Ufa State Petroleum Technical University

Katedra všeobecnej a analytickej chémie

Výchovno-metodická príručka

za laboratórne práce na tému:

Hydrolýza solí

Určené pre študentov mimo chémie

a chemické fakulty univerzít.

Zostavil: Syrkin A.M., prof., kandidát chemických vied, Rolnik L.Z., docent,

Doktor chemických vied

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

© Štát Ufa

ropný technický

univerzita, 2002

Hydrolýza solí

Hydrolýza solí je interakcia ich iónov s vodou založená na polarizačnom účinku iónov na molekuly vody, v dôsledku čoho je spravidla rovnosť

Charakteristické pre čistú vodu.

Existujú 4 skupiny solí:

soľ tvorená silnou zásadou a silnou kyselinou;

soľ tvorená slabou zásadou a silnou kyselinou;

soľ tvorená silnou zásadou a slabou kyselinou;

soľ tvorená slabou zásadou a slabou kyselinou.

Preto zvážime 4 možnosti vplyvu vody na soľ.

1) Do tejto skupiny patria soli ako NaCI, KCI, NaN03, Na2S04 atď. 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 pre také 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 silný kyslý anión (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 mierne disociovanej zlúčeniny - NH 4 OH. V dôsledku toho sa posunie rovnováha elektrolytickej disociácie vody a v roztoku sa objaví 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 všimnime, že proces hydrolýzy možno kvantitatívne charakterizovať dvoma veličinami: 1) stupňom hydrolýzy (h); 2) hydrolytická konštanta (Kg).

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

Stupeň hydrolýzy sa vypočíta na základe rovnice disociačnej konštanty zodpovedajúcej slabej zásady (alebo kyseliny) a iónového produktu vody.

Uvažujme 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 veličina a nazýva sa konštantnýhydrolýza K p.

Z rovnice iónového produktu vody máme

KH20 = (4)

=
(5)

Potom rovnicu (1) môžeme zapísať takto:

Kg =
(6)

Postoj

=, (7)

kde K hlavné. – disociačná konštanta slabej zásady NH 4 OH.

Potom výraz (6) má tvar

Kg = (8)

Čím vyššie je Kg, tým viac soľ podlieha hydrolýze.

Z rovnice (3) možno vypočítať stupeň hydrolýzy soli.

Kg = =
(9)

Predpokladajme, že koncentrácia pôvodnej 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)

Dosaďte tieto hodnoty do rovnice (5).

, (10)

Kg = (11)

Keďže h je nevýznamná 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 menej K bázy, to znamená, tým slabšia báza 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. možnosti hydrolýzy soli tvorenej slabou zásadou a silnou kyselinou. K tomuto typu soli patrí aj chlorid meďnatý. Táto soľ je tvorená dvojsýtnou bázou Cu(OH)2 a jednosýtnou kyselinou. V tomto prípade proces hydrolýzy prebieha v etapách. Pri teplote miestnosti sa uskutočňuje hlavne 1 stupeň hydrolýzy. Zapíšme si 1. stupeň hydrolýzy 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 iónovo-molekulárnej forme

Cu2+ + H20 (CuOH) + + H+

Hydrolýza je spôsobená tvorbou mierne disociujúcich častíc (CuOH) +. V dôsledku toho sa rovnováha elektrolytickej disociácie vody posúva, v roztoku sa objavuje prebytok vodíkových iónov, pH reakcia prostredia< 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 kbas. pri prechode z K main 1 do K main 2 atď. Napríklad, keďže (CuOH) + ióny disociujú slabšie ako Cu(OH) 2, vzniká predovšetkým počas hydrolýzy 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 iónovo-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 roztaveného chloridu meďnatého (II).

Elektródové procesy možno vyjadriť polovičnými reakciami:

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

na anóde A(+): 2Cl – - 2e = Cl 2 - anodická oxidácia

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

Cu 2+ + 2 Cl – = Cu + Cl 2

Počas elektrolýzy alkálií a solí oxokyselín sa na anóde uvoľňuje kyslík:

4OH--4e = 2H20 + O2

2SO 4 2– - 4e = 2SO 3 + O 2

2. Elektrolýza taveniny chloridu draselného:

Elektrolýza roztokov

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

Na katóde „-“ zdroja prúdu prebieha proces prenosu elektrónov na katióny z roztoku alebo taveniny, takže katóda je „redukčné činidlo“.

