- •И. В. Крепышева химия
- •Химия. Ученое пособие для студентов, обучающимся по техническим направлениям и специальностям. И.В. Крепышева. – Березники: Перм. Гос. Техн. Ун-т., 2010. – 183 с.
- •Содержание
- •Тема 7. Химия металлов 125
- •1.2. Внутренняя энергия
- •1.3. Энтальпия
- •1.4. Термохимия. Закон Гесса
- •1.5. Энтропия
- •1.6. Самопроизвольные процессы. Энергия Гиббса
- •1.7. Решение типовых задач
- •1.8. Задачи для самостоятельного решения
- •Тема 2. Химическая кинетика и химическое равновесие
- •2.1. Скорость химической реакции
- •2.2. Зависимость скорости химической реакции от концентрации реагирующих веществ
- •2.3. Зависимость скорости реакции от температуры
- •2.4. Катализ
- •2.5. Химическое равновесие
- •2.6. Смещение химического равновесия. Принцип Ле Шателье
- •2.7. Решение типовых задач
- •2.8. Задачи для самостоятельного решения
- •Тема 3. Строение атома и периодическая система элементов д.И. Менделеева
- •3.1. Первые модели строения атома
- •3.2. Квантово-механическая модель атома водорода
- •3.3. Строение многоэлектронных атомов
- •3.4. Периодическая система элементов д. И. Менделеева
- •3.5. Периодические свойства элементов
- •3.6. Решение типовых задач
- •3.7. Задачи для самостоятельного решения
- •Тема 4. Химическая связь
- •4.1. Ковалентная связь
- •4.2. Гибридизация атомных орбиталей
- •4.3. Ионная химическая связь
- •4.4. Металлическая связь
- •4.5. Водородная связь
- •4.6. Строение твердого тела
- •Тема 5. Растворы. Дисперсные системы
- •5.1. Общие свойства растворов
- •5.2. Способы выражения состава растворов
- •5.3. Теория электролитической диссоциации
- •5.4. Теории кислот и оснований
- •5.5. Ионные реакции в растворах
- •5.6. Ионное произведение воды. Водородный показатель рН
- •5.7. Гидролиз солей
- •5.8. Дисперсные системы и их классификация
- •5.9. Решение типовых задач
- •28,57 Г соли растворены в 71,43 г воды
- •3% Массы раствора составляют 48,84 г
- •Соотношение между рН и рОн
- •5.10. Задачи для самостоятельного решения
- •Тема 6. Окислительно-восстановительные электрохимические процессы
- •6.1. Основные понятия
- •Правила определения степени окисления
- •6.2. Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций
- •6.3. Влияние среды на характер протекания реакций
- •6.4. Важнейшие окислители и восстановители
- •6.5. Электрохимические процессы
- •96500 Кл (26,8 а∙ч) – 31,77 г Cu (масса моля эквивалентов)
- •96500 Кл – 1 г (11,2 л- объем моля эквивалентов)
- •6.6. Гальванический элемент Даниэля-Якоби
- •6.7. Окислительно-восстановительные потенциалы
- •6.8. Эдс окислительно-восстановительных реакций
- •6.9. Электролиз расплавов и растворов солей
- •6.10. Некоторые области применения электрохимии
- •6.11. Решение типовых задач
- •6.12. Задачи для самостоятельного решения
- •Тема 7. Химия металлов
- •7.1. Общая характеристика металлов
- •7.2. Химические свойства металлов
- •7.3. Взаимодействие металлов с кислотами
- •Взаимодействие металлов с соляной кислотой.
- •Взаимодействие металлов с азотной кислотой
- •Взаимодействие металлов с серной кислотой
- •7.4. Сплавы
- •7.5. Получение металлов
- •Тема 8. Коррозия и защита металлов
- •8.1. Определение и классификация коррозионных процессов
- •8.2. Химическая коррозия
- •8.3. Электрохимическая коррозия
- •8.4. Возможность коррозии с водородной и кислородной деполяризацией
- •8.5. Защита металлов от коррозии
- •8.6. Решение типовых задач
- •8.7. Задачи для самостоятельного решения
- •Тема 9. Органические полимерные материалы
- •9.1. Классификация полимерных (высокомолекулярных) материалов
- •9.2. Строение полимеров
- •9.3. Кристаллическое и аморфное состояние полимеров
- •9.4. Методы получения полимеров
- •9.5. Применение полимеров
- •Тема 10. Химическая идентификация и анализ вещества
- •10.1. Химическая идентификация вещества
- •10.2. Количественный анализ. Химические методы анализа
- •10.3. Инструментальные методы анализа
- •Приложение
- •1. Важнейшие единицы си и их соотношение с единицами других систем
- •2. Приставки для дольных и кратных единиц си
- •3. Термодинамические характеристики некоторых веществ при 298 к
- •5. Энергия разрыва связи
- •6. Электроотрицательность элементов по Полингу
- •7. Стандартные окислительно-восстановительные потенциалы элементов
- •8. Таблица растворимости соединений
- •Обозначения: р – растворимый, м – малорастворимый, н – нерастворимый,
- •9. Константы диссоциации Кд слабых электролитов
- •10. Распределение электронов в атоме
- •Список литературы
5.7. Гидролиз солей
Соли, как правило, являются сильными электролитами и диссоциируют в водных растворах полностью. Например, соль общей формулы KtAn (Kt – однозарядный катион, An – однозарядный анион) диссоциирует по уравнению:
KtAn → Kt+ + An-
Однако в водных растворах всегда присутствуют, хотя и в очень малой концентрации, ионы Н+ и ОН-.
