Štátna ropná technická univerzita v Ufe

Katedra všeobecnej a analytickej chémie

Učebná pomôcka

za laboratórne práce na tému:

Hydrolýza soli

Určené pre študentov non-chémie

a chemických fakúlt univerzít.

Zostavil: Syrkin A.M., Prof., kandidát chemických vied, Rolnik L.Z., Assoc.

Doktor chemických vied

Recenzent Sergeeva L.G., docent, kandidát chemických vied.

© Štát Ufa

olej technický

univerzita, 2002

Hydrolýza soli

Hydrolýza solí je interakcia ich iónov s vodou na základe polarizačného účinku iónov na molekuly vody, v dôsledku čoho je spravidla narušená rovnosť.

charakteristické pre čistú vodu.

Existujú 4 skupiny solí:

soľ vytvorená zo silnej zásady a silnej kyseliny;

soľ vytvorená zo slabej zásady a silnej kyseliny;

soľ tvorená silnou zásadou a slabou kyselinou;

soľ vytvorená zo slabej zásady a slabej kyseliny.

Preto zvažujeme 4 možnosti pôsobenia vody na soľ.

1) Do tejto skupiny patria soli ako NaCI, KCI, NaNO 3, Na 2 SO 4 a iné.Katióny a anióny týchto solí majú malý náboj a významnú veľkosť. Zároveň je ich polarizačný účinok na molekuly vody malý, to znamená, že k interakcii soli s vodou prakticky nedochádza. To platí pre katióny ako K+ a Na+ a anióny ako CI- a NO3-. Preto soli silnej zásady a silnej kyseliny nepodliehajú hydrolýze.. V tomto prípade nie je rovnováha disociácie vody v prítomnosti iónov soli takmer narušená.

Preto sú roztoky takýchto solí prakticky neutrálne (pH ≈ 7).

2) Ak je soľ tvorená slabo zásaditým katiónom NH 4 +, AI 3+, Mg 2+ atď. a anión silnej kyseliny (Cl -, NO 3 -, SO 4 2- atď.), potom nastáva hydrolýza podľa katión(polarizačný efekt má len katión soli). Príkladom je postup:

a) v molekulárnej forme

NH4CI + H20 NH4OH + HCl;

b) v iónovo-molekulárnej forme

NH4+ + CI- + H20 NH4OH + H+ + CI-;

c) v krátkej iónovo-molekulárnej forme

NH4+ + H20 NH4OH + H+.

Hydrolýza je spôsobená tvorbou zle disociovanej zlúčeniny - NH 4 OH. V dôsledku toho sa rovnováha elektrolytickej disociácie vody posúva a v roztoku sa objavuje nadbytok vodíkových iónov, takže reakcia média je kyslá (pH< 7). Очевидно, чем полнее протекает гидролиз, тем более показатель среды отличается от состояния нейтральности.

Hneď si všimneme, že proces hydrolýzy možno kvantitatívne charakterizovať dvoma hodnotami: 1) stupeň hydrolýzy (h); 2) hydrolytická konštanta (kg).

stupňahydrolýza je pomer počtu molekúl soli, ktoré prešli hydrolýzou, k celkovému počtu molekúl soli v roztoku; alebo stupeň hydrolýzy sa chápe ako číslo, ktoré ukazuje, aká časť z celkového množstva soli sa hydrolyzuje, to znamená, že sa pôsobením vody premení na zodpovedajúcu kyselinu alebo zásadu (alebo na kyslé alebo zásadité soli).

Stupeň hydrolýzy sa vypočíta z rovnice pre disociačnú konštantu zodpovedajúcej slabej zásady (alebo kyseliny) a iónového produktu vody.

Zvážte tieto charakteristiky pre hydrolýzu soli chloridu amónneho.

Napíšme rovnicu hydrolýzy opäť v iónovo-molekulárnej forme:

NH4+ + H20 NH4OH + H+

Podľa zákona o hmotnej akcii bude mať rovnovážna konštanta tejto reakcie nasledujúci tvar:

Kp =
(1)

Koncentrácia vody sa v soľnom roztoku prakticky nemení, to znamená 0 ​​= rovná sa = konštanta (2)

= Kp = Kg (3)

Súčin dvoch konštánt K p je konštantná hodnota a nazýva sa konštantnýhydrolýza K p.

Z rovnice iónového produktu vody máme

KH20 = (4)

=
(5)

Potom možno rovnicu (1) zapísať takto:

Kg =
(6)

Postoj

=, (7)

kde K hlavné. je disociačná konštanta slabej bázy NH 4 OH.

Potom výraz (6) má tvar

Kg = (8)

Čím viac kg, tým viac soľ podlieha hydrolýze.

Z rovnice (3) možno vypočítať stupeň hydrolýzy soli.

Kg = =
(9)

Predpokladajme, že koncentrácia východiskovej soli je c mol / l, stupeň hydrolýzy je h, potom sa hydrolyzuje ch mólov soli, vzniká ch mólov NH 4 OH a ch g- iónov H +.

V rovnováhe budú mať koncentrácie nasledujúce hodnoty:

= (c-ch)

Tieto hodnoty dosadíme do rovnice (5).

, (10)

Kg = (11)

Keďže h je malá hodnota (h ≤ 0,01), môžeme predpokladať, že (1 - h) ≈ 1

Kg =
; (12)

h = =
. (13)

Z výslednej rovnice vyplýva, že stupeň hydrolýzy (h) je väčší:

čím viac K H 2 O, teda tým vyššia teplota (iónový súčin vody K H 2 O priamo úmerne závisí od teploty);

čím je K zásada menšia, to znamená, že je slabšia zásada vytvorená v dôsledku hydrolýzy;

čím nižšia je koncentrácia soli, to znamená, že roztok je zriedenejší.

Na zvýšenie stupňa hydrolýzy je teda potrebné roztok zriediť a zvýšiť teplotu. Uvažovali sme o 2. variante hydrolýzy soli tvorenej slabou zásadou a silnou kyselinou. Chlorid meďný tiež patrí k rovnakej škále solí. Táto soľ je tvorená dvojkyselinovou zásadou Cu(OH)2 a jednosýtnou kyselinou. V tomto prípade proces hydrolýzy prebieha postupne. Pri teplote miestnosti sa v podstate uskutočňuje 1 stupeň hydrolýzy. Zapíšme si 1. stupeň hydrolýzy soli chloridu meďnatého v 3 formách:

v molekulárnej forme

CuCl2 + H20 CuOHCI + HCl;

v iónovo-molekulárnej forme

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

v krátkej iónovej molekulárnej forme

Cu2+ + H20 (CuOH) + + H+

Hydrolýza je spôsobená tvorbou častíc s nízkou disociáciou (CuOH) +. V dôsledku toho sa posunie rovnováha elektrolytickej disociácie vody, v roztoku sa objaví nadbytok vodíkových iónov, reakcia pH média< 7. Гидролиз протекает katiónom.

Zásaditá soľ vytvorená ako výsledok prvého stupňa hydrolýzy môže byť podrobená ďalšej interakcii s vodou. Druhý stupeň hydrolýzy je však menej výrazný. Je to spôsobené poklesom K zásaditého. pri prechode z K main.1 do K main.2 atď. Napríklad, keďže (CuOH)+ ióny disociujú slabšie ako Cu(OH)2, potom vzniká predovšetkým pri hydrolýze CuCl2.