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

Počas elektrolýzy sa môžu vyskytnúť 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 najmenšie množstvo 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 nasledujúce produkty:

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

A+2H20-4e- = 4H++02

b) počas oxidácie sa uvoľňujú anióny Cl-, Br-, I-, chlór, bróm a jód;

A + Cl - + e - = Cl0

2. Na katóde sa môžu vytvárať nasledujúce produkty:

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

K - 2H20 + 2e - = H2 + 2OH -

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

K - Me n + ne - = Me 0

c) počas elektrolýzy soľných roztokov obsahujúcich ióny nachádzajúce sa v napäťovej sérii 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 = Ag + + NO 3 -

Pri elektrolýze vodného roztoku AgNO 3 dochádza na katóde k redukcii iónov Ag + a na anóde k oxidácii molekúl vody:

Katóda: Аg + + e = А g

Anóda: 2H20 - 4e = 4H++02

Súhrnná rovnica:_________________________________________________

4AgN03 + 2H20 = 4Ag + 4HN03 + O2

Zostavte 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 ↔ Cu 2+ + 2Cl -

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

Katóda - Cu 2+ + 2e = Cu 0

Anóda + 2Cl - - 2e = Cl2

_______________________________

CuCl2 = Cu + Cl2

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

Ak v uvažovanom príklade elektrolýzy roztoku CuCl 2 berieme ako anódu medenú platňu, potom sa na katóde uvoľňuje meď a na anóde, kde dochádza k oxidačným procesom, namiesto vybíjania iónov Cl 0 a uvoľňovania chlóru dochádza k oxidácii. anódy (meď).

V tomto prípade sa anóda sama rozpustí a prejde do roztoku vo forme iónov Cu2+.

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 využívaná pri rafinácii (čistení) kovov od kontaminantov.

Príklad: Elektrolýza vodného roztoku chloridu horečnatého na inertných elektródach

Disociácia chloridu horečnatého vo vodnom roztoku:

MgCl 2 ↔ Mg 2+ +2Сl -

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 = Cu 2+ + SO 4 2-

Ióny medi môžu byť redukované na katóde vo vodnom roztoku.

Síranové ióny vo vodnom roztoku neoxidujú, takže na anóde dôjde k oxidácii vody.

Schéma elektrolýzy:

Elektrolýza vodného roztoku soli aktívneho kovu a kyseliny obsahujúcej kyslík (K 2 SO 4) na inertných elektródach

Príklad: Disociácia síranu draselného vo vodnom roztoku:

K2S04 = 2K + + SO4 2-

Draselné ióny a síranové ióny sa nemôžu vybiť na elektródach vo vodnom roztoku, preto na katóde dôjde k redukcii a na anóde k oxidácii vody.

Schéma elektrolýzy:

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

H202H2+02

Ak elektrický prúd prechádza vodným roztokom soli aktívneho kovu a kyseliny obsahujúcej kyslík, potom sa nevybijú 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 pod vplyvom elektrického prúdu od času, sily prúdu a povahy elektrolytu možno stanoviť na základe Faradayovho zovšeobecneného zákona:

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

E je ekvivalentná hmotnosť látky (g/mol);

M je molárna hmotnosť látky (g/mol);

n je počet odovzdaných alebo prijatých elektrónov;

I - sila prúdu (A); t - trvanie procesu (s);

F je 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 môžeme 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 okolia 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 hydrolýze na anióne, 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 sa stáva zásaditým).

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 vytvorí mierne disociujúca zásada a kyselina. pH roztokov takýchto solí závisí od relatívnej sily kyseliny a zásady.

Algoritmus na písanie reakčných rovníc pre hydrolýzu soli slabej kyseliny a silnej zásady

Existuje niekoľko možností hydrolýzy 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 disociačná rovnováha 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 po etapách.

