- •Теория Электролитической диссоциации
- •Сильные и слабые электролиты
- •1. Теория растворов слабых электролитов.
- •2. Теория растворов сильных электролитов.
- •Кислоты и основания
- •1. Теория Аррениуса.
- •2. Теория Бренстеда и Лоури.
- •3. Теория Льюиса.
- •Эталоны решения задач
- •В зависимости от условий ион hco3– может как отдавать протоны:
- •Таким образом, в первом случае ион hco3 является кислотой, во втором основанием, т. Е. Является амфолитом.
- •Вопросы для самоконтроля
- •Варианты задач для самостоятельного решения
- •Шкала значений pH
- •Расчет значений рН и рОн в разбавленных растворах сильных и слабых кислот и оснований
- •Кислотно-основное равновесие биологических жидкостей
- •Эталоны решения задач
- •Вопросы для самоконтроля
- •Варианты задач для самостоятельного решения
- •Гидролиз солей
- •Количественные характеристики гидролиза
- •Усиление и подавление гидролиза
- •Значения рН растворов гидролизующихся солей
- •Эталоны решения задач
- •Вопросы для самоконтроля
- •Варианты задач для самостоятельного решения Вариант №1
- •Вариант №2
- •Вариант №3
- •Вариант №4
- •Вариант №5
- •Вариант №6
- •Вариант №7
- •Вариант №8
- •Вариант №9
- •Вариант №10
- •Вариант №11
- •Вариант №12
- •Вариант №13
- •Вариант №14
- •Вариант №15
- •Вариант №16
- •Вариант №17
- •Вариант №18
- •Вариант №19
- •Вариант №20
- •Элементы количественного анализа
- •Объемный (титриметрический) метод анализа
- •Расчеты в объемных методах анализа Закон эквивалентов
- •Методы кислотно-основного титрования
- •Титранты и их стандартизация
- •Фиксирование точки эквивалентности
- •Механизм действия индикаторов
- •Точка перехода и интервал перехода окраски индикатора
- •Правила выбора индикатора
- •1. Титрование сильной кислоты сильным основанием.
- •3. Титрование слабого основания сильной кислотой.
- •Степень окисления. Окисление и восстановление
- •Окислители и восстановители
- •Последовательность подбора коэффициентов в уравнениях окислительно-восстановительных реакций (метод электронно-ионного баланса)
- •Оксидиметрия
- •Перманганатометрия
- •Иодометрия
- •Расчет эквивалентов окислителей и восстановителей
- •Эталоны решения задач
- •Метод нейтрализации
- •Метод оксидиметрии
- •Вопросы для самоконтроля
- •Варианты задач для самостоятельного решения Вариант №1
- •Вариант №2
- •Вариант №3
- •Вариант №4
- •Вариант №5
- •Вариант №6
- •Вариант №7
- •Вариант №8
- •Вариант №9
- •Вариант №10
- •Вариант №11
- •Вариант №12
- •Вариант №13
- •Вариант №14
- •Вариант №15
- •Вариант №16
- •Вариант №17
- •Вариант №18
- •Вариант №19
- •Вариант №20
Гидролиз солей
Практика показывает, что водные растворы многих средних солей (К2СО3, MgCl2, CH3COONa, FeSO4 и др.) имеют неодинаковые значения рН. Причиной этого является гидролиз солей.
Гидролизом солей называется обменное взаимодействие ионов соли с водой, приводящее к образованию малодиссоциированных соединений или ионов, что вызывает изменение рН раствора.
Процесс гидролиза солей включает в себя две стадии: электро-литическую диссоциацию соли на ионы с последующим переходом протона от молекулы воды к аниону:
CO32 HOH ⇄ НCO3 ОН,
либо от гидратированного катиона металла к молекуле воды:
Fe3+nH2O HOH ⇄ FeOH2+(n1)H2O Н3O+.
Следует отметить, что вторая стадия процесса протекает в заметной степени, если в результате образуются малодис-социированные или малорастворимые соединения.
