Universitatea Tehnică a Petrolului de Stat Ufa

Catedra de Chimie Generală şi Analitică

Manual educațional și metodologic

pentru lucrări de laborator pe tema:

Hidroliza sărurilor

Conceput pentru studenții non-chimie

și facultățile de chimie ale universităților.

Alcătuit de: Syrkin A.M., prof., candidat la științe chimice, Rolnik L.Z., conferențiar,

Doctor în științe chimice

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

© Statul Ufa

tehnic petrolier

Universitatea, 2002

Hidroliza sărurilor

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

Caracteristica apei curate.

Există 4 grupe de săruri:

o sare formata dintr-o baza tare si un acid tare;

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

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

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

Prin urmare, vom lua în considerare 4 opțiuni pentru efectul apei asupra sării.

1) Acest grup include săruri precum NaCI, KCI, NaNO3, Na2SO4 etc. Cationii și anionii acestor săruri au încărcături 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 unor anioni precum CI- și NO3-. Prin urmare, sărurile unei baze puternice și a unui acid puternic nu suferă hidroliză. În acest caz, echilibrul disocierii apei în prezența ionilor de sare aproape nu este perturbat.

Prin urmare, soluțiile de 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 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) în formă ionico-moleculară

NH4+ + CI- + H2ONH4OH + H++ + CI-;

c) într-o formă ion-moleculară scurtă

NH4+ + H20NH4OH + H+.

Hidroliza se datorează formării unui compus ușor disociat - NH 4 OH. Ca urmare, echilibrul de disociere electrolitică a apei se deplasează 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.

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

gradhidroliză se numește 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 indică ce parte din cantitatea totală de sare este hidrolizată, adică transformată prin acțiunea apei în acidul sau baza corespunzătoare (fie în săruri acide, fie bazice).

Gradul de hidroliză se calculează pe baza ecuației constantei de disociere a bazei (sau acidului) slabă corespunzătoare și a produsului ionic al apei.

Să luăm în considerare aceste caracteristici pentru hidroliza sării de clorură de amoniu.

Să scriem din nou ecuația de hidroliză sub formă iono-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 mărime constantă și se numește constanthidroliză Pentru Domnul.

Din ecuația produsului ionic al apei avem

KH2O = (4)

=
(5)

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

K g =
(6)

Atitudine

=, (7)

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

Atunci expresia (6) are forma

K g = (8)

Cu cât K g este mai mare, 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 H +.

La echilibru, concentrațiile vor avea următoarele valori:

= (c - ch)

Să înlocuim aceste valori în ecuația (5).

, (10)

K g = (11)

Deoarece h este o valoare nesemnificativă (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 direct proporţional);

cu cât este mai puțină bază K, 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 luat în considerare a 2-a opțiune de hidroliză a sării formate dintr-o bază slabă și un acid puternic. Acest tip de sare aparține și clorura de cupru (II). Această sare este formată dintr-o bază diacid Cu(OH)2 și un acid monobazic. În acest caz, procesul de hidroliză are loc în etape. La temperatura camerei, se efectuează în principal 1 etapă de hidroliză. Să notăm prima etapă de hidroliză a sării de clorură de cupru (II) în 3 forme:

sub formă moleculară

CuCl2 + H20 CuOHCI + HCI;

sub formă ionico-moleculară

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

sub formă ion-moleculară scurtă

Cu2+ + H20 (CuOH) + + H+

Hidroliza se datorează formării de particule ușor disociante (CuOH) +. Ca urmare, echilibrul disocierii electrolitice a apei se schimbă, apare un exces de ioni de hidrogen în soluție, reacția mediului pH< 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 Kbas. la trecerea de la K principal 1 la K principal 2 etc. De exemplu, deoarece ionii (CuOH) + se disociază mai slab decât Cu(OH) 2, se formează în principal în timpul hidrolizei CuCI 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 ion-moleculară 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 clorurii de cupru (II) topit.