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 = NaHC03 + NaOH

Praktický význam má zvyčajne len proces, ktorý sa vyskytuje v prvom stupni, ktorý sa spravidla obmedzuje na hodnotenie 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:

Rb 3 PO 4 ↔ 3Rb + + P.O. 4 3–

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

Na anióne dochádza k hydrolýze.

PO 3- 4 + H–OH ↔ HPO 2- 4 + OH – .

Produkty sú hydrofosfátové a hydroxidové ióny, médium je alkalické.

3. Zostavte molekulovú rovnicu:

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

Získali sme kyslú soľ – hydrogénfosforečnan rubídia.

Algoritmus na písanie reakčných rovníc pre hydrolýzu 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 +

NH4+ + H20 ↔ NH4OH + H+

V prípade viacnásobne nabitého katiónu hydrolýza prebieha postupne, napríklad:

Stupeň I: Cu 2+ + HOH ↔ CuOH + + H +

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

CuCl2 + H20 = 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:

CuS04 ↔ Cu 2+ + SO 2-4.

Soľ je tvorená katiónom slabej zásady (zdôrazňujeme) a aniónom silnej kyseliny. Dochádza k hydrolýze katiónu.

2. Napíšeme iónovú rovnicu hydrolýzy a určíme prostredie:

Cu 2+ + H-OH ↔ CuOH + + H + .

Vznikne hydroxymeďnatý katión a vodíkový ión, médium je kyslé.

3. Zostavte molekulovú rovnicu.

Treba brať 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 aby sme to dosiahli, musíme mentálne vynásobiť našu iónovú rovnicu dvoma.

Dostaneme:

2CuSO4 + 2H20 ↔ (CuOH)2S04 + H2S04.

Upozorňujeme, že reakčný produkt patrí do skupiny zásaditých solí. Názvy hlavných solí, ako aj názvy medziľahlých solí, by sa mali skladať z názvov aniónu a katiónu, v tomto prípade budeme soľ nazývať „síran hydroxymeďnatý (II)“.

Algoritmus na písanie reakčných rovníc pre hydrolýzu 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 = 2Al(OH)3 + 3H2S

2А l 3+ + 3 S 2- + 6 Н 2 О = 2 Аl (ОН) 3 (zrazenina) + ЗН 2 S (plyn)

Príklad 3 Hydrolýza octanu hlinitého

1. Určite typ hydrolýzy:

Al(CH3COO)3= Al 3+ + 3CH 3 COO – .

Soľ je tvorená katiónom slabej zásady a aniónmi slabej kyseliny.

2. Napíšeme rovnice iónovej hydrolýzy a 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. V dôsledku toho bude v roztoku prebytok vodíkových iónov a médium bude kyslé.

Nemá zmysel snažiť sa tu vytvoriť súhrnnú rovnicu reakcie. Obe reakcie sú reverzibilné, nesúvisia medzi sebou a takéto zhrnutie je nezmyselné.

3. Urobme molekulárnu rovnicu:

Al(CH3COO)3 + H20 = AlOH(CH3COO)2 + CH3COOH.

Toto je tiež formálne cvičenie na školenie v zostavovaní vzorcov solí a ich názvoslovia. Výslednú soľ nazvime hydroxoalumíniumacetát.

Algoritmus na písanie reakčných rovníc pre hydrolýzu soli silnej kyseliny a silnej zásady

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

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

Všeobecné informácie o hydrolýze chloridu meďnatého

DEFINÍCIA

Chlorid meďnatý– stredná 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 meďný. Vzhľad.

