- •Министерство образования и науки Российской Федерации
- •Введение
- •Общие методические указания
- •1. Основные понятия и законы химии
- •Задачи к главе 1
- •2. Состав и строение атома. Химическая связь.
- •2.1 Состав атома
- •2.2. Строение электронных оболочек
- •Пример 3.Какие значения квантовых чисел n, l, ml, ms имеют валентные электроны атома ? Напишите электронную формулу элемента.
- •2.3. Геометрические и энергетические характеристики атомов
- •2.4. Химическая связь.
- •Задачи к главе 2
- •3. Химическая термодинамика
- •3.1. Термохимия
- •3.2. Химическое сродство
- •Задачи к главе 3
- •4. Химическая кинетика и равновесие
- •4.1. Химическая кинетика
- •4.2. Химическое равновесие
- •Задачи к главе 4
- •5. Растворы. Способы выражения состава
- •Задачи к главе 5
- •6. Свойства растворов неэлектролитов
- •Задачи к главе 6
- •7. Свойства растворов электролитов
- •7.1. Электролитическая диссоциация
- •7.2. Произведение растворимости
- •Задачи к главе 7
- •8. Ионное произведение воды. Водородный показатель.
- •Задачи к главе 8
- •9. Ионообменные реакции. Гидролиз солей
- •Задачи к главе 9
- •10. Комплексные соединения
- •Задачи к главе 10
- •11. Окислительно-восстановительные реакции
- •Задачи к главе 11
- •12. Электрохимические явления
- •12.1. Гальванический элемент
- •12.2. Электролиз
- •Задачи к главе 12
- •2 Уровень
- •Приложения
- •Относительная электроотрицательность элементов
- •Термодинамические свойства простых веществ и соединений
- •Произведения растворимости труднорастворимых веществ
- •Термодинамические свойства ионов в водных растворах
- •Стандартные электродные потенциалы в водных растворах
- •Названия некоторых кислот и их кислотных остатков
9. Ионообменные реакции. Гидролиз солей
При взаимодействии растворов электролитов реакции происходят между ионами растворенных веществ. Химический процесс можно записать в молекулярной и ионно-молекулярной формах. Однако ионная форма отражает его точнее. При составлении ионных уравнений реакций вещества малодиссоциированные, малорастворимые (выпадающие в осадок) и газообразные изображаются в виде молекул.
Пример 1. Записать в молекулярной и ионно-молекулярной формах уравнения реакций между следующими веществами: H2SO4и BaCl2; Na2СО3и НCl.
Решение:
H2SO4+ BaCl2= Ва SO4↓+ 2 НCl – молекулярное уравнение,
2Н ++ SO4 2-_+ Ва2++ 2Cl-= ВаSO4↓ + 2Н++ 2Cl- – полное ионно-молекулярное уравнение;
Ва2++ SO4 2-= ВаSO4↓ – сокращенное ионно-молекулярное уравнение.
Сокращенное ионно-молекулярное уравнение показывает, что в реакции участвуют только ионы Ва2+и SO4 2-.
2) Na2СО3+ 2НCl = 2NaCl + Н2О + СО2↑ 2 Na++ СО3 2-_+ 2Н++ 2Cl-= 2 Na ++ 2Cl-+ Н2О + СО2↑
СО3 2-_+ 2Н+= Н2О + СО2↑
Гидролизом называется взаимодействие солей и воды с образованием слабодиссоциирующих веществ, одновременно сопровождающееся смещением ионного равновесия воды. Отсюда следует, что не всякое взаимодействие соли с водой является гидролизом, а следовательно, не все соли гидролизу подвергаются.
Гидролизу подвергаются соли, образованные катионом сильного основания и анионом слабой кислоты (Na2CO3,CH3COOK), катионом слабого основания и анионом сильной кислоты (ZnCl2,Al2(SO4)3), катионом слабого основания и анионом слабой кислоты (CH3COONH4, Al2S3).
Соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой, гидролизу не подвергаются.
