Добавил:

ivanov666 Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.

Вуз:

Башкирский Государственный Аграрный Университет

Предмет:

[НЕСОРТИРОВАННОЕ]

Файл:

Общая, неорганическая и аналитическая химия. Учебное пособие для студентов очной и заочной формы обучения направления подготовки 35.03.07 - «Технологи

.pdf

Скачиваний:

Добавлен:

07.09.2026

Размер:

2 Мб

Скачать

☆

<<< < Предыдущая 1 2 3 4 5 6 7 8 9 1011 / 1611 12 13 14 15 16 > Следующая >>>

растворении в воде полностью диссоциирует на ионы Na+ и СН3СОО–, которые взаимодействуют с Н+ и ОН– – ионами воды. При этом ионы Na+ не могут связывать ионы ОН– в молекулы, т.к. NaOH является сильным электролитом и существует в растворе только в виде ионов. В то же время ацетатионы связывают ионы Н+ с образованием молекул слабого электролита – уксусной кислоты, в результате чего новые молекулы Н2О диссоциируют на Н+ и ОН– – ионы. Эти процессы протекают до тех пор, пока не установится равновесие:

СН3СОО– + Н

СН3СООН ,

Н2О Н+ + ОН–

Суммарное уравнение одновременно протекающих про-

цессов имеет вид СН3СОО– + Н2О СН3СООН + ОН–

Это уравнение показывает, что в результате образования

слабого электролита (уксусной кислоты) смещается ионное равновесие диссоциации воды и создается избыток ОН– – ионов, а раствор приобретает щелочную реакцию. Применив к данному обратимому процессу закон действующих масс получим:

К = [CH3COOH]∙[OH–] / [CH3COO–]∙[H2O] Концентрация воды в растворе соли постоянна, поэтому

[Н2О] объединяем с К:

К∙[Н2О] = [СН3СООН]∙[ОН–] / [СН3СОО–] = КГ , где КГ – константа гидролиза. Чем больше КГ, тем силь-

нее соль подвергается гидролизу.

Гидролиз – процесс обратимый для многих солей. В со-

стоянии равновесия только часть молекул соли гидролизуется. Количественно гидролиз характеризуется степенью гидролиза (h), выраженной в процентах.

Степень гидролиза равна отношению числа гидролизо-

ванных молекул соли к общему числу растворенных молекул:

h = (n / N)·100% , где: n – число молекул, подвергшихся гидролизу; N – об-

щее число растворенных молекул соли.

101

Степень гидролиза можно выразить через ионное произведение воды КW, концентрацию раствора См, константу диссоциации образующегося слабого электролита КЭ:

_____________

h ≈ √ КW/См·КЭ.

Из этой зависимости видно, что степень гидролиза может увеличиться при:

1) увеличении КW, т.е. с повышением температуры; 2)

уменьшении концентрации См (при разбавлении раствора); 3) уменьшении КЭ, т.е., чем слабее образующаяся при гидролизе кислота или основание, тем выше степень гидролиза.

Таким образом, степень гидролиза зависит от при-

роды соли, концентрации раствора, температуры.

Любую соль можно представить как продукт взаимодействия кислоты с основанием. Гидролизу подвергаются только те соли, в состав которых входят или ионы слабой кислоты, или ионы слабого основания. Если ионы растворённой соли не взаимодействуют с ионами воды, не смещают равновесия диссоциации её, то гидролизу соль не подвергается, при этом среда остается нейтральной.

Гидролизу не подвергаются соли, образованные силь-

ными основаниями и сильными кислотами (NaCl, КNO3,

Na2SO4, KMnO4 и др.).

Например, NaCl + HOH NaOH + HCl.

В ионной форме это уравнение будет иметь вид:

Na+ + Cl– + HOH Na+ + OH– + H+ + Cl–

или сокращенно НОН Н+ + ОН–

рН = 7.

Гидролизу подвергаются следующие типы солей:

1. Соли, образованные сильным основанием и слабой

кислотой. Гидролиз идет по аниону и обусловлен связыва- нием ионов водорода воды в слабодиссоциируемую кислоту или анион кислой соли:

NaCN + HOH HCN + NaOH

102

в ионном виде: Na+ + CN– + HOH HCN + Na+ + OH– CN– + HOH HCN + OH– pH > 7.