Hydrolýza chloridu meďnatého

Hydrolyzuje na katióne. Charakter prostredia je kyslý. Teoreticky je možný druhý stupeň. Rovnica hydrolýzy je nasledovná:

Prvé štádium:

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

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

Cu2+ + 2Cl - + HOH ↔ CuOH + + 2Cl - + H + (iónová rovnica);

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

Druhá etapa:

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

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

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

Cvičenie	Napíšte rovnicu pre elektrolýzu roztoku chloridu meďnatého. Aké množstvo látky sa uvoľní na katóde, ak sa 5 g chloridu meďnatého podrobí elektrolýze?
Riešenie	Napíšme disociačnú rovnicu pre chlorid meďnatý vo vodnom roztoku: CuCl 2 ↔ Cu 2+ +2Cl - . Napíšme konvenčne 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 = Cu + Cl2. Vypočítajme množstvo chloridu meďnatého pomocou údajov uvedených v úlohe (mólová hmotnosť - 134 g/mol): a(CuCI2) = m(CuCI2)/M(CuCI2) = 5/134 = 0,04 mol. Podľa reakčnej rovnice υ(CuCl2) = υ(Cu) = 0,04 mol. Potom vypočítame hmotnosť medi uvoľnenej na katóde (mólová hmotnosť – 64 g/mol): m(Cu) = a(Cu) x M(Cu) = 0,04 x 64 = 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 solí .

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

Chlorid meďnatý je silný elektrolyt, preto vo vodnom roztoku úplne disociuje na ióny:

Hydroxid meďnatý je slabý elektrolyt (pozri časť 3.2), inými slovami, katión Cu 2+ ich v prítomnosti OH – iónov v roztoku aktívne naviaže na mierne disociovanú časticu CuOH +, čím naruší 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 tým, čo bolo vo vode. Roztok sa stáva kyslým, jeho pH<7, подобная ситуация называется hydrolýza na katióne .

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 ión CuOH +, prichádzame k nasledujúcemu dôležitému záveru. Ak existuje možnosť postupnej hydrolýzy, tento proces prebieha v skutočnosti iba v prvom kroku.

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, ak sú v roztoku protóny, ich 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 tým, čo bolo vo vode. Roztok sa stal alkalickým, jeho pH > 7, v tomto prípade hovoria hydrolýza aniónom .

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

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

Takže buď soli obsahujúce katióny slabých zásad (katiónová hydrolýza) alebo soli obsahujúce anióny slabých kyselín (aniónová hydrolýza) 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 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 soli:

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.

Metódy na potlačenie hydrolýzy:

1) ochladenie roztoku,

2) pridanie kyseliny do roztoku na potlačenie hydrolýzy katiónu, 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 vzhľadom na celkový počet molekúl. Hydrolytická konštanta je rovnovážna konštanta procesu hydrolýzy. Vyššie bolo ukázané, že k hydrolýze dochádza iba v prvom stupni. Prvý stupeň hydrolýzy katiónom možno napísať vo všeobecnej forme:

K sa rovná = K hydr =. (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 najslabšej zásady, ktorej soľ je hydrolyzovaná, alebo k disociačnej konštante zásady v príslušnom stupni.

Vráťme sa k vzťahu (3.23). Nech sa celková koncentrácia hydrolyzujúcej soli v roztoku rovná s mol/l, a stupeň jeho hydrolýzy je h. Potom, vzhľadom na to, že = a h= /s, 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 hydrolýzy na anióne možno napísať vo všeobecnej forme

nasledujúcim spôsobom:

Rovnovážna konštanta tohto procesu, konštanta hydrolýzy, sa rovná:

K sa rovná = K hydr =. (3,26)

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

Do hydr = = . (3,27)

Hydrolytická konštanta aniónu sa teda rovná pomeru iónového produktu vody k disociačnej konštante slabej kyseliny, ktorej soľ sa hydrolyzuje, alebo k disociačnej konštante kyseliny v príslušnom stupni. Vráťme sa opäť k vyjadreniu (3.26). Transformujme to za predpokladu, že celková koncentrácia soli v roztoku sa rovná s 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 hydrolyzujúcich solí stačia výrazy (3.23), (3.24) a (3.27), (3.28).