При анализе состава солей нужно помнить, что:
1. К сильнымоснованиямотносятся:LiOH,KOH,NaOH,CsOH,RbOH,Ca(OH)2,Ba(OH)2, Sr(OH)2,Rа(OH)2. 2. К сильнымкислотамотносятся:H2SO4,H2SеO4,HNO3,HClO4,HBr,HI,HCl. |
3. Слабые основанияобразуют катионы всех остальных металлов и NH4+. 4. К слабым кислотамотносятся:H2SO3,HNO2,HClO,HF,H3PO3,H2CO3,H2S,H2SiO3,CH3COOHи др. |
Соли, образованные многокислотными основаниями или многоосновными кислотами, подвергаются ступенчатому гидролизу. Более легко протекает первая ступень гидролиза, и на ней, как правило, при обычных условиях гидролиз солей завершается. Скорость гидролиза зависит от растворимости солей, оснований и кислот, поэтому необходимо учитывать этот фактор (прил. 7).
Гидролизу подвергается не все количество находящейся в растворе соли, а только часть ее. Иначе говоря, в растворе устанавливается равновесие между солью и образующими ее кислотой и основанием. Доля вещества, подвергающаяся гидролизу, - степень гидролиза, - зависит от константы этого равновесия, а также от температуры и концентрации соли.
Запишем уравнение гидролиза в общем виде. Пусть НА – кислота, МОН – основание, МА – образованная ими соль. Тогда уравнение гидролиза будет иметь вид:
МА + Н2О ↔НА + МОН
Этому равновесию отвечает константа
.
Концентрация воды в разбавленных растворах представляет собой практически постоянную величину. Обозначая К·[ Н2О] =Кг, получим
.
Величина Кгназываетсяконстантой гидролизасоли. Ее значение характеризует способность данной соли подвергаться гидролизу; чем больше Кг, тем в большей степени (при одинаковых температуре и концентрации соли) протекает гидролиз. Для соли, образованной катионом сильного основания и анионом слабой кислоты, константа гидролиза связана с константой диссоциации кислоты Ккислзависимостью:
.
Это уравнение показывает, что Кгтем больше, чем меньше Ккисл. Иными словами, чем слабее кислота, тем в большей степени подвергаются гидролизу ее соли.
Для солей, образованных катионом слабого основания и анионом сильной кислоты, аналогичное выражение связывает константу гидролиза с константой диссоциации основания Косн:
.
Поэтому, чем слабее основание, тем в большей степени подвергаются гидролизу образованные им соли.
Степень гидролиза определяется природой соли, ее концентрацией и температурой. Природа соли проявляется в величине константы гидролиза.
Зависимость степени гидролиза (h) от концентрации выражается через закон разбавления:
,
то есть с разбавлением раствора степень гидролиза увеличивается.
Влияние температуры на степень гидролиза вытекает из принципа Ле-Шателье. Все реакции нейтрализации протекают с выделением теплоты, а гидролиз с поглощением теплоты. Поскольку выход эндотермических реакций с ростом температуры увеличивается, то и степень гидролиза растет с повышением температуры.
Пример 1. Составить молекулярное и ионное уравнение гидролиза соли карбоната натрия.
Решение. СольNa2СO3 образована сильным основанием (NaOH) и слабой кислотой (H2СO3), таким образом, гидролиз соли будет протекать по аниону. Так как ион СO32- содержит 2 заряда, то гидролиз возможен в 2 ступени: первая ступень протекает в обычных условиях, вторая – при нагревании или разбавлении. Рассмотрим гидролиз по первой ступени:
Сокращенное ионное уравнение гидролиза:
полное ионное уравнение гидролиза:
молекулярное уравнение:
Так как в растворе накапливаются гидроксид-ионы, то среда щелочная, т.е. рН>7.
Пример 2.Составить молекулярное и ионное уравнение гидролиза соли хлорида алюминия.
Решение. Гидролиз солей, образованных слабым основанием (Al(OH)3) и сильной кислотой (HCl) протекает по катиону:
В обычных условиях гидролиз протекает по первой ступени, незначительно – по второй. Третья ступень практически не протекает, однако разбавление или нагревание усиливают гидролиз.
Первая ступень:
Так как в растворе накапливаются ионы водорода, то среда кислая, т.е. рН<7.
Пример 3.Составить молекулярное и ионное уравнение гидролиза соли, образованной слабым основанием и слабой кислотой.
Решение. Гидролиз солей, образованных слабым основанием и слабой кислотой, протекает полностью и с достаточно большой скоростью, например:
Al2 (CO3)3+3Н2О=2Al(OH)3+3CO2 .
Подобный процесс наблюдается при смешивании растворов Na2CO3 иAlCl3, в которых соответственно имеются избыток ионов ОН-и Н+: