- •Г.А. Тихановская, л.М. Воропай, в.В. Кочетова химия
- •Предисловие
- •Введение
- •Основные понятия и законы в химии
- •1.1. Основные химические понятия
- •1.2 Закон эквивалентов. Понятие эквивалент. Молярная масса эквивалента
- •1.3. Законы газового состояния. Определение молярных масс газообразных веществ
- •2. Строение атома и периодический закон д.И.Менделеева
- •2.1. Этапы на пути создания квантовой механики
- •2.2. Элементы квантово-механической теории атома
- •Характеристика квантовых чисел
- •3. Типы химической связи
- •3.1. Ковалентная связь. Метод валентных связей
- •Возможная геометрическая конфигурация молекул при Sp3 – гибридизации
- •3.2. Ионная связь
- •3.3. Металлическая связь
- •3.4. Водородная связь
- •3.5. Молекулярное взаимодействие
- •4. Общие закономерности протекания и типы химических реакций
- •4.1. Энергетика химических превращений
- •4.1.1. Термохимия. Закон Гесса
- •4.1.2. Энтропия
- •4.1.3. Энергия Гиббса и направленность химических процессов
- •4.2. Химическая кинетика
- •Стандартные теплоты (энтальпии) образования некоторых веществ
- •Стандартная энергия Гиббса образования некоторых веществ
- •Стандартные абсолютные энтропии некоторых веществ
- •4.2.1. Скорость химической реакции
- •4.2.2. Физические методы стимулирования химических превращений
- •4.2.3. Катализ
- •4.3. Химическое равновесие
- •4.3.1. Константа химического равновесия
- •4.3.2. Принцип Ле Шателье
- •5. Дисперсные системы
- •5.1. Способы выражения концентрации растворов
- •5.2. Свойства разбавленных растворов
- •5.3 Растворы электролитов
- •Степень диссоциации различных электролитов
- •5.4. Ионное произведение воды. Водородный показатель
- •5.5 Равновесие в гетерогенных системах, произведение растворимости
- •6. Гидролиз солей
- •Примеры сильных и слабых кислот и оснований
- •6.1. Произведение растворимости. Примеры решения задач
- •7. Жесткость воды
- •8. Окислительно-восстановительные процессы
- •8.1. Электродные потенциалы и электродвижущие силы
- •Стандартные электронные потенциалы(∆е0) некоторых металлов
- •8.2. Электролиз
- •8.3. Коррозия металлов
- •9. Кристаллическое состояние
- •9.1.Основные понятия
- •9.2 Симметрия кристаллов. Система кристаллов
- •9.3. Кристаллические решетки
- •10. Сплавы
- •10.1. Диаграммы состояния металлических систем
- •Библиографический список
- •Произведение растворимости малорастворимых веществ в воде при 25оС
- •Стандартные, окислительно – восстановительные потенциалы ( по отношению к потенциалу стандартного водородного электрода при t 25oC).
- •Термодинамические константы некоторых веществ
- •Оглавление
6. Гидролиз солей
Под гидролизом понимают реакции обменного взаимодействия вещества с водой. Гидролиз является частным случаем сольволиза – обменного разложения растворенного вещества и растворителя. Процесс гидролиза в большинстве случаев обратим. Он происходит только в тех случаях, когда из ионов соли может образоваться хотя бы одно слабо диссоциирующее или труднорастворимое вещество. Образование такого вещества сопровождается связыванием одного из ионов, на которые диссоциирует вода, при этой происходит смещение равновесия этого процесса в сторону его усиления и изменение рН раствора. Различают три случая гидролиза.
1. Гидролиз по катиону. Характерен для солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой (например, NН4Сl, Al(NO2)3, CuSO4 и др.). Рассмотрим гидролиз хлорида аммония NН4Сl. Анионы Сl, образующиеся при диссоциации NН4Сl= NН4 + + Сl-, не связывают ионов водорода, так как НС1 – сильная кислота. Катионы NН4+ связывают ионы ОН- с образованием слабо диссоциирующего основания NН4СН по уравнению NН4+ +НОН NН4ОН+Н+. При этом освобождаются ионы Н+, обеспечивающие кислую реакцию среды (рН<7).
Молекулярное уравнение гидролиза записывается в виде
NН4Сl+Н2ОNН4ОН+НСl.
Самым слабым электролитом в рассматриваемой системе является вода, поэтому равновесие смещено влево и гидролиз до конца не идет.
2. Гидролиз по аниону. Характерен для солей, образованных сильным основанием и слабой кислотой (например, КCN, СН3СООNа, Na2CO3, K2S и др.).