Nie je ťažké uhádnuť, že hydrolytická konštanta soli, ktorá prechádza hydrolýzou katiónov a aniónov súčasne, sa rovná pomeru iónového produktu vody k produktu disociačných konštánt slabej zásady a kyseliny alebo produktu. disociačných konštánt zodpovedajúcich stupňov. 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 hydrolyzovanej súčasne na katión a anión rovná c mol/l, stupeň hydrolýzy je h. Je zrejmé, že ==hc; ==c–hc. Tieto vzťahy dosadíme do výrazu (3.29):

K hydr =. (3,31)

Získal sa zaujímavý výsledok – koncentrácia nie je explicitne zahrnutá vo vyjadrení konštanty hydrolýzy, inými slovami, stupeň hydrolýzy soli, ktorá podlieha hydrolýze katiónov a aniónov súčasne, bude rovnaký pre akúkoľvek koncentráciu soli v riešenie.

Nájdime výraz pre pH uvažovaného soľného roztoku. Za týmto účelom vynásobte čitateľa a menovateľa vzťahu (3.29) koncentráciou iónu H + a transformujte výsledný výraz:

Khydr = 3,32)

Nakoniec dostaneme:

K diss.k-you × . (3,33)

Zastavme sa teraz pri súvislosti medzi charakteristikami hydrolýzy a disociácie v prípade postupnej hydrolýzy. Ako príklad uveďme hydrolýzu už spomínaného uhličitanu sodného. Rovnováha hydrolýzy Na2C03 v krokoch 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 problematiky hydrolýzy kyslých solí je potrebné porovnať hodnoty hydrolytických konštánt a disociačných konštánt aniónov. Ak je konštanta hydrolýzy väčšia ako disociačná konštanta kyslého aniónu, potom prebieha hydrolýza aniónu a roztok je charakterizovaný pH > 7. Ak je konštanta hydrolýzy menšia ako disociačná konštanta zodpovedajúceho kyslého aniónu, potom hydrolýza je potlačená, dochádza vlastne len k disociácii kyslého aniónu a roztok soli má pH< 7.

Vyššie bolo uvedené, že najjednoduchším spôsobom, ako zvýšiť hydrolýzu soli na katión, je zaviesť do takéhoto roztoku zásadu. Podobne, aby sa zvýšila hydrolýza soli na anióne, je potrebné zaviesť do roztoku kyselinu. Čo sa stane, keď spojíte 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 hovoria 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 veľké číslo faktory: koncentrácie vypustených roztokov, poradie miešania, stupeň miešania atď.

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

Rovnica prebiehajúceho procesu:

2CuCl2 + 2 Na2C03 + H20 = (CuOH)2C03¯ + CO2 + 4 NaCl.

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

BaCl2 + Na2C03 = BaC03¯ + 2 NaCl.

Vo všeobecnosti sú soli Me3+ viac hydrolyzované ako soli Me2+, preto ak je v diskutovanom procese CuCl2 nahradený soľou Me3+, potom by sa malo očakávať silnejšie vzájomné zvýšenie hydrolýzy. Keď sa roztoky solí Fe3+, Al3+, Cr3+ zlúčia s roztokom Na2C03, pozoruje sa uvoľňovanie oxidu uhličitého a zrážanie hydroxidu kovu. Inými slovami, v tomto prípade vzájomné zosilnenie hydrolýzy vedie k úplnej (ireverzibilnej) hydrolýze, napríklad:

2FeCl3 + 3Na2C03 + 3H20 = 2Fe(OH)3¯ + 6NaCl + 3C02.

Podobné procesy budú pozorované pri zmiešaní roztokov solí Me3+ s roztokmi iných solí hydrolyzovaných aniónom, napríklad:

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

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

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

S02CI2 + 2H20 = H2S04 + 2HCl;

SOCI2 + H20 = S02 + 2HCl;

COCI2 + H20 = C02 + 2HCl;

BCI3 + 3H20 = H3BO3 + 3HCl;

PCl3 + 3H20 = H3P03 + 3HCl;

Cr02Cl2 + 2H20 = H2Cr04 + 2HCl;

CS2 + 2H20 = C02 + 2H2S.