Procesele electrozilor pot fi exprimate prin semireacții:

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

la anodul A(+): 2Cl – - 2e = Cl 2 - oxidare anodica

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

Cu 2+ + 2 Cl – = Cu + Cl 2

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

4OH – - 4e = 2H 2 O + O 2

2SO 4 2– - 4e = 2SO 3 + O 2

2. Electroliza topiturii clorurii de potasiu:

Electroliza soluțiilor

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

La catodul „-” al sursei de curent are loc procesul de transfer de electroni la cationi dintr-o soluție sau topitură, astfel încât 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, ar trebui să mergeți din poziția în care va avea loc reacția care necesită cea mai mică cantitate 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 a soluţiilor alcaline, apa se oxidează la anod şi se eliberează oxigen;

A + 2H2O - 4e - = 4H + + O2

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

A + Cl - +e - = CI 0

2. Următoarele produse se pot forma la catod:

a) în timpul electrolizei soluţiilor sărate care conţin ioni situati în seria de tensiuni la stânga Al 3+ se reduce apa la catod şi se eliberează hidrogen;

K - 2H2O + 2e - = H2 + 2OH -

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

K - Me n+ + ne - = Me 0

c) în timpul electrolizei soluțiilor de sare care conțin ioni situati în seria de tensiuni între Al + și H +, pot avea loc la catod procese concurente atât de reducere a cationilor, cât și de degajare a hidrogenului.

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

Disocierea azotatului de argint:

AgNO 3 = Ag + + NO 3 -

În timpul electrolizei unei soluții apoase de AgNO3, are loc reducerea ionilor Ag + la catod, iar oxidarea moleculelor de apă are loc la anod:

Catod: Аg + + e = А g

Anod: 2H 2 O - 4e = 4H + + O 2

Ecuație rezumativă:________________________________________________

4AgNO 3 + 2H 2 O = 4Ag + 4HNO 3 + O 2

Întocmește scheme pentru electroliza soluțiilor 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 ↔ Cu 2+ + 2Cl -

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

Catod - Cu 2+ + 2e = Cu 0

Anod + 2Cl - - 2e = Cl 2

_______________________________

CuCl2 = Cu + Cl2

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

Dacă în exemplul considerat de electroliză a unei soluții de CuCl 2 luăm ca anod o placă de cupru, atunci cuprul este eliberat la catod, iar la anod, unde au loc procese de oxidare, în loc să descarce ionii Cl 0 și să elibereze clor, oxidare. a anodului (cuprul) apare.

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

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 (curățarea) metalelor de contaminanți.

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

Disociarea clorurii de magneziu în soluție apoasă:

MgCl 2 ↔ Mg 2+ +2Сl -

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 = 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 se oxidează, astfel încât oxidarea apei va avea loc la anod.

Schema electroliza:

Electroliza unei soluții apoase a unei săruri a unui metal activ și a unui acid care conține oxigen (K 2 SO 4) pe electrozi inerți

Exemplu: disocierea sulfatului de potasiu în soluție apoasă:

K 2 SO 4 = 2K + + SO 4 2-

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

Schema electroliza:

sau, având în vedere că 4H + + 4OH - = 4H 2 O (realizat cu agitare),

H2O2H2+O2

Dacă trece un curent electric printr-o soluție apoasă dintr-o sare a unui metal activ și a unui 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 prin topire a hidroxidului 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 influența curentului 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 este masa echivalentă a substanței (g/mol);

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

n este numărul de electroni dați sau primiți;

I - puterea curentului (A); t - durata procesului (s);

F este 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 unei baze cu un acid, atunci putem împărți sărurile 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 puternic 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 urmare a 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 la anion, 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 devine 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 o bază și un acid ușor disociante. pH-ul soluțiilor de astfel de săruri depinde de puterea relativă a acidului și a bazei.

Algoritm pentru scrierea ecuațiilor de reacție pentru hidroliza 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 al 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 –

Na2C03 + H20 = NaHC03 + NaOH

De obicei, doar procesul care are loc în prima etapă are importanță practică, care, de regulă, se limitează 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:

Rb 3 PO 4 ↔ 3Rb + + P.O. 4 3–

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

Hidroliza are loc la anion.

PO 3- 4 + H–OH ↔ HPO 2- 4 + OH – .

Produsele sunt ioni de hidrofosfat și hidroxid, mediul este alcalin.

3. Compuneți ecuația moleculară:

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

Am obținut o sare acidă - fosfat acid de rubidio.

Algoritm pentru scrierea ecuațiilor de reacție pentru hidroliza 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 treptat, de exemplu:

Stadiul I: Cu 2+ + HOH ↔ CuOH + + H +

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

CuCl2 + H2O = CuOHCI + HCI

În acest caz, concentrația ionilor de hidrogen și pH-ul mediului din 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:

CuSO 4 ↔ Cu 2+ + SO 2- 4.