Druhý stupeň hydrolýzy chloridu meďnatého možno znázorniť takto:

v molekulárnej forme

CuOHCI + H 2 O Cu(OH) 2  + HCI;

(CuOH)+ + CI - +H20 Cu(OH)2 + H+ + CI-;

v krátkej iónovej molekulárnej forme

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

Elektrolýza roztavených solí

Na získanie vysoko aktívnych kovov (sodík, hliník, horčík, vápnik atď.), ktoré ľahko interagujú s vodou, sa používa elektrolýza roztavených solí alebo oxidov:

1. Elektrolýza taveniny chloridu meďnatého.

Elektródové procesy možno vyjadriť ako polovičné reakcie:

na katóde K(-): Сu 2+ + 2e = Cu 0 - katódová redukcia

na anóde A (+): 2Cl - - 2e \u003d Cl 2 - anodická oxidácia

Celková reakcia elektrochemického rozkladu látky je súčtom dvoch polovičných reakcií elektród a pre chlorid meďnatý je vyjadrená rovnicou:

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

Pri elektrolýze alkálií a solí oxokyselín sa na anóde uvoľňuje kyslík:

4OH - - 4e \u003d 2H20 + O2

2SO 4 2– - 4e \u003d 2SO 3 + O 2

2. Elektrolýza taveniny chloridu draselného:

Elektrolýza roztoku

Kombinácia redoxných reakcií, ktoré sa vyskytujú na elektródach v roztokoch elektrolytov alebo taveninách, keď nimi prechádza elektrický prúd, sa nazýva elektrolýza.

Na katóde "-" zdroja prúdu prebieha proces prenosu elektrónov na katióny z roztoku alebo taveniny, preto je katóda "redukčným činidlom".

Na anóde „+“ sú elektróny uvoľňované aniónmi, takže anóda je „oxidačným činidlom“.

Počas elektrolýzy môžu nastať konkurenčné procesy na anóde aj na katóde.

Keď sa elektrolýza vykonáva pomocou inertnej (nespotrebovateľnej) anódy (napríklad grafitovej alebo platiny), spravidla si konkurujú dva oxidačné a dva redukčné procesy:
na anóde - oxidácia aniónov a hydroxidových iónov,
na katóde - redukcia katiónov a vodíkových iónov.

Keď sa elektrolýza vykonáva pomocou aktívnej (spotrebnej) anódy, proces sa stáva komplikovanejším a konkurenčné reakcie na elektródach sú:
na anóde - oxidácia aniónov a hydroxidových iónov, anodické rozpúšťanie kovu - materiálu anódy;
na katóde - redukcia katiónu soli a vodíkových iónov, redukcia katiónov kovov získaných rozpustením anódy.

Pri výbere najpravdepodobnejšieho procesu na anóde a katóde by sa malo vychádzať z pozície, že prebehne reakcia, ktorá vyžaduje najmenšiu spotrebu energie. Okrem toho sa na výber najpravdepodobnejšieho procesu na anóde a katóde počas elektrolýzy soľných roztokov inertnou elektródou používajú nasledujúce pravidlá:

1. Na anóde sa môžu vytvárať tieto produkty:

a) pri elektrolýze roztokov obsahujúcich anióny SO 4 2-, NO - 3, PO 4 3-, ako aj alkalické roztoky na anóde sa oxiduje voda a uvoľňuje sa kyslík;

A + 2H20 - 4e - \u003d 4H++02

b) pri oxidácii aniónov sa uvoľňuje Cl -, Br -, I - chlór, bróm, jód;

A + Cl - + e - \u003d Cl 0

2. Na katóde sa môžu vytvárať nasledujúce produkty:

a) pri elektrolýze soľných roztokov obsahujúcich ióny umiestnené v sérii napätí vľavo od Al 3+ sa na katóde redukuje voda a uvoľňuje sa vodík;

K - 2H20 + 2e - \u003d H2 + 2OH -

b) ak je kovový ión umiestnený v sérii napätia napravo od vodíka, potom sa kov uvoľňuje na katóde.

K - Ja n + + ne - \u003d Ja 0

c) počas elektrolýzy soľných roztokov obsahujúcich ióny nachádzajúce sa v sérii napätí medzi Al+ a H+ môžu na katóde nastať konkurenčné procesy redukcie katiónov a vývoja vodíka.

Príklad: Elektrolýza vodného roztoku dusičnanu strieborného na inertných elektródach

Disociácia dusičnanu strieborného:

AgNO 3 \u003d Ag + + NO 3 -

Počas elektrolýzy vodného roztoku AgNO 3 sa na katóde redukujú ióny Ag + a na anóde sa oxidujú molekuly vody:

Katóda: Ag + + e = A g

Anóda: 2H20 - 4e \u003d 4H++02

Súhrnná rovnica: ________________________________________________

4AgN03 + 2H20 \u003d 4Ag + 4HN03 + O2

Urobte schémy elektrolýzy vodných roztokov: a) síran meďnatý; b) chlorid horečnatý; c) síran draselný.

Vo všetkých prípadoch sa elektrolýza vykonáva pomocou uhlíkových elektród.

Príklad: Elektrolýza vodného roztoku chloridu meďnatého na inertných elektródach

Disociácia chloridu meďnatého:

CuCl 2 ↔ Сu 2+ + 2Cl -

Roztok obsahuje ióny Cu 2+ a 2Cl -, ktoré sú pôsobením elektrického prúdu nasmerované na príslušné elektródy:

Katóda - Cu 2+ + 2e = Cu 0

Anóda + 2Cl - - 2e = Cl2

_______________________________

CuCl2 \u003d Cu + Cl2

Na katóde sa uvoľňuje kovová meď a na anóde sa uvoľňuje plynný chlór.

Ak sa v uvažovanom príklade elektrolýzy roztoku CuCl2 použije ako anóda medená platňa, potom sa meď uvoľní na katóde a na anóde, kde dochádza k oxidačným procesom, namiesto vybíjania iónov Cl0 a uvoľňovania chlór, anóda (meď) sa oxiduje.

V tomto prípade sa anóda sama rozpustí a vo forme iónov Cu 2+ prejde do roztoku.

Elektrolýzu CuCl2 s rozpustnou anódou možno napísať takto:

Elektrolýza roztokov solí s rozpustnou anódou sa redukuje na oxidáciu materiálu anódy (jej rozpustenie) a je sprevádzaná prenosom kovu z anódy na katódu. Táto vlastnosť je široko používaná pri rafinácii (čistení) kovov pred kontamináciou.

Príklad: Elektrolýza vodného roztoku chloridu horečnatého na inertných elektródach

Disociácia chloridu horečnatého vo vodnom roztoku:

MgCl 2 ↔ Mg 2+ + 2Cl -

Ióny horčíka sa vo vodnom roztoku nedajú redukovať (redukuje sa voda), chloridové ióny sa oxidujú.

Schéma elektrolýzy:

Príklad: Elektrolýza vodného roztoku síranu meďnatého na inertných elektródach

V roztoku sa síran meďnatý disociuje na ióny:

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

Ióny medi môžu byť redukované na katóde vo vodnom roztoku.

Síranové ióny vo vodnom roztoku nie sú oxidované, takže voda bude oxidovaná na anóde.