Nakoniec si všimneme špeciálny prípad hydrolýzy zlúčenín Bi(III), Sb(III), solí d-prvkov - s tvorbou oxo zlúčenín, napríklad:

SbCl3 + H20 = SbOCl + 2HCl;

Bi(N03)3 + H20 = BiON03 + 2HN03;

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

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

Štátna federálna agentúra pre vzdelávanie vzdelávacia inštitúcia vyššie odborné vzdelanie Novgorod Štátna univerzita ich. Jaroslav Múdry Fakulta prírodných vied a prírodných zdrojov Katedra chémie a ekológie HYDROLYZA SOLI Pokyny pre laboratórne práce Veľký Novgorod 2006 Hydrolýza solí: Metóda. vyhláška. / Comp. V. P. Kuzmicheva, I. V. Letenková. – Veľký Novgorod: NovGU, 2006. - 4 s. Hydrolýza je typ iónovej reakcie a je výmennou interakciou určitých solí s vodou. K hydrolytickej reakcii dochádza len v prípadoch, keď ióny vznikajúce pri disociácii soli sú schopné vytvárať nerozpustné, plynné alebo mierne disociované zlúčeniny (molekuly alebo komplexné ióny) s iónmi - produktmi ionizácie vody (H+, OH-). Soli podliehajú hydrolýze tri typy . 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 (hydrolýznych a neutralizačných reakcií) sa vytvorí chemická rovnováha. Preto pri písaní rovníc pre hydrolýzu týchto solí by ste mali používať symbol ↔. Hydrolýza solí tretej skupiny za určitých podmienok môže nastať takmer nevratne a v tomto prípade by reakčné rovnice mali byť znázornené znakom rovnosti (=) alebo jednou šípkou (→). Hydrolýza solí slabých jednosýtnych kyselín Uvažujme prvý prípad hydrolýzy na príklade octanu sodného (soľ slabej kyseliny octovej a silnej zásady hydroxidu sodného): CH 3 COONa + H 2 O ↔ CH 3 COOH + NaOH. alebo vo forme molekulových iónov: Na + CH 3 COO - + H 2 O ↔ CH 3 COOH + Na + + OH - + C ióny N a + s i o n a m a H + a OH - netvoria mierne disociované zlúčeniny, teda tvoria nezúčastnite sa tejto reakcie. Vylúčením sodných katiónov získame skrátenú molekulovú iónovú rovnicu pre hydrolytickú reakciu 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 podstupujúcich hydrolýzu (Nhydr.) k počiatočnému počtu molekúl soli v roztoku (No): h = Nhydr./No Hydrolýza solí slabých viacsýtnych kyselín Hydrolýza napr. soli je viacstupňový proces, ktorý prechádza postupným radom etáp. Napríklad pri hydrolýze Na2S má prvý krok tvar: Na2S + H2O ↔ NaHS + NaOH + 2- 2Na + S + H2O ↔ Na+ + HS- + Na+ + OH- Hydrolýzu v prvom kroku 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- Treba poznamenať, že kvantitatívne druhý stupeň hydrolýza prebieha v neporovnateľne menšom rozsahu ako prvá. 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 Podobne, môžete uvažovať o hydrolýze soli tvorenej silnou aniónovou kyselinou a jednotlivo nabitým katiónom slabej zásady. Napríklad: NH4Cl + H2O ↔ NH4OH + HCI Ako vidíte, reakcia média je v tomto prípade kyslá. Pri hydrolýze viacmocných katiónov prevláda proces adície jedného hydroxidového iónu OH-, čo vedie 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.Tento typ soli zahŕňa najmä amónne soli. V tomto prípade sú produktmi hydrolýzy slabá kyselina a zásada: KtAn + H2O = KtOH + HAn, Kt+ + An" + H2O = KtOH + HAn, kde Kt + a An - sú katión a anión slabých zásad a kyseliny, resp.. Ak sú výsledné reakcie báza a kyselina elektrolyty rovnakej sily, potom má roztok neutrálne prostredie (pH = 7). V opačnom