O sare este formată dintr-un cation al unei baze slabe (subliniem) și un anion al unui acid puternic. Are loc hidroliza cationului.

2. Scriem ecuația ionică a hidrolizei și determinăm mediul:

Cu 2+ + H-OH ↔ CuOH + + H + .

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

3. Alcătuiți o ecuație moleculară.

Trebuie avut în vedere 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 crea formula (CuOH) 2 SO 4, dar pentru a face acest lucru 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. Numele sărurilor principale, precum și numele sărurilor intermediare, ar trebui să fie compuse din numele anionului și cationului; în acest caz, vom numi sarea „sulfat de hidroxicupru (II)”.

Algoritm pentru scrierea ecuațiilor de reacție pentru hidroliza 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 substanță gazoasă, atunci hidroliza continuă până la finalizare.

Exemplul 2. Hidroliza sulfurei de aluminiu.

Al2S3 + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2S

2А l 3+ + 3 S 2- + 6Н 2 О = 2Аl(ОН) 3 (precipitat) + ЗН 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 ecuații de hidroliză ionică și 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. În consecință, va exista un exces de ioni de hidrogen în soluție, iar mediul va fi acid.

Nu are rost să încercăm să creăm o ecuație rezumativă pentru reacția aici. Ambele reacții sunt reversibile, nu au nicio legătură între ele și o astfel de însumare este lipsită de sens.

3. Să facem o ecuație moleculară:

Al(CH3COO)3 + H2O = AlOH(CH3COO)2 + CH3COOH.

Acesta este, de asemenea, un exercițiu formal de pregătire în elaborarea formulelor de săruri și a nomenclaturii acestora. Să numim sarea rezultată acetat de hidroxoaluminiu.

Algoritm pentru scrierea ecuațiilor de reacție pentru hidroliza 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 slab disociat 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).

Se hidrolizează la cation. Natura mediului este acidă. Teoretic, o a doua etapă este posibilă. Ecuația hidrolizei este următoarea:

Primul stagiu:

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

Cu 2+ + HOH ↔ CuOH + + H + (hidroliza prin cation);

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

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

A doua faza:

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

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

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

Exercițiu	Scrieți ecuația pentru electroliza unei soluții de clorură de cupru (II). Ce masă de substanță va fi eliberată la catod dacă 5 g de clorură de cupru (II) sunt supuse electrolizei?
Soluţie	Să scriem ecuația de disociere pentru clorura de cupru (II) într-o soluție apoasă: CuCl 2 ↔ Cu 2+ +2Cl - . Să notăm în mod convențional schema de electroliză: (-) Catod: Cu2+, H2O. (+) Anod: CI-, H20. 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: CuCl2 = Cu + Cl2. Să calculăm cantitatea de clorură de cupru (II) folosind datele specificate în enunțul problemei (masă molară - 134 g/mol): υ(CuCl2) = m(CuCl2)/M(CuCl2) = 5/134 = 0,04 mol. Conform ecuaţiei reacţiei υ(CuCl2) = υ(Cu) =0,04 mol. Apoi calculăm masa de cupru eliberată la catod (masă molară – 64 g/mol): m(Cu)= υ(Cu)×M(Cu)= 0,04 ×64 = 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 sărurilor .

Este convenabil să luăm în considerare aspectele calitative și cantitative ale hidrolizei din perspectiva conceptului de electroliți puternici și slabi (neasociați și asociați). Aproape toți electroliții clasificați ca 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 nu sunt caracterizate prin disociere, ci, dimpotrivă, prin asociere, adică legarea protonilor de către anionii corespunzători și a ionilor OH de către cationi în particule nedisociate. Și ionii H + și OH – sunt întotdeauna prezenți în apă datorită ușoarei sale disocieri. Să luăm în considerare mai detaliat procesele care au loc folosind exemplele a două săruri - CuCl 2 și Na 2 CO 3.

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

Hidroxidul de cupru (II) este un electrolit slab (vezi 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, perturbând astfel echilibrul de disociere a apei:

Drept urmare, conform principiului lui Le Chatelier, disocierea apei va crește și concentrația ionilor de hidrogen din soluție va crește față de ceea ce a fost în apă. Soluția devine acidă, pH-ul său<7, подобная ситуация называется hidroliza la nivelul cationului .