В обоих случаях происходит смещение равновесия диссоциации воды:
H2O ⇄ Н+ ОН.
В результате в растворе увеличивается концентрация ионов Н+ или ОН, что находит отражение в изменении значения рН раствора.
Рассмотрим некоторые частные случаи гидролиза солей.
Соли, образованные катионами сильных оснований и анионами сильных кислот (Na2SO4, CaCl2, KI, Sr(NO3)2 и др.), не гидролизуются, так как катионы и анионы этих солей не образуют с водой малодиссоциированных электролитов. Водные растворы таких солей имеют нейтральную реакцию среды (рН = 7).
Гидролизу подвергаются три типа солей.
1. Соли, образованные катионами сильного основания и анионами слабой кислоты (CH3COONa, KCN, Ca(OCl)2, NaF и др.).
Соли этого типа за счет гидролиза в водных растворах имеют щелочную реакцию. Этот случай гидролиза называется гидролизом по аниону.
Соли, образованные многоосновными слабыми кислотами (Na2S, Na2CO3, K3PO4, Na2SO3 и др.), гидролизуются ступенчато, образуя в качестве промежуточных продуктов кислые соли.
Пример 1. Гидролиз ацетата натрия CH3COONa.
Эта соль образована слабой кислотой (CH3COOH) и сильным основанием (NaOH). Гидролиз данной соли протекает по аниону (CH3COO) в одну ступень и описывается при помощи либо полного молекулярного уравнения:
CH3COONa HOH ⇄ CH3COOH NaОН, pH > 7;
либо сокращенно-ионного уравнения:
CH3COO HOH ⇄ CH3COOH ОН.
В результате образования малодиссоциированного электролита СН3СООН равновесие диссоциации воды смещается в сторону образования ионов Н+ и ОН. В результате связывания ионов Н+ ионами СН3СОО в CH3COOH концентрация ионов ОН в растворе увеличивается и, таким образом, раствор приобретает щелочную реакцию.
Пример 2. Гидролиз сульфида калия K2S.
Гидролиз данной соли протекает по аниону (S2) в две ступени:
первая ступень:
K2S HOH ⇄ KHS KОН, pH > 7,
S2 HOH ⇄ HS ОН;
вторая ступень:
KHS HOH ⇄ H2S KОН,
HS HOH ⇄ H2S ОН.
По второй ступени гидролиз протекает значительно слабее, чем по первой и может осуществляться только при нагревании и разбавлении раствора.
2. Соли, образованные катионами слабого основания и анионами сильной кислоты (NH4C1, FeSO4, ZnCl2 и др.).
Соли этого типа за счет гидролиза в водных растворах имеют кислую реакцию. Этот случай гидролиза называется гидролизом по катиону.
Соли, образованные многозарядными катионами слабого основания, гидролизуются ступенчато, образуя в качестве промежу-точных продуктов основные соли.
Пример 3. Гидролиз нитрата цинка Zn(NO3)2.
Эта соль образована сильной кислотой (HNO3) и слабым основанием (Zn(OH)2). Гидролиз данной соли протекает по катиону (Zn2+) в две ступени:
первая ступень:
Zn(NO3)2 HOH ⇄ ZnOHNO3 HNO3, pH < 7,
Zn2+ HOH ⇄ ZnOH+ H+;
вторая ступень:
ZnOHNO3 HOH ⇄ Zn(OH)2 HNO3,
ZnOH+ HOH ⇄ Zn(OH)2 H+.
Пример 4. Гидролиз сульфата хрома Cr2(SO4)3.
Гидролиз данной соли протекает по катиону (Сr3+) в три ступени:
первая ступень:
Cr2(SO4)3 2HOH ⇄ 2CrOHSO4 H2SO4, pH < 7,
Cr3+ HOH ⇄ CrOH2+ H+;
вторая ступень:
2CrOHSO4 2HOH ⇄ [Cr(OH)2]2SO4 H2SO4,
CrOH2+ HOH ⇄ Cr(OH)2+ H+;
третья ступень:
[Cr(OH)2]2SO4 2HOH ⇄ 2Cr(OH)3 H2SO4,
Cr(OH)2+ HOH ⇄ Cr(OH)3 H+.