Schéma elektrolýzy:

Elektrolýza vodného roztoku soli aktívneho kovu a kyseliny obsahujúcej kyslík (K2SO4) na inertných elektródach

Príklad: Disociácia síranu draselného vo vodnom roztoku:

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

Draselné ióny a síranové ióny sa nemôžu vybíjať na elektródach vo vodnom roztoku, preto na katóde nastane redukcia a na anóde sa oxiduje voda.

Schéma elektrolýzy:

alebo za predpokladu, že 4H + + 4OH - \u003d 4H20 (vykonáva sa za miešania),

H202H2+02

Ak cez vodný roztok aktívnej soli kovu a kyseliny obsahujúcej kyslík prechádza elektrický prúd, nevybijú sa ani katióny kovov, ani ióny zvyškov kyseliny.

Na katóde sa uvoľňuje vodík a na anóde sa uvoľňuje kyslík a elektrolýza sa redukuje na elektrolytický rozklad vody.

Elektrolýza taveniny hydroxidu sodného

Elektrolýza vody sa vždy vykonáva v prítomnosti inertného elektrolytu (na zvýšenie elektrickej vodivosti veľmi slabého elektrolytu - vody):

Faradayov zákon

Závislosť množstva látky vytvorenej pôsobením elektrického prúdu od času, sily prúdu a povahy elektrolytu možno stanoviť na základe zovšeobecneného Faradayovho zákona:

kde m je hmotnosť látky vytvorenej počas elektrolýzy (g);

E - ekvivalentná hmotnosť látky (g / mol);

M je molárna hmotnosť látky (g/mol);

n je počet daných alebo prijatých elektrónov;

I - sila prúdu (A); t je trvanie procesu (procesov);

F - Faradayova konštanta charakterizujúca množstvo elektriny potrebnej na uvoľnenie 1 ekvivalentnej hmotnosti látky (F = 96 500 C/mol = 26,8 Ah/mol).

Hydrolýza anorganických zlúčenín

Interakcia soľných iónov s vodou, ktorá vedie k tvorbe slabých molekúl elektrolytu, sa nazýva hydrolýza soli.

Ak soľ považujeme za produkt neutralizácie zásady kyselinou, potom možno soli rozdeliť do štyroch skupín, pričom u každej bude hydrolýza prebiehať vlastným spôsobom.

1. Soľ tvorená silnou zásadou a silnou kyselinou KBr, NaCl, NaNO 3) nepodlieha hydrolýze, keďže v tomto prípade nevzniká slabý elektrolyt. Reakcia média zostáva neutrálna.

2. V soli tvorenej slabou zásadou a silnou kyselinou FeCl 2, NH 4 Cl, Al 2 (SO 4) 3, MgSO 4) podlieha katión hydrolýze:

FeCl2 + HOH → Fe(OH)Cl + HCl

Fe2+ ​​+ 2Cl - + H + + OH - → FeOH + + 2Cl - + H +

V dôsledku hydrolýzy vzniká slabý elektrolyt, ión H + a ďalšie ióny. pH roztoku< 7 (раствор приобретает кислую реакцию).

3. Soľ tvorená silnou zásadou a slabou kyselinou (KClO, K 2 SiO 3, Na 2 CO 3, CH 3 COONa) podlieha aniónovej hydrolýze, výsledkom čoho je vznik slabého elektrolytu, hydroxidového iónu a iných iónov.

K 2 SiO 3 + HOH → KHSiO 3 + KOH

2K + +Si03 2- + H + + OH - → HSi03 - + 2K + + OH -

pH takýchto roztokov je > 7 (roztok nadobúda zásaditú reakciu).

4. Soľ tvorená slabou zásadou a slabou kyselinou (CH 3 COONH 4, (NH 4) 2 CO 3, Al 2 S 3) je hydrolyzovaná katiónom aj aniónom. V dôsledku toho sa tvorí nízkodisociujúca zásada a kyselina. pH roztokov takýchto solí závisí od relatívnej sily kyseliny a zásady.

Algoritmus na písanie rovníc pre reakcie hydrolýzy soli slabej kyseliny a silnej zásady

Existuje niekoľko možností na hydrolýzu solí:

1. Hydrolýza soli slabej kyseliny a silnej zásady: (CH 3 COONa, KCN, Na 2 CO 3).

Príklad 1 Hydrolýza octanu sodného.

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

CH 3 COO - + H 2 O ↔ CH 3 COOH + OH -

Keďže kyselina octová disociuje slabo, acetátový ión viaže H + ión a rovnováha disociácie vody sa posúva doprava podľa Le Chatelierovho princípu.

OH - ióny sa hromadia v roztoku (pH > 7)

Ak je soľ tvorená viacsýtnou kyselinou, potom hydrolýza prebieha v krokoch.

Napríklad hydrolýza uhličitanu: Na2C03

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

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

Na2C03 + H20 \u003d NaHC03 + NaOH

Praktický význam má zvyčajne len proces, ktorý prechádza prvým stupňom, ktorý je spravidla limitovaný pri hodnotení hydrolýzy solí.

Rovnováha hydrolýzy v druhom stupni je oproti rovnováhe prvého stupňa výrazne posunutá doľava, keďže v prvom stupni vzniká slabší elektrolyt (HCO 3 -) ako v druhom (H 2 CO 3)

Príklad 2. Hydrolýza ortofosfátu rubídia.

1. Určite typ hydrolýzy:

Rb3PO4 ↔ 3Rb ++ PO 4 3–

Rubídium je alkalický kov, jeho hydroxid je silná zásada, kyselina fosforečná, najmä v treťom štádiu disociácie, zodpovedajúcej tvorbe fosforečnanov, je slabá kyselina.

Dochádza k hydrolýze aniónov.

PO 3- 4 + H–OH ↔ HPO 2- 4 + OH – .

Produkty - hydrofosfátové a hydroxidové ióny, stredne alkalické.

3. Zostavíme molekulovú rovnicu:

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

Získali sme kyslú soľ - hydrogénfosforečnan rubídium.

Algoritmus na písanie rovníc pre reakcie hydrolýzy soli silnej kyseliny a slabej zásady

2. Hydrolýza soli silnej kyseliny a slabej zásady: NH 4 NO 3, AlCl 3, Fe 2 (SO 4) 3.

Príklad 1. Hydrolýza dusičnanu amónneho.

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

NH 4 + + H 2 O ↔ NH 4 OH + H +

V prípade viacnásobne nabitého katiónu hydrolýza prebieha v krokoch, napríklad:

Stupeň I: Cu 2+ + HOH ↔ CuOH + + H +

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

CuCl2 + H20 \u003d CuOHCl + HCl

V tomto prípade je koncentrácia vodíkových iónov a pH média v roztoku tiež determinované najmä prvým stupňom hydrolýzy.

Príklad 2 Hydrolýza síranu meďnatého

1. Určite typ hydrolýzy. V tejto fáze je potrebné napísať rovnicu disociácie soli:

CuSO4 ↔ Cu 2+ + SO2-4.

Soľ je tvorená katiónom slabej zásady (podčiarknuté) a aniónom silnej kyseliny. Na katióne dochádza k hydrolýze.

2. Napíšeme rovnicu iónovej hydrolýzy, určíme prostredie:

Cu 2+ + H-OH ↔ CuOH + + H + .

Vznikne hydroxomeper(II) katión a vodíkový ión, médium je kyslé.