Desigur, hidroliza clorurii de cupru poate merge mai departe, în a doua etapă:

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 ionul CuOH +, ajungem la următoarea concluzie importantă. Dacă există posibilitatea hidrolizei în trepte, acest proces are loc de fapt doar în 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, dacă există protoni în soluție, îi va lega activ într-o particulă de HCO3 ușor disociată, perturbând astfel echilibrul disocierii apei:

Ca urmare, disocierea apei va crește și concentrația ionilor de OH din soluție va crește în comparație cu ceea ce a fost în apă. Soluția a devenit alcalină, pH-ul ei > 7, spun ei în acest caz hidroliza prin anion .

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 clarificare nu modifică în niciun fel concluziile trase mai sus și nu afectează calculele cantitative ulterioare.

Astfel, fie sărurile care conțin cationi ai bazelor slabe (hidroliza cationilor), fie sărurile care conțin anioni ai acizilor 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 în soluția unei astfel de săruri, pH-ul acesteia este 7.

Dacă sarea conține un cation al unei baze slabe și un anion al unui acid slab, atunci hidroliza are loc în acest caz 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 îmbunătățire a hidroliza sării:

1) diluarea soluției 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.

Metode de suprimare a hidrolizei:

1) răcirea soluției,

2) adăugarea de acid la soluție pentru a suprima hidroliza cationului, 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 față de 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 în prima etapă. Prima etapă a hidrolizei prin cationi poate fi scrisă în formă generală:

K egal = K hidr = . (3,23)

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

K hidr = = (3,24)

Astfel, constanta de hidroliză pentru un cation este egală cu raportul dintre produsul ionic al apei și constanta de disociere a bazei celei mai slabe a cărei sare este hidrolizată sau cu constanta de disociere a bazei în stadiul corespunzător.

Să revenim la relația (3.23). Fie ca concentrația totală a sării hidrolizante din soluție să fie egală cu Cu mol/l, iar gradul de hidroliză a acestuia este h. Apoi, având în vedere că = și h= /Cu, obținem 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 la anion poate fi scrisă în formă generală

in felul urmator:

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

K egal = K hidr = . (3,26)

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

Pentru a hidra = = . (3,27)

Astfel, constanta de hidroliză pentru un anion este egală cu raportul dintre produsul ionic al apei și constanta de disociere a acidului slab a cărui sare este hidrolizată sau cu constanta de disociere a acidului în stadiul corespunzător. Să ne întoarcem din nou la expresia (3.26). Să o transformăm, presupunând că concentrația totală de sare din soluție este egală cu Cu 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 găsi concentrațiile de echilibru ale ionilor, constantele și gradele de hidroliză în soluții apoase de săruri hidrolizante.

Nu este greu de ghicit că constanta de hidroliză a unei sări care suferă simultan hidroliză de cationi și anioni este egală cu raportul dintre produsul ionic al apei și produsul constantelor de disociere ale unei baze slabe și a unui acid sau a produsului. a constantelor de disociere ale stadiilor corespunzătoare. Într-adevăr, hidroliza unei sări prin cation și anion simultan poate fi reprezentată în 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 de sare hidrolizată simultan în cation și anion să fie egală cu c mol/l, gradul de hidroliză este h. Este evident că ==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 sări care suferă simultan hidroliză de cationi și anioni va fi același pentru orice concentrație de sare în soluția.

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

K hidr = 3,32)

În sfârșit obținem:

K diss.k-tu × . (3,33)

Să ne oprim acum asupra legăturii dintre caracteristicile hidrolizei și disocierii în cazul hidrolizei în trepte. Ca exemplu, luați în considerare hidroliza carbonatului de sodiu deja menționat. Echilibrul hidrolizei Na 2 CO 3 în trepte 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 electrolitului. 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 anionului 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 un pH< 7.

S-a remarcat mai sus că cel mai simplu mod de a îmbunătăți hidroliza unei sări într-un cation este introducerea unui 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. Ce se întâmplă când îmbinați soluții a două săruri, dintre care una este hidrolizată de cation și 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, ei vorbesc despre 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 numar mare factori: concentraţiile soluţiilor drenate, ordinea amestecării, gradul de amestecare etc.