Н2О ↔ Н+ + ОН-.
Если катион способен образовывать слабое основание KtOH, то в какой-то степени в растворе пойдет реакция его образования. В результате установится равновесие:
Kt+ + OH- ↔ KtOH
При этом концентрация ОН-ионов уменьшится и, следовательно, увеличится концентрация ионов Н+.
В растворе одновременно идут все процессы, соответствующие приведенным уравнениям. Суммарное уравнение этих процессов:
Kt+ + Н2О ↔ KtOH + Н+
Аналогично, если анион соли An- способен образовывать слабую кислоту HAn, то в растворе идет реакция ее образования:
An- + Н2О ↔ HAn + ОН-
Реакция катиона или аниона соли с водой называется гидролизом. В результате гидролиза смещается ионное рвновесие воды, и в растворе этих солей появляется избыток ионов Н+ или ОН-. Равновесие реакции гидролиза обычно смещено в сторону образования очень слабого электролита – воды, т.е. в сторону обратного процесса. Соли, образованные сильными кислотами и основаниями гидролизу не подвергаются, например NaCl.
Типы гидролиза.
1. Гидролиз соли, образованной слабой кислотой и сильным основанием, например KNO2. Соль в растворе полностью диссоциирует на ионы:
KNO2 → K+ + NO2-
Вода, как уже отмечалось, является слабым электролитом:
Н2О ↔ Н+ + ОН-
Ионы водорода воды взаимодействуют с нитрит-ионами с образованием слабой азотистой кислоты:
KNO2 + Н2О ↔ КОН + НNO2
Или в ионной форме
NO2- + Н2О ↔ НNO2 + ОН-
Гидролизу подвергается анион соли, в молекулы слабого электролита связываются ионы Н+, а в растворе накапливаются свободные ионы ОН-. Реакция раствора щелочная, рН > 7.
Если соль образована многоосновной кислотой, гидролиз идет ступенчато:
Na2CO3 → 2Na+ + CO32-
Н2О ↔ Н+ + ОН-
I ступень Na2CO3 + Н2О ↔ NaHCO3 + NaOH
CO32- + Н2О ↔ HCO3- + ОН-
II ступень NaHCO3 + Н2О ↔ H2CO3 + NaOH
HCO3- + Н2О ↔ H2CO3 + ОН-
2. Гидролиз соли, образованной сильной кислотой и слабым основанием, например NH4Cl.
NH4Cl → NH4+ + Cl-
Н2О ↔ Н+ + ОН-
NH4Cl + Н2О ↔ NH4OH + HCl
NH4+ + Н2О ↔ NH4OH + Н+
В этом случае гидролизу подвергается катион соли, который связывает ионы ОН- в молекулы слабого электролита NH4OH. При этом в растворе накапливаются ионы Н+, среда раствора кислая, рН < 7. Если основание, образующее соль, многокислотное, гидролиз идет ступенчато:
SnCl2 → Sn2+ + 2Cl-
Н2О ↔ Н+ + ОН-
I ступень SnCl2 + Н2О ↔ SnOHCl + HCl
Sn2++ Н2О ↔ SnOH+ + Н+
II ступень SnOHCl + Н2О ↔ Sn(OH)2 + HCl
SnOH+ Н2О ↔ Sn(OH)2 + Н+
Практически гидролиз подобных солей протекает по I ступени и сопровождается образованием основных солей.
3. Гидролиз соли, образованной слабой кислотой и слабым основанием. В растворах этих солей гидролизуются и катион, и анион. Реакция раствора может быть нейтральной, слабокислой или слабощелочной в зависимости от силы кислоты и основания, образующих соль. Так, реакция раствора CH3COONH4 нейтральная, так как константы диссоциации NH4OH и CH3COOH практически равны.