3. Zostavíme molekulovú rovnicu.

Treba vziať do úvahy, že zostavenie takejto rovnice je istou formálnou úlohou. Z pozitívnych a negatívnych častíc v roztoku vytvárame neutrálne častice, ktoré existujú iba na papieri. V tomto prípade môžeme vytvoriť vzorec (CuOH) 2 SO 4, ale na to musíme mentálne vynásobiť našu iónovú rovnicu dvoma.

Dostaneme:

2CuSO4 + 2H20 ↔ (CuOH)2S04 + H2S04.

Upozorňujeme, že reakčný produkt patrí do skupiny zásaditých solí. Názvy základných solí, ako aj názvy stredných solí by mali byť zložené z názvov aniónu a katiónu, v tomto prípade budeme soľ nazývať „hydroxomedi(II) sulfát“.

Algoritmus na písanie rovníc pre reakcie hydrolýzy soli slabej kyseliny a slabej zásady

3. Hydrolýza soli slabej kyseliny a slabej zásady:

Príklad 1 Hydrolýza octanu amónneho.

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

V tomto prípade sa vytvoria dve mierne disociované zlúčeniny a pH roztoku závisí od relatívnej sily kyseliny a zásady.

Ak je možné produkty hydrolýzy odstrániť z roztoku napríklad vo forme zrazeniny alebo plynnej látky, potom hydrolýza prebieha úplne.

Príklad 2 Hydrolýza sulfidu hlinitého.

Al2S3 + 6H20 \u003d 2Al (OH)3 + 3H2S

2A l 3+ + 3 S 2- + 6H20 \u003d 2Al (OH) 3 (zrazenina) + ZH2S (plyn)

Príklad 3 Hydrolýza octanu hlinitého

1. Určite typ hydrolýzy:

Al(CH3COO)3= Al 3+ + 3CH 3 prevádzkový riaditeľ – .

Soľ je tvorená katiónom slabej zásady a aniónmi slabej kyseliny.

2. Napíšeme rovnice iónovej hydrolýzy, určíme prostredie:

Al 3+ + H–OH ↔ AlOH 2+ + H +,

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

Vzhľadom na to, že hydroxid hlinitý je veľmi slabá zásada, predpokladáme, že hydrolýza na katióne bude prebiehať vo väčšej miere ako na anióne. Preto bude v roztoku prebytok vodíkových iónov a prostredie bude kyslé.

Nepokúšajte sa tu zostaviť celkovú rovnicu reakcie. Obe reakcie sú reverzibilné, nijako spolu nesúvisia a takéto zhrnutie nemá zmysel.

3. Zostavíme molekulovú rovnicu:

Al (CH3COO)3 + H20 \u003d AlOH (CH3COO)2 + CH3COOH.

Toto je tiež formálne cvičenie na trénovanie formulovania solí a ich nomenklatúry. Výsledná soľ sa bude nazývať hydroxoalumíniumacetát.

Algoritmus na písanie rovníc pre reakcie hydrolýzy soli silnej kyseliny a silnej zásady

4. Soli tvorené silnou kyselinou a silnou zásadou nepodliehajú hydrolýze, pretože jedinou nízkodisociujúcou zlúčeninou je H20.

Soľ silnej kyseliny a silnej zásady nepodlieha hydrolýze a roztok je neutrálny.

Všeobecné informácie o hydrolýze chloridu meďnatého

DEFINÍCIA

Chlorid meďnatý- priemerná soľ tvorená slabou zásadou - hydroxidom meďnatým (Cu (OH) 2) a silnou kyselinou - chlorovodíkovou (chlorovodíkovou) (HCl). Vzorec - CuCl2.

Predstavuje kryštály žltohnedej (tmavohnedej) farby; vo forme kryštalických hydrátov - zelená. Molová hmotnosť - 134 g / mol.

Ryža. 1. Chlorid meďnatý. Vzhľad.

Hydrolýza chloridu meďnatého

Hydrolyzovaný na katióne. Charakter média je kyslý. Teoreticky je možný aj druhý krok. Hydrolytická rovnica má nasledujúci tvar:

Prvé štádium:

CuCl2 ↔ Cu 2+ + 2Cl - (disociácia soli);

Cu 2+ + HOH ↔ CuOH + + H + (hydrolýza katiónov);

Cu 2+ + 2Cl - + HOH ↔ CuOH + + 2Cl - + H + (iónová rovnica);

CuCl 2 + H 2 O ↔ Cu(OH)Cl + HCl (molekulárna rovnica).

Druhý krok:

Cu(OH)Cl ↔ CuOH + + Cl - (disociácia soli);

CuOH + + HOH ↔ Cu(OH) 2 ↓ + H + (hydrolýza katiónov);

CuOH + + Cl - + HOH ↔ Cu(OH) 2 ↓ + Cl - + H + (iónová rovnica);

Cu(OH)Cl + H 2 O ↔ Cu(OH) 2 ↓ + HCl (molekulárna rovnica).

Príklady riešenia problémov

PRÍKLAD 1

PRÍKLAD 2

Úloha	Napíšte rovnicu elektrolýzy pre roztok chloridu meďnatého. Aké množstvo látky sa uvoľní na katóde, ak sa 5 g chloridu meďnatého podrobí elektrolýze?
Riešenie	Napíšeme disociačnú rovnicu pre chlorid meďnatý vo vodnom roztoku: CuCl 2 ↔ Cu 2+ + 2Cl -. Podmienečne píšeme schému elektrolýzy: (-) Katóda: Cu2+, H20. (+) Anóda: Cl-, H20. Cu 2+ +2e → Cu o; 2Cl - -2e -> Cl2. Potom bude rovnica elektrolýzy pre vodný roztok chloridu meďnatého vyzerať takto: CuCl2 \u003d Cu + Cl2. Vypočítajte množstvo látky chloridu meďnatého pomocou údajov uvedených v problémovej podmienke (molárna hmotnosť - 134 g / mol): υ (CuCl2) \u003d m (CuCl2) / M (CuCl2) \u003d 5/134 \u003d 0,04 mol. Podľa reakčnej rovnice υ (CuCl 2) \u003d υ (Cu) \u003d 0,04 mol. Potom vypočítame hmotnosť medi uvoľnenej na katóde (molárna hmotnosť - 64 g / mol): m (Cu) \u003d υ (Cu) × M (Cu) \u003d 0,04 × 64 \u003d 2,56 g.
Odpoveď	Hmotnosť medi uvoľnenej na katóde je 2,56 g.

Polarizačná interakcia katiónov a aniónov s vysoko polárnymi molekulami vody vedie k špeciálnej chemickej iónomeničovej reakcii tzv hydrolýza soli .

Je vhodné zvážiť kvalitatívne a kvantitatívne aspekty hydrolýzy z hľadiska koncepcie silných a slabých elektrolytov (neasociovaných a asociovaných). Takmer všetky elektrolyty patriace do kategórie slabých vo vodných roztokoch (pozri časť 3.2) sa vyznačujú tým, že rovnováha ich disociácie je posunutá doľava, smerom k nedisociovaným časticiam. Inými slovami, vyznačujú sa nie disociáciou, ale naopak asociáciou, teda viazaním protónov zodpovedajúcimi aniónmi, katiónmi - OH iónmi - na nedisociované častice. A ióny H + a OH - sú vždy prítomné vo vode kvôli jej miernej disociácii. Pozrime sa podrobnejšie na prebiehajúce procesy na príkladoch dvoch solí - CuCl2 a Na2CO3.

