunci soluția are un mediu neutru (pH = 7. În caz contrar, valoarea pH-ului este determinată de raportul dintre constantele de disociere ale acestor compuși. De exemplu, în timpul hidrolizei fluorurii de amoniu NH 4 F + H 2 O = NH 4 OH + HF pH-ul soluției este mai mic de șapte (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). Cationul este incarcat multiplu, anionul este incarcat individual.Asemenea saruri nu se obtin din cauza hidrolizei complete si ireversibile. Excepție fac unii acetați și formiați, care, la hidroliză, dau precipitate de săruri bazice slab solubile. De exemplu: Al (CH 3 COO) 3 + H 2 O \u003d AlOH (CH 3 COO) 2 + CH 3 COOH Al 3+ + 3CH 3 COO - + H 2 O \u003d A1OH (CH 3 COO) 2 + CH 3 COOH Cationii și anionii se încarcă multiplicat.O examinare atentă a tabelului de solubilitate arată că în majoritatea cazurilor astfel de săruri sunt insolubile în apă, drept urmare hidroliza lor poate fi neglijată. Ca excepție, pot fi citate sulfurile de aluminiu și de crom. Aceste săruri pot fi obținute prin metode chimice „uscate”, totuși, dacă sunt expuse la apă, va avea loc o hidroliză completă și ireversibilă: A12S3 + 6 H2O = 2 A1(OH)3 + 3 H2S Modalități de îmbunătățire și suprimare a hidrolizei chimice și metode fizice. Metodele chimice se bazează pe modificarea concentrațiilor de substanțe aflate în echilibru. Dacă se introduce un reactiv într-o soluție dintr-o sare hidrolizabilă care leagă ionii H+ și OH– formați în timpul hidrolizei, atunci, în conformitate cu principiul lui Le Chatelier, echilibrul se deplasează în direcția hidrolizei crescute; ca urmare, hidroliza poate trece complet la formarea produselor sale finale. Adăugarea de apă într-o soluție are un efect similar - diluarea este cea mai simplă modalitate de a îmbunătăți hidroliza. Din punct de vedere fizic, echilibrul în timpul hidrolizei poate fi schimbat prin modificarea temperaturii. Procesul invers de hidroliză - reacția de neutralizare - are loc cu eliberarea de căldură, iar hidroliza este un proces endotermic. Prin urmare, o creștere a temperaturii duce la o creștere a hidrolizei, iar o scădere a temperaturii duce la o slăbire. Reacții de întărire reciprocă a hidrolizei O reacție care dă exact aceleași produse ca în exemplul precedent poate fi efectuată într-un mod diferit. Dacă luăm o soluție de clorură de aluminiu și adăugăm o soluție de sulfură de sodiu, atunci în locul sulfurei de aluminiu așteptate obținem un precipitat de hidroxid de aluminiu și hidrogen sulfurat: 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 Astfel de reacții se numesc reacții de îmbunătățire reciprocă de hidroliză. În soluțiile de AlCl 3 și Na 2 S, echilibrele se stabilesc separat: Al3+ + H2O ↔ AlOH2+ + H+ S2- + H2O ↔ HS+ + OH- Când aceste soluții sunt amestecate, protonii sunt legați de ionii de hidroxid într-o moleculă de apă și se echilibrează, în conformitate cu principiul Le Chatelier, se deplasează la dreapta. Același lucru se întâmplă cu etapele ulterioare ale hidrolizei cationilor. Ca rezultat, hidroliza cationului de aluminiu și a anionului sulfură este aproape completă. Prin urmare, în ecuațiile de hidroliză a unor astfel de săruri se pune semnul „=" sau „→” între substanțele inițiale și produșii reacției. Să dăm un alt exemplu de astfel de reacție: + 2H2O = H2SiO3 +2NH4OH + 2Na+ + 2Cl- SiO 3 2- + 2 NH 4 + + 2H2 O = H2 SiO 3 + 2 NH 4 OH soluții de clorură de sodiu, clorură de bariu, sulfat de sodiu și azotat de potasiu și testați reacțiile soluțiilor folosind hârtie indicator universal. Pentru faceți acest lucru, tăiați o fâșie de hârtie indicatoare în 4 - 5 părți și așezând-le pe o bandă de hârtie de filtru albă, atingeți o bucată de hârtie indicator cu o baghetă de sticlă umezită cu soluția de testat Clătiți tija de sticlă cu apă înainte testarea următoarei soluții Soluțiile sărurilor luate pentru experiment conțin un exces de ioni H+ sau OH-? oliza? SĂRURILE FORMATE DIN BAZE TARI ȘI ACIZI SLABI. Experiment 1. Se toarnă 3-4 picături de soluție de acetat de sodiu într-o eprubetă și se determină pH-ul soluției folosind hârtie indicator universal. O soluție de acetat de sodiu patează după adăugarea a 1 - 2 picături de fenolftaleină? Pe baza concentrației soluției C, calculați pH-ul acesteia și comparați cu datele experimentale. Completați următorul tabel: Formula sării calculată = √Kb * C pH calculat din datele experimentale Scrieți ecuația molecular-ionică