Рассмотрим гидролиз ацетата натрия СН3СООNа. Рассуждая аналогично первому случаю, приходим к выводу, что в данной соли гидролизуется анион СН3СОО- по уравнению:
СН3СОО- + НОН СН3СООН + ОН-
Реакция среды щелочная (рН> 7).
Молекулярное уравнение реакции записывается следующим образом:
СН3СООNa + Н2ОСН3СООН + NaОН.
3. Гидролиз по аниону и катиону. Характерен для солей, образованных слабым основанием и слабой кислотой.
Например, при гидролизе ацетата аммония NH4CH3COO и катион, и анион участвуют в процессе, образуя слабо диссоциирующие основание и кислоту:
NH4+ +CH3COO- + НОНNH4ОН + CH3COOН.
В этом случае реакция среды определяется относительной силой (константой диссоциации) образующихся основания и кислоты. Если основание и кислота одинаковы по силе, то константы диссоциации их равны и рН=7; если кислота сильнее основания, т.е. константа ассоциации кислоты больше константы диссоциации основания, то реакция среды слабокислая, и наоборот.
В зависимости от основности слабой кислоты, образующей соль, и кислотности слабого основания различают две формы гидролиза: простейший и ступенчатый.
Простейший гидролиз. Характерен для солей, образованных одноосновной слабой кислотой и (или) слабым многокислотным основанием (NH4CN, NH4Cl, NaCl, CH3COONa, KNO2 и др.).
Ступенчатый гидролиз. Характерен для солей, образованных слабой многоосновной кислотой и (или) слабым многокислотным основанием (Na2CO3, K2S, (NH4)2, FeCL3, CuSO4, CuCL2 и др.).
Гидролиз по катиону. Рассмотрим гидролиз FеС13. Катионы Fе3+, образующиеся при диссоциации молекул соли FеСl3=Fe3+ + 3Cl-, связывают ионы ОН- с образованием слабодиссоциирующих частиц, причем присоединение гидроксильных групп происходит постепенно, по ступеням:
1 ступень: Fе3+ + НОН FеОН2+ + Н+
2 ступень: FeOH2+ + HOHFe(OH)2+ + H+
3 ступень: практически не протекает.
Накапливающиеся в системе ионы Н+ обеспечивают кислую реакцию среды и сильно смещают процесс диссоциации воды Н2О ↔ Н+ + ОН- влево, что приводит к ослаблению гидролиза на ступени 2, а по ступени 3 гидролиз практически не идет.
Таким образом, гидролиз солей, образованных слабым многокислотным основанием и сильной кислотой, протекает ступенчато с образованием основных солей. Молекулярные уравнения:
1 ступень: FeCl3 + H2OFeOH2+ + H+
2 ступень:FeOHCl2+ H2OFe(OH)2Cl + HCl
3 ступень: практически не идет.
Гидролиз по аниону. Рассмотрим гидролиз соли Na2S. Анионы S2-, образующиеся при диссоциации соли Na2S2Na+ + S2-, связывают ионы Н+ с образованием слабо диссоциирующих частиц. Присоединение Н+ происходит постепенно:
1 ступень: S2- + НОН HS- + OH-
2 ступень: HS- + HOHH2S + OH-
Накапливающиеся в системе ионы OH- обеспечивают щелочную реакцию среды и ослабляют течение гидролиза по ступени 2.
Таким образом, гидролиз солей, образованных сильным основанием и слабой многоосновной кислотой, протекает ступенчато с образованием кислых солей. Молекулярное уравнение:
1 ступень: Na2S + H2ONaHS + NaOH
2 ступень: практически не идет.
Полный необратимый гидролиз. Некоторые соли, образованные очень слабым основанием и слабой летучей кислотой (Cr2S3, Cr2(CO3)3, Fe2(CO3)3, Al2(CO3)3 и др.), подвергаются полному необратимому гидролизу. При этом образуется слабо диссоциирующие основание и кислота. Оба продукта уходят из сферы реакции в виде осадков и газов. Аналогично гидролизируются смеси солей, одна из которых образована очень слабым основанием и сильной кислотой, а другая – сильным основанием и слабой летучей кислотой (Na2S+CrCl3 , Na2CO3 + Al2(SO4)3 и т.п.). Например:
2AlCl3 + 2Na2S + 6H2O = 2Al(CO)3↓+ 3H2S↑ + 6NaCl
Количественными характеристиками процесса гидролиза служат степень и константа гидролиза.
Таблица 5