Chlorid meďný (II) je silný elektrolyt, preto sa vo vodnom roztoku úplne disociuje na ióny:

Hydroxid meďnatý (II) patrí medzi slabé elektrolyty (pozri časť 3.2), inými slovami, katión Cu 2+ ich v prítomnosti OH iónov v roztoku aktívne naviaže na mierne disociovanú časticu CuOH +, čím poruší rovnováha disociácie vody:

V dôsledku toho sa podľa Le Chatelierovho princípu zvýši disociácia vody a zvýši sa koncentrácia vodíkových iónov v roztoku v porovnaní s tou, ktorá bola vo vode. Roztok sa stáva kyslým, jeho pH<7, подобная ситуация называется katiónová hydrolýza .

Samozrejme, hydrolýza chloridu meďnatého môže ísť ďalej, v druhej fáze:

Ak však vezmeme do úvahy, že produkty hydrolýzy prvého stupňa potláčajú druhý stupeň a že polarizačná interakcia iónu Cu 2+ s molekulami vody je neporovnateľne silnejšia ako u iónu CuOH +, prichádzame k nasledujúcemu dôležitému záveru. Ak existuje možnosť postupnej hydrolýzy, tento proces v skutočnosti prebieha iba cez prvý stupeň.

Podobná situácia nastáva v roztoku Na 2 CO 3. V dôsledku úplnej disociácie tejto soli v roztoku vznikajú ióny CO 3 2–, čo sú anióny slabej kyseliny uhličitej. Tento ión ich v prítomnosti protónov v roztoku aktívne naviaže na mierne disociovanú časticu HCO 3 - a tým naruší rovnováhu disociácie vody:

V dôsledku toho sa zvýši disociácia vody a zvýši sa koncentrácia OH iónov v roztoku - v porovnaní s tou, ktorá bola vo vode. Roztok sa stal alkalickým, jeho pH> 7, v tomto prípade sa hovorí aniónová hydrolýza .

Aby sme boli spravodliví, treba poznamenať, že skutočný mechanizmus hydrolýzy je trochu odlišný. Akékoľvek ióny vo vodnom roztoku sú hydratované a prebieha polarizačná interakcia medzi iónom a molekulami vody, ktoré tvoria jeho hydratačný obal, napríklad:

Toto spresnenie v žiadnom prípade nemení vyššie uvedené závery a neovplyvňuje ďalšie kvantitatívne výpočty.

Takže buď soli obsahujúce katióny slabých zásad (hydrolýza na katióne), alebo soli obsahujúce anióny slabých kyselín (hydrolýza na anióne) podliehajú hydrolýze. Ak katión a anión v molekule soli sú ióny zodpovedajúcej silnej zásady
a silná kyselina, potom v roztoku takejto soli nedochádza k hydrolýze, jej pH je 7.

Ak soľ obsahuje vo svojom zložení katión slabej zásady a anión slabej kyseliny, potom hydrolýza v tomto prípade prebieha v dvoch smeroch a spravidla hlboko. Pokiaľ ide o kyslosť takéhoto roztoku, bude určená smerom preferenčnej hydrolýzy.

Spôsoby, ako zvýšiť hydrolýzu solí:

1) zriedenie soľného roztoku;

2) zahrievanie roztoku, pretože entalpie hydrolýzy sú pozitívne;

3) pridanie zásady do roztoku na zvýšenie hydrolýzy katiónu, pridanie kyseliny do roztoku na zvýšenie hydrolýzy aniónu.

Spôsoby potlačenia hydrolýzy:

1) chladenie roztoku,

2) pridanie kyseliny do roztoku na potlačenie hydrolýzy katiónov, pridanie zásady do roztoku na potlačenie hydrolýzy
aniónom.

Uvažujme o kvantitatívnych charakteristikách hydrolýzy. Ide predovšetkým o stupeň a konštantu hydrolýzy. Stupeň hydrolýzy ( h) podobne ako stupeň disociácie sa nazýva podiel hydrolyzovaných molekúl vo vzťahu k celkovému počtu molekúl. Hydrolytická konštanta je rovnovážna konštanta procesu hydrolýzy. Vyššie bolo ukázané, že hydrolýza prebieha iba cez prvý stupeň. Prvý stupeň hydrolýzy katiónov možno napísať vo všeobecnej forme:

K sa rovná \u003d K hydr \u003d. (3,23)

Čitateľ a menovateľ tohto výrazu vynásobíme koncentráciou OH iónu - a dostaneme:

Khydr = = (3,24)

Hydrolytická konštanta pre katión sa teda rovná pomeru iónového produktu vody k disociačnej konštante veľmi slabej zásady, ktorej soľ podlieha hydrolýze, alebo k disociačnej konštante zásady pre príslušný stupeň.

Vráťme sa k vzťahu (3.23). Nech sa celková koncentrácia hydrolyzovateľnej soli v roztoku rovná od mol/l, a stupeň jeho hydrolýzy je h. Potom, vzhľadom na to, že = a h= /od, dostaneme zo vzťahu (3.23):

K hydr =. (3,25)

Vzťah (3.25) sa vo forme zhoduje s vyjadrením Ostwaldovho zákona riedenia (3.8), ktorý nám opäť pripomína genetickú súvislosť medzi procesmi hydrolýzy a disociácie.

Prvý stupeň aniónovej hydrolýzy možno napísať vo všeobecnej forme

nasledujúcim spôsobom:

Rovnovážna konštanta tohto procesu - hydrolytická konštanta sa rovná:

K sa rovná \u003d K hydr \u003d. (3,26)

Vynásobíme čitateľa a menovateľa tohto výrazu koncentráciou iónu H + a dostaneme:

K hydr = =. (3,27)

Aniónová hydrolytická konštanta sa teda rovná pomeru iónového produktu vody k disociačnej konštante veľmi slabej kyseliny, ktorej soľ podlieha hydrolýze, alebo ku kyslej disociačnej konštante pre príslušný stupeň. Vráťme sa opäť k vyjadreniu (3.26). Transformujeme ho za predpokladu, že celková koncentrácia soli v roztoku sa rovná od mol/l a za predpokladu, že = ; h = / c, dostaneme:

K hydr =. (3,28)

Na zistenie rovnovážnych koncentrácií iónov, konštánt a stupňov hydrolýzy vo vodných roztokoch hydrolyzovateľných solí stačia výrazy (3.23), (3.24) a (3.27), (3.28).

Je ľahké uhádnuť, že hydrolytická konštanta soli, ktorá podlieha súčasne hydrolýze katiónov a aniónov, sa rovná pomeru iónového produktu vody k produktu disociačných konštánt slabej zásady a kyseliny alebo produktu disociačných konštánt. zodpovedajúcich etáp. V skutočnosti môže byť hydrolýza soli súčasne katiónom a aniónom reprezentovaná vo všeobecnej forme takto:

Hydrolytická konštanta má tvar:

K hydr =. (3,29)

Vynásobíme čitateľa a menovateľa vzťahu (3.29) K W a dostaneme:

K hydr =. (3,30)

Nech je celková koncentrácia soli hydrolyzovaného katiónu aj aniónu súčasne rovnaká c mol/l, stupeň hydrolýzy je h. Je zrejmé, že ==hc; ==c–hc. Tieto vzťahy dosadíme do výrazu (3.29):

K hydr =. (3,31)

Bol získaný zaujímavý výsledok - koncentrácia nie je explicitne zahrnutá vo vyjadrení konštanty hydrolýzy, inými slovami, stupeň hydrolýzy soli, ktorá súčasne podlieha hydrolýze katiónom a aniónom, bude rovnaký pre akúkoľvek koncentráciu soli. v roztoku.