В обоих случаях по второй (и далее) ступени гидролиз протекает только при нагревании и разбавлении раствора.
3. Соли, образованные катионами слабого основания и анионами слабой кислоты (NH4CN, CH3COONH4, (NH4)2S, (NH4)2CO3 и др.).
Соли этого типа за счет гидролиза в водных растворах имеют слабокислую, слабощелочную или нейтральную реакцию в зависимости от величины констант диссоциации кислот и оснований, образующих данную соль. Гидролиз идет по катиону и аниону одновременно:
а) если > , то реакция раствора слабокислая;
б) если < , то реакция раствора слабощелочная;
в) если , то реакция раствора нейтральная.
Пример 5. Гидролиз ацетата аммония CH3COONH4.
Эта соль образована слабой кислотой (CH3COOH) и слабым основанием (NH3∙H2O). Гидролиз данной соли протекает c образованием двух малодиссоциированных соединений:
CH3COONH4 HOH ⇄ NH3H2O CH3COOH,
CH3COO NH4+ HOH ⇄ NH3H2O CH3COOH.
(NH3Н2О) 1,8105;
(СН3СООН) 1,8105,
pH 7 (нейтральная среда).
Пример 6. Гидролиз карбоната аммония (NH4)2СO3.
Гидролиз данной соли протекает ступенчато:
первая ступень:
(NH4)2СO3 HOH ⇄ NH3H2O NH4HСO3,
NH4+ СO32 HOH ⇄ NH3H2O HСO3;
вторая ступень:
NH4HСO3 HOH ⇄ NH3H2O H2СO3,
NH4+ HСO3 HOH ⇄ NH3H2O H2СO3.
(NH3Н2О) 1,8105,
(Н2СО3) 3,7107,
(Н2СО3) 4,71011,
pH > 7 (слабощелочная среда).
Из приведенных примеров видно, что гидролиз солей, образованных многозарядными катионами или анионами, протекает ступенчато, но самопроизвольно не доходит до конца (т. е. до образования кислоты и основания, образующих данную соль). Гидролиз по первой ступени протекает в большей степени, чем по последующим ступеням. Это связано с тем, что при гидролизе по первой ступени в растворе увеличивается концентрация ионов Н+ или ОН, что препятствует дальнейшему протеканию процесса.
Необратимый гидролиз (т. е. самопроизвольно протекающий до конца) встречается у некоторых солей, образованных катионами слабого основания и анионами слабой кислоты. Для таких солей в соответствующей клетке таблицы растворимости стоит прочерк. Это означает, что вследствие полного гидролиза такие соли в водном растворе не существуют. Необратимый гидролиз возможен только в том случае, когда образующееся в результате гидролиза одно малодиссоциированное соединение является малорастворимым (основание), а другое летучим (кислота).
Пример 7. Гидролиз сульфида алюминия Al2S3 (в таблице растворимости – прочерк).
При растворении этой соли в воде протекает необратимый процесс гидролиза:
Al2S3 6H2O 2Al(OH)3 3H2S
Необратимый гидролиз необходимо учитывать при написании уравнений реакций, протекающих между электролитами в водных растворах.
Пример 8. Смешали водные растворы Na2CO3 и FeCl3. Написать уравнение протекающей реакции.
Здесь имеет место взаимный гидролиз, т.е. гидролиз одной соли усиливает гидролиз другой соли. Таким образом, процесс гидролиза самопроизвольно идет до конца, т. е. до образования малораст-воримого гидроксида железа (III) Fe(OH)3 и углекислого газа СО2:
3Na2CO3 2FeCl3 3H2O 2Fe(OH)3 3CO2 6NaCl
3СO32 2Fe3+ 3H2O 2Fe(OH)3 3CO2