În sistemul luat în considerare (și altele similare) se formează carbonați bazici; după o anumită 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 = (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 în cation. Dacă sărurile nu sunt hidrolizate, atunci are loc procesul metabolic obișnuit, de exemplu:

BaCl2 + Na2CO3 = BaCO3¯ + 2 NaCl.

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

2FeCl3 + 3Na2CO3 + 3H2O = 2Fe(OH)3¯ + 6NaCl + 3CO2.

Procese similare vor fi observate la amestecarea soluțiilor de săruri Me 3+ cu soluții de alte săruri hidrolizate de anion, de exemplu:

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

Cr2(SO4)3 + 3Na2S + 6H2O = 2Cr(OH)3¯ + 3H2S + 3Na2SO4.

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

S02CI2 + 2H20 = H2S04 + 2HCI;

SOC12 + H20 = S02 + 2HCI;

COCI2 + H20 = CO2 + 2HCI;

BC13 + 3H20 = H3BO3 + 3HCI;

PCl3 + 3H20 = H3P03 + 3HCI;

Cr02CI2 + 2H20 = H2Cr04 + 2HCI;

CS2 + 2H20 = CO2 + 2H2S.

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

SbCI3 + H20 = SbOC1 + 2HCI;

Bi(N03)3 + H20 = BiONO3 + 2HNO3;

Ti(S04)2 + H20 = TiOS04 + H2S04.

Constanta de hidroliză, ca orice altă constantă de echilibru, poate fi calculată pe baza datelor termodinamice.