prípade je hodnota vodíkového indexu určená pomerom disociačných konštánt týchto zlúčenín Napríklad pri hydrolýze fluoridu amónneho NH 4 F + H 2 O = NH 4 OH + HF Hodnota pH roztoku je nižšia ako sedem (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 nezískali kvôli úplnej a nevratnej hydrolýze. Výnimkou sú niektoré acetáty a mravčany, ktoré pri hydrolýze poskytujú zrazeniny slabo rozpustných zásaditých solí. Napríklad: Al(CH3COO)3 + H20 = AlOH(CH3COO)2 + CH3COOH Al3+ + 3CH3COO - + H2O = A1OH(CH3COO)2 + CH3COOH Viacnásobne nabitý katión a anión 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 pomocou metód „suchej“ chémie, ak sú však vystavené vode, dôjde k úplnej a nevratnej hydrolýze: A12S3 + 6 H2O = 2 A1(OH)3 + 3 H2S Metódy na zvýšenie a potlačenie hydrolýzy Na zvýšenie alebo potlačiť hydrolýzu, môžete použiť chemické a fyzikálne metódy. Chemické metódy sú založené na zmenách koncentrácií látok v rovnováhe. Ak sa do roztoku hydrolyzujúcej 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 prebiehať úplne, až kým sa nevytvoria jej konečné produkty. Pridanie vody do roztoku má podobný účinok - riedenie je najjednoduchší spôsob, ako zvýšiť hydrolýzu. Fyzikálne môže byť rovnováha počas hydrolýzy posunutá zmenou teploty. Obrátený proces k hydrolýze – neutralizačná reakcia – prebieha s uvoľňovaním tepla a hydrolýza je endotermický proces. Preto zvýšenie teploty vedie k zvýšenej hydrolýze a zníženie 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: 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 H2O = 2 A1(OH) 3 + 3 H2S Takéto reakcie sa nazývajú vzájomne sa zvyšujúce hydrolytické reakcie. V roztokoch AlCl 3 a Na 2 S sa rovnováhy ustanovujú oddelene: Al3+ + H2O ↔ AlOH2+ + H+ S2- + H2O ↔ HS+ + OH- Keď sa tieto roztoky zmiešajú, protóny sa viažu hydroxidovými iónmi do molekuly vody a rovnováhy, v súlade s Le Chatelierovým princípom sa posúva doprava. To isté sa deje s nasledujúcimi štádiami hydrolýzy katiónov. Výsledkom je, že takmer úplne dôjde k hydrolýze katiónu hliníka a sulfidového aniónu. Preto sa v rovniciach hydrolýzy takýchto solí medzi východiskové látky a reakčné produkty umiestni znamienko „=“ alebo „→.“ Uveďme ďalší príklad podobnej reakcie: 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 NHAS 4 SALTS Experimentálna časť A SILNÉ KYSELINY Pokus: Nalejte do samostatných skúmaviek roztoky chloridu sodného, ​​chloridu bárnatého, síranu sodného a dusičnanu draselného a otestujte reakcie roztokov pomocou univerzálneho indikátorového papierika. Na tento účel rozstrihnite prúžok indikátorového papierika na 4 - 5 častí. Umiestnite ich na prúžok bieleho filtračného papiera a dotknite sa kúska indikátorového papierika sklenenou tyčinkou, navlhčenou testovaným roztokom. Pred testovaním ďalšieho roztoku musíte sklenenú tyčinku opláchnuť vodou. Obsahujú roztoky solí odobratých na experiment nadbytok H+ alebo OH- iónov? Podliehajú takéto soli hydrolýze? SOLI TVORENÉ SILNÝMI ZÁSADAMI A SLABÝMI KYSELINAMI. Pokus 1. Do skúmavky nalejte 3 – 4 kvapky roztoku octanu sodného 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 ho s experimentálnymi údajmi. Vyplňte nasledujúcu tabuľku: Vzorec soli vypočítaný = √Kb * C pH vypočítané z experimentálnych údajov Napíšte molekulárnu iónovú rovnicu pre hydrolýzu octanu