pentru hidroliza acetatului de sodiu. Dați două sau trei exemple de alți acetați a căror hidroliză corespunde acestei ecuații. Experiența 2. Turnați 5-6 picături de soluție de carbonat de sodiu într-un tub, același volum de sulfit de sodiu într-un altul și comparați culoarea ambelor soluții după adăugarea a 1-2 picături de fenolftaleină sau verificați reacția soluțiilor folosind universal hârtie indicatoare. Scrieți ecuațiile de hidroliză molecular-ionică. Comparați comportamentul ambelor săruri în soluție și, fără a face calcule, determinați care dintre cele două soluții are relativ mai multe: a). gradul de hidroliză h; b). concentrația ionilor de hidroxid; în). valoare PH. Care anion - CO32- sau SO32- - este o bază mai puternică? Calculați constantele de hidroliză ale ambelor săruri. Completați tabelul: Sare h pH Kb = Kω / K2 Experimentul 3. Faceți aceleași experimente comparative cu soluții de hidrosăruri - bicarbonat și hidrosulfat de sodiu. Adăugați 1 - 2 picături de fenolftaleină în soluția primei sare și 1 - 2 picături de turnesol în soluția celei de-a doua, după ce vă asigurați că fenolftaleina rămâne incoloră în soluția de hidrosulfat de sodiu. Scrieți ecuațiile molecular-ionice pentru hidroliza ambelor săruri și explicați diferența dintre proprietățile soluțiilor lor. Ce funcție - baze sau acizi - predomină în ionul HCO3- și în ionul HSO3-? Comparați rezultatele experimentului cu datele calculate comparând valorile Kb și K2. Completați tabelul: Sare Date experimentale Date calculate Concluzii Reacția cu pH (mai mare decât Kb = Kω / K1 K2 soluție sau mai mică de 7) NaHCO3 NaHSO3 SĂRURI FORMATE DIN ACIZI TARI ȘI BAZELE SLABE. Experiență 1. Determinați reacția unei soluții apoase de clorură de amoniu sau sulfat de amoniu folosind hârtie indicator universal. Scrieți ecuația molecular-ionică pentru reacția de hidroliză. Experiența 2. Folosind turnesol, determinați reacția unei soluții de clorură de zinc, sulfat de zinc și sulfat de aluminiu. Scrieți ecuațiile moleculare și molecular-ionice pentru hidroliza sărurilor. Experiența 3. La 3 - 4 picături de soluție de clorură de antimoniu sau de bismut, adăugați același volum de apă. Ce se observă? Se acidulează soluția cu câteva picături de acid clorhidric concentrat, apoi se diluează din nou soluția. Ce se observă? Scrieți o ecuație molecular-ionică pentru hidroliza antimoniului sau clorurii de bismut, ținând cont că aceasta produce clorură de oxoantimoniu slab solubilă SbOCl și, în consecință, clorură de oxobismut BiOCl. INTERACȚIUNEA SOLUȚIUNILOR DE SĂRURI, ÎNTĂRÂND RECIPROC HIDROLIZA UNUL ALLUI. Experimentul 1. Se toarnă 5-6 picături dintr-o soluție de clorură sau sulfat de crom (III) într-o eprubetă conică și se adaugă prin picurare o soluție de carbonat de sodiu până se formează un precipitat de compus slab solubil. Experimentul 2. Efectuați același experiment într-o eprubetă conică cu o soluție de clorură sau sulfat de aluminiu, adăugând soluție de sulfură de amoniu prin picurare până când se formează un precipitat de compus slab solubil. Se separă precipitatele obținute în ambele experimente din soluții și se spală o dată - de două ori cu 5 - 6 picături de apă. Ce reacții pot dovedi că compușii slab solubili rezultați sunt hidroxizi de crom (III) și aluminiu, și nu produși ai interacțiunii de schimb a sărurilor originale? De ce, atunci când soluțiile acestor săruri interacționează, hidroliza lor are loc aproape ireversibil? Care este mecanismul de îmbunătățire reciprocă a hidrolizei? Experiența 3. Se toarnă 5-6 picături de soluție de clorură de aluminiu sau de sulfat și aceeași cantitate de soluție de acetat de sodiu într-o eprubetă. Se încălzește conținutul eprubetei prin scufundarea acesteia în apă fierbinte și se notează observațiile. Scrieți ecuațiile moleculare și molecular-ionice ale reacției, ținând cont că în timpul reacției se formează sarea principală - acetat de dihidroxoaluminiu. De ce, în acest caz, îmbunătățirea reciprocă a hidrolizei sărurilor inițiale este limitată la formarea de Al(OH)2CH3COO și nu hidroxid de aluminiu? Cum afectează creșterea temperaturii gradul de hidroliză a sărurilor? Experiența 4. Adăugați același volum de clorură de amoniu la 4 - 6 picături de soluție de silicat de sodiu. Observați natura precipitatului format și mirosul gazului care iese. Scrieți ecuația molecular-ionică a reacției și luați în considerare mecanismul apariției acesteia.