Agenția Federală pentru Educație de Stat instituție educaționalăînvățământ profesional superior Novgorod Universitate de stat lor. Iaroslav Înțeleptul Facultatea de Științe Naturale și Resurse Naturale Departamentul de Chimie și Ecologie HIDROLIZA SĂRII Ghid pentru munca de laborator Velikiy Novgorod 2006 Hidroliza sărurilor: 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 anumitor săruri cu apa. Reacția de hidroliză are loc numai în cazurile în care ionii formați în timpul disocierii sării sunt capabili să formeze compuși insolubili, gazoși sau ușor disociați (molecule sau ioni complecși) cu ioni - produse de ionizare a apei (H+, OH-). Sărurile sunt supuse hidrolizei trei tipuri . Acestea sunt săruri formate din: 1) un acid slab și o bază tare; 2) o bază slabă și un acid puternic; 3) un acid slab și o bază slabă. În condiții normale, sărurile formate dintr-o bază tare și un acid tare nu suferă hidroliză. Trebuie remarcat faptul că hidroliza sărurilor din primul și 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 ecuații pentru hidroliza acestor săruri, ar trebui să utilizați simbolul ↔. Hidroliza sărurilor din a treia grupă în anumite condiții poate avea loc aproape ireversibil, iar în acest caz, ecuațiile de reacție ar trebui reprezentate printr-un semn egal (=) sau o săgeată (→). Hidroliza sărurilor acizilor monobazici slabi Să considerăm primul caz de hidroliză folosind exemplul acetatului de sodiu (o sare a acidului acetic slab și o bază tare a hidroxidului de sodiu): CH 3 COONa + H 2 O ↔ CH 3 COOH + NaOH. sau sub formă de ioni moleculari: Na + CH 3 COO - + H 2 O ↔ CH 3 COOH + Na + + OH - + C ații Na + s i o n a m și H + și OH - nu formează compuși ușor disociați, deci fac să nu ia parte la această reacție. Excluzând cationii de sodiu, obținem ecuația ionică moleculară prescurtată 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 supuse hidrolizei (Nhydr.) și numărul inițial de molecule de sare din soluție (Nu): h = Nhydr./No Hidroliza sărurilor acizilor polibazici slabi Hidroliza unor astfel de sărurile este un proces în mai multe etape, care trece printr-o serie succesivă de etape. De exemplu, în hidroliza Na2S, prima etapă are forma: Na2S + H2O ↔ NaHS + NaOH + 2- 2Na + S + H2O ↔ Na+ + HS- + Na+ + OH- Hidroliza în prima etapă poate fi caracterizată cantitativ prin gradul de hidroliză. Apoi ionul hidrosulfură intră într-o reacție de schimb cu apa: NaHS + H2O ↔ H2S + NaOH Na+ + HS- + H2O ↔ H2S + Na+ + OH- HS- + H2O ↔ H2S + OH- De remarcat că cantitativ a doua etapă de hidroliză are loc 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 În mod similar, se poate lua în considerare hidroliza unei sări formate dintr-un anion al unui acid puternic și un cation individual încărcat al unei baze slabe. De exemplu: NH4Cl + H2O ↔ NH4OH + HCI După cum puteți vedea, reacția mediului în acest caz este acidă. În timpul hidrolizei cationilor multivalenți, 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.Acest tip de sare include în principal săruri de amoniu. În acest caz, produsele hidrolizei sunt un acid slab și o bază: KtAn + H2O = KtOH + HAN, Kt+ + An" + H2O = KtOH + HAN, unde Kt + și An - sunt cationul și anionul bazelor slabe și acizi, respectiv.Dacă reacțiile rezultate baza și acidul sunt electroliți de putere egală, atunci soluția are un mediu neutru (pH = 7).În caz contrar, valoarea indicelui de hidrogen este determinată de raportul constantelor de disociere ale acestor compuși. De exemplu, în timpul hidrolizei fluorurii de amoniu NH 4 F + H 2 O = NH 4 OH + HF valoarea pH-ului soluției este mai mică 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 au fost obtinute 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 = AlOH(CH 3 COO)2 + CH 3 COOH Al 3+ + 3CH 3 COO - + H 2 O = A1OH(CH 3 COO) 2 + CH 3 COOH Încărcați cu multiplicare a cationilor și anionilor 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 folosind 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 Metode de amplificare și suprimare a hidrolizei Pentru a îmbunătăți sau suprima hidroliza, poți folosi metode chimice și fizice. Metode chimice se bazează pe modificări ale concentraţiilor de substanţe aflate în echilibru. Dacă un reactiv este introdus într-o soluție de sare hidrolizantă care leagă ionii H+ și OH- formați în timpul hidrolizei, atunci, în conformitate cu principiul lui Le Chatelier, echilibrul se deplasează către hidroliză crescută; ca urmare, hidroliza poate continua complet până când se formează produsele 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 schimbarea temperaturii. Procesul invers hidrolizei - reacția de neutralizare - are loc cu eliberarea de căldură, iar hidroliza este un proces endotermic. Prin urmare, o creștere a temperaturii duce la creșterea hidrolizei, iar o scădere duce la slăbire. Reacții de îmbunătățire reciprocă a hidrolizei Reacția care dă exact aceiași produși ca în exemplul anterior 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 vom obține un precipitat de hidroxid de aluminiu și hidrogen sulfurat: 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 Astfel de reacții se numesc reacții de hidroliză care se intensifică reciproc. 