sodného. Uveďte dva alebo tri príklady iných acetátov, ktorých hydrolýza zodpovedá tejto rovnici. Pokus 2. Nalejte 5 - 6 kvapiek roztoku uhličitanu sodného do jednej skúmavky, 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 indikátorového papierika. Napíšte molekulárne iónové rovnice pre hydrolýzu. Porovnajte správanie oboch solí v roztoku a bez výpočtov určte, ktoré z týchto dvoch roztokov má relatívne väčšie: a). stupeň hydrolýzy h; b). koncentrácia hydroxylových iónov; V). hodnota pH. Ktorý anión - CO32- alebo SO32- - je silnejšia zásada? Vypočítajte konštanty hydrolýzy oboch solí. Vyplňte tabuľku: Soľ h pH Kb = Kω / K2 Pokus 3. Vykonajte rovnaké porovnávacie pokusy s roztokmi hydrosolí - hydrogénuhličitanu sodného a hydrogensíranu sodného. Pridajte 1-2 kvapky fenolftaleínu do roztoku prvej soli a 1-2 kvapky lakmusu do roztoku druhej, po uistení sa, že fenolftaleín zostáva bezfarebný v roztoku hydrogénsíranu sodného. Napíšte molekulové iónové rovnice pre hydrolýzu oboch solí a vysvetlite rozdiel vo vlastnostiach ich roztokov. Ktorá funkcia - zásaditá alebo kyslá - prevláda v iónoch HCO3- a iónoch HSO3-? Porovnajte výsledky experimentu s vypočítanými údajmi a porovnajte hodnoty Kb a K2. Vyplňte tabuľku: Soľ Experimentálne údaje Vypočítané údaje Závery pH reakcie (viac Kb = Kω / roztok K1 K2 alebo menej 7) NaHCO3 NaHSO3 SOLI TVORENÉ SILNÝMI KYSELINMI A SLABÝMI ZÁSADAMI. Pokus 1. Pomocou univerzálneho indikátorového papierika určte reakciu vodného roztoku chloridu amónneho alebo síranu amónneho. Napíšte molekulovú iónovú rovnicu pre hydrolytickú reakciu. Pokus 2. Pomocou lakmusu určite reakciu roztoku chloridu zinočnatého, síranu zinočnatého a síranu hlinitého. Napíšte molekulárne a molekulovo-iónové rovnice pre hydrolýzu solí. Pokus 3. Pridajte rovnaký objem vody do 3–4 kvapiek roztoku chloridu antimónu alebo bizmutu. Čo sa v tomto prípade pozoruje? Roztok sa okyslí niekoľkými kvapkami koncentrovanej kyseliny chlorovodíkovej, potom sa roztok opäť zriedi. Čo sa pozoruje? Napíšte molekulárnu 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 chromitého do kónickej skúmavky a po kvapkách pridávajte roztok uhličitanu sodného, ​​kým sa nevytvorí zrazenina mierne rozpustnej zlúčeniny. Pokus 2. Vykonajte rovnaký pokus v kónickej skúmavke s roztokom chloridu hlinitého alebo síranu hlinitého, pričom k nemu po kvapkách pridajte roztok sulfidu amónneho, kým sa nevytvorí zrazenina mierne rozpustnej zlúčeniny. Oddeľte zrazeniny získané v oboch experimentoch od roztokov a premyte ich raz alebo dvakrát 5–6 kvapkami vody. Aké reakcie možno použiť na dôkaz, že výsledné zle rozpustné zlúčeniny sú hydroxidy trojmocného chrómu a hliníka, a nie produkty výmennej interakcie pôvodných solí? Prečo hydrolýza nastáva takmer nevratne, keď roztoky týchto solí interagujú? Aký je mechanizmus vzájomného zosilnenia hydrolýzy? Pokus 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 poznačte si svoje pozorovania. Napíšte molekulárne a molekulárno-iónové rovnice reakcie, pričom berte do úvahy, že reakciou vzniká hlavná soľ - dihydroxoalumíniumacetát. Prečo je v tomto prípade vzájomné zosilnenie hydrolýzy východiskových 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 uvoľneného plynu. Napíšte molekulovú iónovú rovnicu reakcie a zvážte mechanizmus jej výskytu.