Nájdime výraz pre pH uvažovaného soľného roztoku. Aby sme to dosiahli, vynásobíme čitateľa a menovateľa vzťahu (3.29) koncentráciou iónu H + a transformujeme výsledný výraz:

Khydr = 3,32)

Nakoniec dostaneme:

K diss.k-you × . (3,33)

Zastavme sa teraz pri vzťahu medzi charakteristikami hydrolýzy a disociácie v prípade postupnej hydrolýzy. Ako príklad uveďme hydrolýzu už spomínaného uhličitanu sodného. Hydrolytická rovnováha Na2C03 v etapách a zodpovedajúce rovnovážne konštanty sú uvedené nižšie:

Khydr (1) = = = =;

Khydr (2) = = =.

Prvý stupeň hydrolýzy teda zodpovedá poslednému stupňu disociácie zodpovedajúceho slabého elektrolytu a naopak - posledný stupeň hydrolýzy zodpovedá prvému stupňu disociácie elektrolytu. Pri analýze otázky hydrolýzy kyslých solí je potrebné porovnať hodnoty hydrolytických konštánt a disociačných konštánt aniónov. Ak je konštanta hydrolýzy väčšia ako disociačná konštanta aniónu kyseliny, potom prebieha hydrolýza aniónom a roztok je charakterizovaný pH > 7. Ak je konštanta hydrolýzy menšia ako konštanta disociácie zodpovedajúceho aniónu kyseliny, potom hydrolýza je potlačená, v skutočnosti nastáva len disociácia aniónu kyseliny a roztok soli má pH< 7.

Vyššie bolo uvedené, že najjednoduchším spôsobom zvýšenia hydrolýzy soli katiónom je zavedenie alkálie do takéhoto roztoku. Podobne, aby sa zvýšila hydrolýza soli na anióne, je potrebné zaviesť do roztoku kyselinu. A čo sa stane, keď sa nalejú roztoky dvoch solí, z ktorých jedna je hydrolyzovaná katiónom a druhá aniónom, napríklad roztoky Na 2 CO 3 a CuCl 2? Hydrolytické rovnováhy v týchto roztokoch:

Ako je možné vidieť, hydrolýza prvej soli zvýši hydrolýzu druhej soli a naopak. V tomto prípade sa hovorí o vzájomnom posilnení hydrolýzy. Je zrejmé, že v takejto situácii nie je možné vytvoriť produkt výmennej reakcie, musia sa vytvoriť produkty hydrolýzy. Ich zloženie závisí od veľkého množstva faktorov: koncentrácie vypustených roztokov, poradie miešania, stupeň miešania atď.

V uvažovanom systéme (a podobných) vznikajú zásadité uhličitany, v určitom priblížení ich zloženie možno považovať za ECO 3 ×E(OH) 2 =(EOH) 2 CO 3 .

Rovnica prebiehajúceho procesu:

2CuCl2 + 2 Na2C03 + H20 \u003d (CuOH) 2 CO3¯ + CO2 + 4 NaCl.

Podobné zle rozpustné zlúčeniny sa získajú interakciou rozpustných uhličitanov so soľami akýchkoľvek dvojmocných kovov hydrolyzovaných katiónom. Ak soli nie sú hydrolyzované, dochádza k obvyklému metabolickému procesu, napríklad:

BaCl2 + Na2C03 \u003d BaCO3¯ + 2 NaCl.

Vo všeobecnom prípade sú soli Me3+ viac hydrolyzované ako soli Me2+, a preto, ak sa v diskutovanom procese nahradí CuCl2 soľou Me3+, potom by sa malo očakávať silnejšie vzájomné zvýšenie hydrolýzy. Keď sa roztoky solí Fe 3+, Al 3+, Cr 3+ nalejú do roztoku Na 2 CO 3, uvoľní sa oxid uhličitý a vyzráža sa hydroxid kovu. Inými slovami, v tomto prípade vzájomné zosilnenie hydrolýzy vedie k úplnej (ireverzibilnej) hydrolýze, napríklad:

2FeCl3 + 3Na2C03 + 3H20 \u003d 2Fe (OH)3¯ + 6NaCl + 3CO2.

Podobné procesy sa budú pozorovať, keď sa roztoky solí Me3+ zmiešajú s roztokmi iných solí hydrolyzovaných aniónom, napríklad:

2AlCl3 + 3Na2S04 + 3H20 \u003d 2Al (OH)3¯ + 3SO2 + 6NaCl

Cr2(S04)3 + 3Na2S + 6H20 \u003d 2Cr (OH)3¯ + 3H2S + 3Na2S04.

Na rozdiel od solí hydrolýza derivátov kyselín - halogenidov kyselín, tioanhydridov - prebieha hlboko a často úplne (nevratne), napr.

S02CI2 + 2H20 \u003d H2S04 + 2HCl;

SOCI2 + H20 \u003d S02 + 2HCl;

COCl2 + H20 \u003d CO2 + 2HCl;

BCI3 + 3H20 \u003d H3BO3 + 3HCl;

PCl3 + 3H20 \u003d H3P03 + 3HCl;

Cr02Cl2 + 2H20 \u003d H2Cr04 + 2HCl;

CS2 + 2H20 \u003d CO2 + 2H2S.

Nakoniec si všimneme špeciálny prípad hydrolýzy zlúčenín Bi(III), Sb(III), solí d-prvkov - za vzniku oxo zlúčenín, napr.

SbCl3 + H20 \u003d SbOCl + 2HCl;

Bi(N03)3 + H20 \u003d BiONO3 + 2HN03;

Ti(S04)2 + H20 \u003d TiOS04 + H2S04.

Hydrolytická konštanta, ako každá iná rovnovážna konštanta, sa môže vypočítať z termodynamických údajov.