Соли, образованные сильным основанием и слабой мно-

гоосновной кислотой гидролизуются ступенчато, при этом получаются кислые соли. Например,

Na2CO3 + HOH NaHCO3 + NaOH

2–

+ HOH HCO

–

+ OH

–

pH > 7

Гидролиз по второй ступени протекает незначительно: NaHCO3 + HOH H2CO3 + NaOH

–

HCO

+ HOH H2CO3 + OH–

2. Соли, образованные слабым основанием и сильной

кислотой. Гидролиз идет по катиону и обусловлен связыванием гидроксид-ионов воды в малодиссоциируемое основание или катион основной соли. В растворе накапливаются ионы водорода, среда становится кислой. Например:

NH4Cl + HOH NH4OH + HCl в ионном виде:

+ Cl– + HOH NH4OH + H+ + Cl–

+HOH NH4OH + H+ pH < 7

Гидролиз солей с многозарядным катионом протекает

ступенчато с образованием, как правило, основных солей, а не оснований. Например:

Al(NO3)3 + HOH AlOH(NO3)2 + HNO3

(1-яступень)

в ионном виде:

Al3+ + HOH AlOH2+ + H

pH< 7

AlOH(NO3)2 + HOH Al(OH)2NO3 + HNO3

(2-я ступень)

AlOH2+ + HOH Al(OH)

+ H+

Гидролиз по третьей ступени практически не протекает.

103

3. Соли, образованные слабым основанием и слабой

кислотой. Гидролиз протекает сильнее, т.к. их ионы – катион и анион одновременно связывают водородные Н+ и гидроксильные ОН– ионы воды, сдвигая равновесие диссоциации её.

При гидролизе таких солей в зависимости от зарядности катиона и аниона могут быть получены следующие вещества:

а) слабое основание и слабая кислота (катион и анион однозарядные) –

CH3COONH4 + HOH CH3COOH + NH4OH pH ≈ 7

В ионной форме:

CH3COO– + NH

+ HOH CH3COOH + NH4OH

б) слабая кислота и основная соль

(катион многозарядный) – Al(CH3COO)3 + HOH AlOH(CH3COO)2 + CH3COOH

Al3+ + CH3COO– + HOH AlOH2+ + CH3COOH

в) слабое основание и кислая соль

(анион многозарядный) –

(NH4)2S + HOH NH4HS + NH4OH

+ S2– + HOH HS– + NH4OH.

При гидролизе солей, образованных слабым основанием и слабой кислотой, реакция среды может быть нейтральной, если образующиеся кислота и основание одинаковы по силе, – слабокислой, если кислота сильнее основания, – слабощелочной, если основание сильнее кислоты.

В большинстве случаев гидролиз является обратимым процессом. Однако некоторые соли подвергаются необрати- мому (полному) гидролизу. К таким солям относятся соли, образованные слабым нерастворимым или летучим основанием и слабой летучей или нерастворимой кислотой. Такие соли не могут существовать в водных растворах. К ним относятся: Al2S3, Cr2S3, Fe2(CO3)3, (NH4)2SiO3, Al(CN)3 и др. Например, гидролиз сульфида алюминия Al2S3 протекает практически полностью до образования гидроксида алюминия Al(OH)3 и сероводорода H2S:

104

Al2S3 + 6 HOH → 2 Al(OH)3 ↓ + 3 H2S ↑

Здесь продукты гидролиза уходят из сферы реакции в

виде осадка Al(OH)3 и в виде газа H2S; равновесие полностью смещается слева направо.

Примеры решения задач:

Пример 1. Записать уравнение гидролиза солей: KCl,

Na2CO3, Mn(NO3)2, CH3COONH4.

Какое значение рН (>7, < 7 или ≈7) имеют растворы этих

солей?

Решение.

1. Хлорид калия KCl – соль, образованная сильным осно- ванием KOH и сильной кислотой HCl. Такие соли гидролизу не подвергаются, рН водного раствора = 7.

2. Карбонат натрия Na2CO

- соль, образованная сильным

основанием NaOH и слабой кислотой H2CO3. Такие соли подвергаются гидролизу по аниону, в сокращенной ионной форме уравнение гидролиза запишется следующим образом:

СО

+ Н2О ↔ НСО

+ ОН-

Поскольку при гидролизе в свободном виде образуются

ионы гидроксила, водный раствор данной соли имеет щелочную среду (рН>7).