CH3COONH4 + Н2О ↔ CH3COOH + NH4OH
CH3COO- + NH4+ + Н2О ↔ CH3COOH + NH4OH
Соли, образованные слабыми трехкислотными основаниями и слабыми летучими многоосновными кислотами, подвергаются полному гидролизу:
Fe2(CO3)2 + 3H2O = Fe(OH)3↓ + 3CO2↑
Гидролиз этих солей необратим, они не существуют в водных растворах и не могут быть получены реакциями обмена в водных растворах.
Константа гидролиза. Равновесие константы гидролиза катиона описывается согласно закону действующих масс уравнением:
является постоянной величиной, следовательно, уравнение для константы гидролиза принимает вид:
(4.1.)
Равновесие гидролиза является по сути дела суммарным результатом двух равновесий – равновесия диссоциации воды и диссоциации (ассоциации) слабого основания KtOH. Поэтому легко выразить через константы этих двух равновесий KВ и KKtOH. Действительно, умножив числитель и знаменатель левой части этого уравнения на [OH-], получим:
В левой части этого уравнения
, а
Отсюда следует:
(4.2.)
При гидролизе аниона имеет место равновесие, для которого справедливо уравнение:
Здесь KHan – константа диссоциации слабой кислоты.
Если у соли гидролизуется и катион, и анион, например:
Kt+ + An- + H2O ↔KtOH + Аan,
то равновесие гидролиза можно описать уравнением:
.
Умножая и числитель, и знаменатель левой части уравнения на [H+] и [OH-], получим:
Степень гидролиза. Процесс гидролиза часто характеризуют степенью гидролиза. Под степенью гидролиза h понимают отношение числа гидролизованных молекул к общему числу растворенных молекул:
.
Степень гидролиза выражается в процентах или долях и изменяется в пределах 0 или.
Число гидролизованных молекул и число растворенных молекул пропорциональны их концентрациям в растворе. Поэтому степень гидролиза можно выражать следующим образом. В случае гидролиза катиона:
.
Здесь [KtOH] – концентрация слабого основания, равная концентрации гидролизованной соли [KtAn].
В случае гидролиза аниона:
Здесь [HAn] – концентрация слабой кислоты, равная концентрации гидролизованной соли [KtAn].
Степень гидролиза легко рассчитать, если известна концентрация гидролизующейся соли СKtAn и . Найдем степень гидролиза соли KtAn, у которой гидролизуется катион, т.е. идет процесс:
Kt+ + Н2О ↔ KtOH + Н+
Это равновесие описывается уравнением
,
следовательно
Из уравнения гидролиза имеем:
Общая концентрация соли KtAn складывается из концентрации негидролизованных ионов [Kt+] и гидролизованных молекул [KtOH]:
Подставив значения [Kt+] и [KtOH] в выражения (1) и (2), получим:
; .
Если h << 1, то 1 – h → 1. Тогда
;
. (4.3.)
Из уравнения (4.3.) следует:
1.Степень гидролиза увеличивается при повышении температуры, так как при этом возрастает KВ.
2. Степень гидролиза тем больше, чем слабее основание, образующее соль.
3. Степень гидролиза увеличивается при разбавлении раствора соли.
Для солей, образованных одноосновными слабыми кислотами и однокислотными сильными основаниями, степень гидролиза рассчитывают аналогично:
.
Для солей, у которых гидролизуется и катион, и анион:
,
.
Тогда, если h << 1:
(4.4)
Из уравнения (4.4.) следует:
1. Степень гидролиза солей этого типа значительно больше, чем у рассмотренных выше.
2. Степень гидролиза солей, образованных слабыми одноосновными кислотами и слабыми однокислотными основаниями, не зависит от концентрации.
Взаимодействие растворов двух солей, взаимно усиливающих гидролиз друг друга. В растворах и, взятых порознь, устанавливаются равновесия:
и гидролиз обеих солей ограничивается практически этой первой стадией. Если смешать растворы этих солей, то ионы Н+ и ОН- взаимно нейтрализуют друг друга, а уход этих ионов из сферы реакции в виде малодиссоциированной воды смещает оба равновесия вправо и активизирует последующие ступени гидролиза:
что в конечном счете приводит к образованию основания и кислоты:
или в молекулярно-ионной форме
По этой схеме взаимного усиления гидролиза, приводящего к образованию основания и кислоты, взаимодействуют соли трехвалентного железа и хрома с карбонатами щелочных металлов, соли алюминия и хрома с сульфидом аммония, алюминаты с солями аммония, растворы которых имеют кислую реакцию, и некоторые другие.