Federálna agentúra pre vzdelávanie Štátna vzdelávacia inštitúcia vyššieho odborného vzdelávania Novgorodská štátna univerzita. Yaroslav the Wise Fakulta prírodných vied a prírodných zdrojov Katedra chémie a ekológie HYDROLÝZA SOLI Pokyny pre laboratórne práce Veliky Novgorod 2006 Hydrolýza soli: Metóda. vyhláška. / Comp. V. P. Kuzmicheva, I. V. Letenková. - Veľký Novgorod: NovGU, 2006. - 4 s. Hydrolýza je typ iónovej reakcie a je výmennou interakciou niektorých solí s vodou. Hydrolytická reakcia prebieha iba v tých prípadoch, keď ióny vznikajúce pri disociácii soli sú schopné vytvárať nerozpustné, plynné alebo zle disociované zlúčeniny (molekuly alebo komplexné ióny) s iónmi - produktmi ionizácie vody (H +, OH-) . Tri typy solí podliehajú hydrolýze. Sú to soli tvorené: 1) slabou kyselinou a silnou zásadou; 2) slabá zásada a silná kyselina; 3) slabá kyselina a slabá zásada. Za normálnych podmienok soli tvorené silnou zásadou a silnou kyselinou nepodliehajú hydrolýze. Je potrebné poznamenať, že hydrolýza solí prvého a druhého z týchto typov prebieha reverzibilne. Po vyrovnaní rýchlostí priamych a reverzných procesov (hydrolýza a neutralizačné reakcie) sa nastolí chemická rovnováha. Preto by sa pri písaní rovníc hydrolýzy pre tieto soli mal použiť symbol ↔. Hydrolýza solí tretej skupiny za určitých podmienok môže prebiehať takmer nevratne a v tomto prípade by mala byť v reakčných rovniciach znázornená znamienko rovnosti (=) alebo jedna šípka (→). Hydrolýza solí slabých jednosýtnych kyselín Uvažujme prvý prípad hydrolýzy na príklade octanu sodného (soli slabej kyseliny octovej a silnej zásady hydroxidu sodného): CH 3 COONa + H 2 O ↔ CH 3 COOH + NaOH. alebo v molekulovo-iónovej forme: Na + CH 3 COO - + H 2 O ↔ CH 3 COOH + Na + + OH - + Ca t ióny N a + s i o n a m a H + a O H - netvoria mierne disociované zlúčeniny, tzv. nezúčastňujú sa tejto reakcie. Bez sodných katiónov získame redukovanú molekulovo-iónovú rovnicu pre reakciu hydrolýzy octanu sodného: CH3COO- + H2O ↔ CH3COOH + OH-. Ako je možné vidieť, reakcia roztoku soli v dôsledku hydrolýzy je alkalická (pH > 7). Kvantitatívne je interakcia soli s vodou charakterizovaná stupňom hydrolýzy. Stupeň hydrolýzy (h) je pomer počtu molekúl, ktoré prešli hydrolýzou (Nhydr. ), na počiatočný počet molekúl soli v roztoku (č): h = Nhydr./No Hydrolýza solí slabých viacsýtnych kyselín Hydrolýza takýchto solí je viacstupňový proces, ktorý prebieha cez postupné série stupňov. Napríklad pri hydrolýze Na2S má prvý stupeň tvar: Na2S + H2O ↔ NaHS + NaOH + 2- 2Na + S + H2O ↔ Na+ + HS- + Na+ + OH- Hydrolýzu prvého stupňa možno kvantitatívne charakterizovať podľa stupňa hydrolýzy. Potom hydrosulfidový ión vstupuje do výmennej reakcie s vodou: NaHS + H2O ↔ H2S + NaOH Na+ + HS- + H2O ↔ H2S + Na+ + OH- HS- + H2O ↔ H2S + OH- prebieha v neporovnateľne menšom rozsahu ako prvý . Preto v odpovedi stačí uviesť rovnicu len pre prvý krok: Na3PO4 + H2O ↔ Na2HP04 + NaOH PO 4 3- + H 2 O ↔ HPO 4 2- + OH - Hydrolýza solí tvorených slabými zásadami kys. a jednotlivo nabitý katión slabej zásady. Napríklad: NH4Cl + H2O ↔ NH4OH + HCI Ako je možné vidieť, reakcia média je v tomto prípade kyslá. Pri hydrolýze viacmocných katiónov prevláda proces adície jedného hydroxidového iónu OH-, čím dochádza k tvorbe zásaditých solí. Napríklad hydrolýzu chloridu meďnatého (II) popisuje rovnica: CuCl2 + H2O ↔ Cu(OH)C1 + HC1 Cu2+ + 2 Cl- + H2O ↔ CuOH+ + H+ + 2 Cl- Cu2+ + H2O ↔ CuOH- + H+ Hydrolýza solí tvorených slabými kyselinami a slabými zásadami katión a anión sú nabité jednotlivo Medzi tieto typy solí patria najmä amónne soli. V tomto prípade sú produktmi hydrolýzy slabé kyseliny a zásady: KtAn + H2O = KtOH + HAn, Kt + + An "+ H2O = KtOH + HAn, kde Kt + a An - sú katión a anión slabých zásad a kyselín, Ak je výsledná Ak reakčná zásada a kyselina sú elektrolyty rovnakej sily, potom má roztok neutrálne prostredie (pH = 7. V opačnom prípade je hodnota pH určená pomerom disociačných konštánt týchto zlúčenín. Napr. pri hydrolýze fluoridu amónneho NH 4 F + H 2 O = NH 4 OH + HF je pH roztoku menšie ako 7 (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). Katión je viacnásobne nabitý, anión je nabitý jednotlivo.Takéto soli sa nezískavajú v dôsledku úplnej a nevratnej hydrolýzy. Výnimkou sú niektoré acetáty a mravčany, ktoré pri hydrolýze poskytujú zrazeniny slabo rozpustných zásaditých solí. Napríklad: 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 Katión a anión viacnásobne nabitý Dôkladné preskúmanie tabuľky rozpustnosti ukazuje, že vo väčšine prípadov sú takéto soli nerozpustné vo vode, v dôsledku čoho je možné zanedbať ich hydrolýzu. Ako výnimku možno uviesť sulfidy hliníka a chrómu. Tieto soli je možné získať metódami „suchej“ chémie, ak sú však vystavené pôsobeniu vody, dôjde k úplnej a nevratnej hydrolýze: A12S3 + 6 H2O = 2 A1(OH)3 + 3 H2S Spôsoby zvýšenia a potlačenia hydrolýzy chemickej a fyzikálne metódy. Chemické metódy sú založené na zmene koncentrácií látok v rovnováhe. Ak sa do roztoku hydrolyzovateľnej soli zavedie činidlo, ktoré viaže ióny H+ a OH– vznikajúce počas hydrolýzy, potom sa v súlade s Le Chatelierovým princípom rovnováha posunie smerom k zvýšenej hydrolýze; v dôsledku toho môže hydrolýza úplne prejsť až do vytvorenia jej konečných produktov. Pridanie vody do roztoku má podobný účinok - riedenie je najjednoduchší spôsob, ako zvýšiť hydrolýzu. Fyzikálne môže byť rovnováha počas hydrolýzy posunutá zmenou teploty. Reverzný proces hydrolýzy - neutralizačná reakcia - prebieha s uvoľňovaním tepla a hydrolýza je endotermický proces. Preto zvýšenie teploty vedie k zvýšeniu hydrolýzy a zníženie teploty vedie k oslabeniu. Reakcie vzájomného zosilnenia hydrolýzy Reakcia poskytujúca presne tie isté produkty ako v predchádzajúcom príklade sa môže uskutočniť iným spôsobom. Ak vezmeme roztok chloridu hlinitého a pridáme k nemu roztok sulfidu sodného, ​​tak namiesto