Для записи полной ионной формы уравнения следует до-

бавить в правую и левую части уравнения ионы Na+, которые присутствуют в реакционной смеси, но участия в гидролизе не принимают:

2 Na+ + СО

+ Н2О ↔ НСО

+ ОН- + 2Na+

Объединив ионы в молекулы, получим молекулярную

форму уравнения гидролиза:

Na2СО3 + Н2О ↔ NaНСО3 + NaОН В результате гидролиза образуется кислая соль NaНСО

105

3. Нитрат марганца Mn(NO3)2 - соль, образованная сла-

бым основанием Mn(OH)2 и сильной кислотой HNO3. Такие соли подвергаются гидролизу по катиону, в сокращенной ионной форме уравнение гидролиза запишется следующим образом:

Mn2+ + H2O ↔MnOH+ + H+ Поскольку при гидролизе в свободном виде образуются

ионы водорода, водный раствор данной соли имеет кислую среду (рН< 7).

Для записи полной ионной формы уравнения следует до-

бавить в правую и левую части уравнения ионы NО

, которые

присутствуют в реакционной смеси, но участия в гидролизе не принимают:

2NО

+ Mn2+ + H2O ↔MnOH+ + H+ + 2NО

Объединив ионы в молекулы, получим молекулярную

форму уравнения гидролиза:

Mn(NO3)2 + H2O ↔MnOHNО3 + HNО3 В результате гидролиза образуется основная соль

MnOHNО

гидроксонитрат марганца.

4. Ацетат аммония CH3COONH4 - соль, образованная слабым основанием NН4OH и слабой уксусной кислотой CH3COOH. Такие соли подвергаются гидролизу одновременно по катиону и по аниону, в сокращенной ионной форме уравнение гидролиза запишется следующим образом:

+ CH3COO- +H2O ↔ NH4OH + CH3COOH

Поскольку при гидролизе в свободном виде не образу-

ются ни ионы водорода, ни ионы гидроксила водный раствор данной соли имеет близкую к нейтральной среду (рН≈7).

Уравнение гидролиза в молекулярной форме имеет вид:

CH3COONH4 +H2O ↔ NH4OH + CH3COOH

106

Контрольные задания

121. Какие соли подвергаются гидролизу? При смешива-

нии растворов солей Al2(SO4)3 и K2CO3 каждая из солей гидролизуется необратимо до конца. Выразите этот процесс молекулярным и ионно-молекулярными уравнениями гидролиза.

122.Причины гидролиза. Составьте молекулярные и ион-

ные уравнения гидролиза солей ZnSO4, Na3PO4, CsBr. Какое значение рН (рН7, рН 7) имеют растворы этих солей?

123. Составьте молекулярные и ионные уравнения гидро- лиза солей Al2(SO4)3, KF, KI. Какое значение рН (рН7, рН 7) имеют растворы этих солей?

124. Составьте молекулярные и ионные уравнения гидролиза солей Cr(NO3)3, NaNO3, K2SO3. Какое значение рН (рН 7, рН  7) имеют растворы этих солей?

125. Составьте молекулярные и ионные уравнения гидролиза солей Сd(NO3)2, NaCl, KBrO. Какое значение рН (рН 7, рН  7) имеют растворы этих солей?

126. При смешивании растворов солей Cr2(SO4)3 и Na2SiO3 каждая из солей гидролизуется необратимо до конца.

Выразите этот процесс молекулярным и ионно-молекулярными уравнениями гидролиза.

127. Составьте молекулярные и ионные уравнения гидро- лиза солей NiCl2, Na3PO4, NaCl. Какое значение рН (рН 7, рН  7) имеют растворы этих солей?

128. Составьте молекулярные и ионные уравнения гидролиза солей CuCl2, KCN, Na2 SO4. Какое значение рН (рН 7, рН  7) имеют растворы этих солей?

129. Составьте молекулярные и ионные уравнения гидролиза солей MnSO4, KNO3, NaF. Какое значение рН (рН 7, рН  7) имеют растворы этих солей?

130. Составьте молекулярные и ионные уравнения гидролиза солей Mn(NO3)2, K2SiO3, SrSO4. Какое значение рН (рН 7, рН  7) имеют растворы этих солей?