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 echilibru, în conformitate cu principiul lui Le Chatelier, se deplasează la dreapta. Același lucru se întâmplă cu etapele ulterioare ale hidrolizei cationilor. Ca rezultat, hidroliza cationului de aluminiu și anionului sulfură are loc aproape complet. Prin urmare, în ecuațiile de hidroliză ale unor astfel de săruri, semnul „=" sau „→” este plasat între substanțele inițiale și produșii de reacție. Să dăm un alt exemplu de reacție similară: 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 NH 4 OH 4 PARTEA EXPERIMENTALĂ BAZA FORMATĂ DE SALURI OH ȘI ACIZI PUTERNICI Experiment: Turnați în eprubete separate soluții de clorură de sodiu, clorură de bariu, sulfat de sodiu și azotat de potasiu și testați reacțiile soluțiilor folosind hârtie indicator universal. Pentru a face acest lucru, tăiați o bandă de hârtie indicator în 4 - 5 părți , și, așezându-le pe o bandă de hârtie de filtru albă, atingeți bucata de hârtie indicatoare cu o tijă de sticlă , umezită cu soluția de testare. Înainte de a testa următoarea soluție, trebuie să clătiți tija de sticlă cu apă. Soluțiile sărurilor luate pentru experiment conțin un exces de ioni H+ sau OH-? Sunt astfel de săruri supuse hidrolizei? SĂRURILE FORMATE DIN BAZE TARI ȘI ACIZI SLABI. Experiment 1. Turnați 3 – 4 picături de soluție de acetat de sodiu într-o eprubetă și determinați pH-ul soluției folosind hârtie indicator universal. Soluția de acetat de sodiu se colorează după adăugarea a 1 - 2 picături de fenolftaleină? Pe baza concentrației soluției C, calculați pH-ul acesteia și comparați-l cu datele experimentale. Completați următorul tabel: Formula sării calculată = √Kb * C pH calculat din datele experimentale Scrieți ecuația ionică moleculară pentru hidroliza acetatului de sodiu. Dați două sau trei exemple de alți acetați a căror hidroliză corespunde acestei ecuații. Experimentul 2. Turnați 5 - 6 picături de soluție de carbonat de sodiu într-o eprubetă, în alta - același volum de sulfit de sodiu și comparați culoarea ambelor soluții după adăugarea a 1 - 2 picături de fenolftaleină sau verificați reacția soluțiilor folosind hârtie indicator universal. Scrieți ecuațiile ionice moleculare pentru hidroliză. Comparați comportamentul ambelor săruri în soluție și, fără a face calcule, determinați care dintre cele două soluții are relativ mai mare: a). gradul de hidroliză h; b). concentrația ionilor de hidroxil; V). Valoarea pH-ului. Care anion - CO32- sau SO32- - este o bază mai puternică? Calculați constantele de hidroliză ale ambelor săruri. Completați tabelul: Sarea h pH Kb = Kω / K2 Experimentul 3. Faceți aceleași experimente comparative cu soluții de hidrosăruri - bicarbonat de sodiu și sulfat acid 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 hidrogen sulfat de sodiu. Scrieți ecuații ionice moleculare pentru hidroliza ambelor săruri și explicați diferența dintre proprietățile soluțiilor lor. Ce funcție - bazică sau acidă - predomină în ionul HCO3- și ionul HSO3-? Comparați rezultatele experimentului cu datele calculate, comparând valorile Kb și K2. Completați tabelul: Sare Date experimentale Date calculate Concluzii pH de reacție (mai mult Kb = Kω / K1 K2 soluție sau mai puțin 7) NaHCO3 NaHSO3 SĂRURI FORMATE DIN ACIZI TARI ȘI BAZELE SLABE. Experimentul 1. Folosind hârtie indicator universal, determinați reacția unei soluții apoase de clorură sau sulfat de amoniu. Scrieți ecuația ionică moleculară pentru reacția de hidroliză. Experimentul 2. Folosind turnesol, determinați reacția unei soluții de clorură de zinc, sulfat de zinc și sulfat de aluminiu. Scrieți ecuații moleculare și moleculare-ionice pentru hidroliza sărurilor. Experimentul 3. Adăugați același volum de apă la 3–4 picături dintr-o soluție de clorură de antimoniu sau de bismut. Ce se observă în acest caz? Se acidulează soluția cu câteva picături de acid clorhidric concentrat, apoi se diluează din nou soluția. Ce se observă? Scrieți o ecuație ionică moleculară 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 SARE, ÎNTĂRÂND RECIPROC HIDROLIZA UNUI ALTUL. Experiment 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 ușor solubil. Experimentul 2. Efectuați același experiment într-o eprubetă conică cu o soluție de clorură sau sulfat de aluminiu, adăugând la aceasta în picături o soluție de sulfură de amoniu până se formează un precipitat de compus ușor solubil. Se separă precipitatele obținute în ambele experimente din soluții și se spală o dată sau de două ori cu 5-6 picături de apă. Ce reacții pot fi folosite pentru a demonstra că compușii slab solubili rezultați sunt hidroxizi de crom (III) și aluminiu, și nu produși ai interacțiunii de schimb a sărurilor originale? De ce hidroliza are loc aproape ireversibil atunci când soluțiile acestor săruri interacționează? Care este mecanismul de îmbunătățire reciprocă a hidrolizei? Experimentul 3. Se toarnă 5 - 6 picături dintr-o soluție de clorură sau sulfat de aluminiu și aceeași cantitate de soluție de acetat de sodiu într-o eprubetă. Încălzește conținutul eprubetei scufundându-l în apă fierbinte și notează observațiile tale. Scrieți ecuațiile moleculare și molecular-ionice ale reacției, ținând cont că reacția produce 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? Experimentul 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 eliberat. Scrieți ecuația ionică moleculară a reacției și luați în considerare mecanismul apariției acesteia.