očakávaného sulfidu hlinitého dostaneme zrazeninu hydroxidu hlinitého a sírovodíka: 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 Takéto reakcie sa nazývajú reakcie vzájomného zosilnenia hydrolýzy. V roztokoch AlCl 3 a Na 2 S sa rovnováhy ustanovujú oddelene: Al3+ + H2O ↔ AlOH2+ + H+ S2- + H2O ↔ HS+ + OH- Pri zmiešaní týchto roztokov dochádza k naviazaniu protónov hydroxidovými iónmi do molekuly vody a k rovnováhe, v súlade s princípom Le Chatelier sa posúva doprava. To isté sa deje s následnými krokmi hydrolýzy katiónov. Výsledkom je, že hydrolýza katiónu hliníka a sulfidového aniónu prebieha takmer úplne. Preto sa v rovniciach hydrolýzy takýchto solí medzi východiskové látky a produkty reakcie vkladá znamienko "=" alebo "→". Uveďme ďalší príklad takejto reakcie: + 2H2O = H2SiO3 +2NH4OH + 2Na+ + 2Cl- SiO 3 2- + 2 NH 4 + + 2H2 O = H2 SiO 3 + 2 NH 4 OH roztoky chloridu sodného, ​​chloridu bárnatého, síranu sodného a dusičnanu draselného a otestujte reakcie roztokov pomocou univerzálneho indikátorového papierika. urobte to, rozrežte prúžok indikátorového papiera na 4 - 5 častí a položte ich na pásik bieleho filtračného papiera, dotknite sa kusu indikátorového papiera sklenenou tyčinkou navlhčenou testovaným roztokom Sklenenú tyčinku predtým opláchnite vodou. testovanie ďalšieho riešenia Obsahujú roztoky solí odobratých na experiment prebytok H+ alebo OH- iónov? oliza? SOLI TVORENÉ SILNÝMI ZÁSADAMI A SLABÝMI KYSELINAMI. Pokus 1. Nalejte 3-4 kvapky roztoku octanu sodného do skúmavky a pomocou univerzálneho indikátorového papierika stanovte pH roztoku. Zafarbí sa roztok octanu sodného po pridaní 1 - 2 kvapiek fenolftaleínu? Na základe koncentrácie roztoku C vypočítajte jeho pH a porovnajte s experimentálnymi údajmi. Vyplňte nasledujúcu tabuľku: Vzorec soli vypočítaný = √Kb * C pH vypočítané z experimentálnych údajov Napíšte molekulárno-iónovú rovnicu pre hydrolýzu octanu sodného. Uveďte dva alebo tri príklady iných acetátov, ktorých hydrolýza zodpovedá tejto rovnici. Skúsenosti 2. Do jednej skúmavky nalejte 5-6 kvapiek roztoku uhličitanu sodného, ​​do druhej rovnaký objem siričitanu sodného a porovnajte farbu oboch roztokov po pridaní 1-2 kvapiek fenolftaleínu do nich alebo skontrolujte reakciu roztokov pomocou univerzálneho indikátorový papierik. Napíšte rovnice molekulovo-iónovej hydrolýzy. Porovnajte správanie oboch solí v roztoku a bez výpočtov určite, ktoré z dvoch roztokov má relatívne viac: a). stupeň hydrolýzy h; b). koncentrácia hydroxidových iónov; v). hodnota pH. Ktorý anión - CO32- alebo SO32- - je silnejšia zásada? Vypočítajte konštanty hydrolýzy oboch solí. Doplňte tabuľku: Soľ h pH Kb = Kω / K2 Pokus 3. Vykonajte rovnaké porovnávacie experimenty s roztokmi hydrosolí - hydrogénuhličitanu a hydrosíranu sodného. Pridajte 1 - 2 kvapky fenolftaleínu do roztoku prvej soli a 1 - 2 kvapky lakmusu do roztoku druhej, po uistení sa, že fenolftaleín zostáva v roztoku hydrosíranu sodného bezfarebný. Napíšte molekulovo-iónové rovnice pre hydrolýzu oboch solí a vysvetlite rozdiel vo vlastnostiach ich roztokov. Ktorá funkcia - zásady alebo kyseliny - prevláda v ióne HCO3- a v ióne HSO3-? Porovnajte výsledky experimentu s vypočítanými údajmi porovnaním hodnôt Kb a K2. Doplňte tabuľku: Soľ Experimentálne údaje Vypočítané údaje Závery pH reakcia (väčšie ako Kb = Kω / roztok K1 K2 alebo menej ako 7) NaHCO3 NaHSO3 SOLI TVORENÉ SILNÝMI KYSELINMI A SLABÝMI ZÁSADAMI. Skúsenosti 1. Stanovte reakciu vodného roztoku chloridu amónneho alebo síranu amónneho pomocou univerzálneho indikátorového papierika. Napíšte molekulovo-iónovú rovnicu pre hydrolýzu. Skúsenosti 2. Pomocou lakmusu určite reakciu roztoku chloridu zinočnatého, síranu zinočnatého a síranu hlinitého. Napíšte molekulárne a molekulovo-iónové rovnice pre hydrolýzu solí. Skúsenosti 3. K 3 - 4 kvapkám roztoku antimónu alebo chloridu bizmutitého pridajte rovnaký objem vody. Čo sa pozoruje? Roztok sa okyslí niekoľkými kvapkami koncentrovanej kyseliny chlorovodíkovej, potom sa roztok opäť zriedi. Čo sa pozoruje? Napíšte molekulárno-iónovú rovnicu pre hydrolýzu antimónu alebo chloridu bizmutitého, pričom vezmite do úvahy, že tým vzniká slabo rozpustný chlorid oxoantimónny SbOCl a teda chlorid oxobizmutitý BiOCl. INTERAKCIA ROZTOKOV SOLÍ, VZÁJOMNÉ POSILŇOVANIE HYDROLYZY. Pokus 1. Nalejte 5-6 kvapiek roztoku chloridu alebo síranu chrómového (III) do kónickej skúmavky a po kvapkách pridávajte roztok uhličitanu sodného, ​​kým sa nevytvorí zrazenina zle rozpustnej zlúčeniny. Pokus 2. Vykonajte rovnaký pokus v kónickej skúmavke s roztokom chloridu hlinitého alebo síranu hlinitého, pričom k nemu pridávajte po kvapkách roztok sulfidu amónneho, kým sa nevytvorí zrazenina zle rozpustnej zlúčeniny. Zrazeniny získané v oboch pokusoch oddeľte od roztokov a premyte ich raz až dvakrát 5 až 6 kvapkami vody. Aké reakcie môžu dokázať, že výsledné zle rozpustné zlúčeniny sú hydroxidy chrómu (III) a hliníka, a nie produkty výmennej interakcie pôvodných solí? Prečo pri interakcii roztokov týchto solí prebieha ich hydrolýza takmer nevratne? Aký je mechanizmus vzájomného zosilnenia hydrolýzy? Skúsenosť 3. Do skúmavky nalejte 5-6 kvapiek roztoku chloridu hlinitého alebo síranu hlinitého a rovnaké množstvo roztoku octanu sodného. Zahrejte obsah skúmavky ponorením do horúcej vody a zaznamenajte si pozorovania. Napíšte molekulárne a molekulovo-iónové rovnice reakcie, berúc do úvahy, že pri reakcii vzniká hlavná soľ – dihydroxoalumíniumacetát. Prečo je v tomto prípade vzájomné zosilnenie hydrolýzy počiatočných solí obmedzené na tvorbu Al(OH)2CH3COO, a nie hydroxidu hlinitého? Ako zvýšenie teploty ovplyvňuje stupeň hydrolýzy solí? Pokus 4. Pridajte rovnaký objem chloridu amónneho do 4 - 6 kvapiek roztoku kremičitanu sodného. Všimnite si povahu vytvorenej zrazeniny a zápach unikajúceho plynu. Napíšte molekulovo-iónovú rovnicu reakcie a zvážte mechanizmus jej výskytu.