107

131. Составьте молекулярные и ионные уравнения гидро- лиза солей (NH4)2СO3, МоSO4, LiNO3. Какое значение рН (рН 7, рН  7) имеют растворы этих солей?

132. Составьте молекулярные и ионные уравнения гидролиза солей Bi(NO3)3, BaCl2, Na2SO3. Какое значение рН (рН 7, рН  7) имеют растворы этих солей?

133. Составьте молекулярные и ионные уравнения гидролиза солей NaCN, Pb(NO3)2, K2SO4. Какое значение рН (рН 7, рН  7) имеют растворы этих солей?

134. Составьте молекулярные и ионные уравнения гидро- лиза солей Li3PO4, KCl, CoSO4. Какое значение рН (рН 7, рН  7) имеют растворы этих солей?

135. При смешивании растворов солей Al(NO3)3 и K2CO3 каждая из солей гидролизуется необратимо до конца. Выразите этот процесс молекулярным и ионно-молекулярными уравнениями гидролиза.

136. При смешивании растворов солей AlCl3 и Na2SO3 каждая из солей гидролизуется необратимо до конца. Выразите этот процесс молекулярным и ионно-молекулярными уравнениями гидролиза.

137. Составьте молекулярные и ионные уравнения гидролиза солей NiSO4, Na2S, K3AsO4. Какое значение рН (рН 7, рН  7) имеют растворы этих солей?

138. Составьте молекулярные и ионные уравнения гидролиза солей СdBr2, K3PO4, LiI. Какое значение рН (рН 7, рН  7) имеют растворы этих солей?

139. Составьте молекулярные и ионные уравнения гидролиза солей MgSO4, Na2CO3, Ca(NO3)2. Какое значение рН (рН 7, рН  7) имеют растворы этих солей?

140. Напишите молекулярные и ионно-молекулярные уравнения совместного гидролиза Hg(NO3)2 и K2CO3.

108

Лабораторная работа №4

Гидролиз солей

1.Влияние природы соли на реакцию среды (pH)её вод-

ного раствора

В пять пробирок насыпать исследуемые соли Na2CO3,

Al2(SO4)3, NaCl, Na2HPO4, CH3COONH4, добавить дистиллиро-

ванную воду и растворить в ней соли. В шестую пробирку налить такое же количество дистиллированной воды. С помощью индикаторной бумаги установить реакцию среды во всех пробирках и сравнить с реакцией дистиллированной воды в шестой пробирке.

Написать уравнения реакций гидролиза исследуемых со-

лей в молекулярных и ионных формах, объяснить причину изменения реакции среды для каждого случая.

2. Влияние концентрации воды на смещение равновесия

реакции гидролиза

В пробирку с небольшим количеством концентрированного раствора нитрата висмута прибавлять по каплям дистиллированную воду, перемешивая содержимое пробирки. Наблюдать появление мути основной соли висмута.

Составить уравнение реакции гидролиза в молекулярной и ионной форме, объяснить причину образования основной соли.

3. Влияние температуры на смещение равновесия при

гидролизе

Налить в пробирку 3-4 мл раствора ацетата натрия и 1-2 капли раствора фенолфталеина. Нагреть раствор до кипения и наблюдать появление розовой окраски. Составить уравнение реакции гидролиза соли и дать объяснение.

109

V.X КОМПЛЕКСНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ

Многие молекулы с уже реализованными химическими

связями способны вступать в дальнейшее взаимодействие с образованием более сложных молекул второго порядка.

А. Вернером (1893) была создана координационная тео-

рия для объяснения строения и свойств этих необычных соединений:

1. В молекуле любого комплексного соединения один из ионов или атомов металла занимает центральное место и называется комплексообразователем (М).

2. Вокруг центрального

иона или атома располагается,

или координируется, некоторое число (х) отрицательно заряженных ионов-анионов или нейтральных молекул (L), которые называются лигандами: М + х(׃ L) → [М(׃L)Х ].

Центральный ион с расположенными вокруг него лиган-

дами образует так называемую внутреннюю координационную сферу соединения.

3. Ионы, находящиеся за пределами координационной

сферы, составляют внешнюю сферу комплекса.

110

<<< < Предыдущая 1 2 3 4 5 6 7 8 9 1011 / 1611 12 13 14 15 16 > Следующая >>>

Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]