рефераты конспекты курсовые дипломные лекции шпоры

Раздел Химия
/
Гидролиз солей

Реферат Курсовая Конспект

Выберите учебное заведение

Гидролиз солей

Гидролиз солей - раздел Химия, ОСНОВЫ НЕОРГАНИЧЕСКОЙ ХИМИИ Химическое Обменное Взаимодействие Ионов Растворен-Ной Соли С Водой, Приводящ...

Химическое обменное взаимодействие ионов растворен-ной соли с водой, приводящее к образованию слабодисcоци-ирующих продуктов (молекул слабых кислот или оснований, анионов кислых или катионов основных солей) и сопровождающееся изменением рН среды, называется гидролизом.

Гидролизу не подвергаются соли, образованные сильными кислотами и основаниями, например КС1. Гидролиз соли, образованной слабой кислотой и сильным основанием, например CH₃COONa. Соль в растворе полностью диссоциирует на ионы:

CH₃COONa → СН₃СОО^–+ Na⁺

Вода, как уже указывалось, является слабым электролитом:

Н₂О ↔ Н⁺ + ОН^–

Ионы водорода воды взаимодействуют с ацетат-ионами с образованием слабой уксусной кислоты

СН₃СОО^–+ Н⁺↔ СН₃СООН

Таким образом, гидролиз в ионной форме можно представит уравнением

СН₃СОО ^–+ Н₂О ↔ СН₃СООН + ОН ^–

Как видно, в результате гидролиза появилось некоторое избыточное количество гидроксид-ионов, а реакция среды стала основной, следовательно, при гидролизе соли, образованной сильным основанием и слабой кислотой, происходит увеличение рН системы, т. е. среда становится основной (происходит подщелачивание раствора).

Показателем глубины протекания гидролиза является степень гидролиза β, представляющая собой отношение концентрации гидролизованных молекул с_гидр к исходной концентрации растворенных молекул электролита:

β = с_гидр/с

Принимая для упрощения, что в разбавленных растворах активность ионов мало отличается от их концентрации с_иона = а_иона, запишем константу равновесия реакции гидролиза:

или в общем виде для реакции гидролиза аниона слабой кислоты

А^- + Н₂О ↔НА + ОН^–

Так как концентрация воды при гидролизе изменяется очень мало, то принимаем ее постоянной и, умножая на константу равновесия, получим константу гидролиза Кr:

Умножая числитель и знаменатель на равновесную концентрацию ионов водорода, получаем

Как указывалось ранее, [OH^–][ Н⁺] ≈ К_В, а отношение - [Н⁺][А^-] / [НА]

является константой диссоциации К_Д слабой кислоты НА. Таким образом, константа гидролиза равна отношению ионного произведения воды и константы диссоциации слабого электролита:

Кr = К_В / К_Д

Если выразить концентрацию ионов и молекул при установлении равновесия

СН₃СОО^–+ Н₂О ↔ СН₃СООН + ОН^–

через степень гидролиза β и исходную концентрацию иона с, то получаем, что

[СН₃СООН] = [ОН^–] = βс, а [СН₃СОО^–] = (1 - β)с

Подставив эти значения в уравнение

получим:

Кr = К_В/К_Д = β²с / ( 1 - β).

Если β << 1,то

Кr = β²с

Отсюда следует, что

Как видно, степень гидролиза возрастает с уменьшением концентрации гидролизующегося иона. По уравнению Кr = β²с можно найти равновесную концентрацию гидроксид-иона:

[ОН^-] = βс =

и рОН = -lg[OH^-] = -lg = - lg

Отсюда легко вычисляется рН раствора соли

рН = рК_В- рОН = рК_В-lg

Если гидролизу подвергается многоосновной анион, то гидролиз протекает по стадиям:

СО₃^2- + Н₂О↔НСО₃^– +ОН^–

НСО₃^– + Н₂О ↔ Н₂СО₃ + ОН^–

Константа гидролиза по первой ступени значительно выше, чем константа гидролиза по последней ступени. Например, для гидролиза СО₃^{2 –}, при 298 К

Кr₁ = 2∙10^{– 4}; Кr₂ = 2,2-10^{– 8}

Поэтому, при расчете концентраций ионов [ОН^–] или [Н⁺], второй и третьей ступенью гидролиза обычно пренебрегают. Анализ уравнений гидролиза показывает, что в уравнении Кr = К_В / К_Д для расчета константы гидролиза по первой ступени входит константа диссоциации слабого электролита по последней ступени. Например, константа гидролиза иона СО₃^2-по первой ступени

СО₃^{2 -} + Н₂О↔ НСО₃^–+ ОН^–

Равна

а константа гидролиза иона РО₄^{3 –}по первой ступени

РО₄^{3 –}+ Н₂О↔НРО₄^{2 –} + ОН^-

равна

Гидролиз солей, образованных сильной кислотой и слабым основанием, напримерNH₄C1. В растворе соль NH₄Cl диссоциирована

NH₄C1 → NH₄⁺ + С1^–

Гидролизу подвергается ион слабого основания NH₄⁺

NH₄⁺ + Н₂О↔NH₄OH + H⁺

Как видно, в результате гидролиза соли появляется некоторое избыточное количество ионов водорода, т. е. среда подкисляется. Таким образом, гидролиз соли, образованной сильной кислотой и слабым основанием, приводит к подкислению раствора.

Степень гидролиза и константа гидролиза в данном случае описываются теми же уравнениями, но лишь с включением константы диссоциации слабого основания.

Равновесную концентрацию ионов водорода можно вычислить из уравнения:

[Н⁺] = βс =

Соответственно водородный показатель среды рассчитывается по уравнению:

РН = -1g[Н⁺] = - 1g= -1g

Гидролиз соли, образованной слабым основанием и слабой кислотой, напримерNH₄F

NH₄F → NH₄⁺ + f^-

NH₄⁺ + H₂O↔NH₄OH + H⁺

F^- + Н₂О↔ HF + OH^–

Как видно, в результате гидролиза образуются как ионы водорода, так и ионы гидроксида. Константа гидролиза зависит от константы диссоциации как слабого основания К_Д,О, так и слабой кислоты К_Д,К

Степень гидролиза и концентрация ионов водорода в этом случае не зависят от исходной концентрации соли:

[H⁺] =

рН=

Как видно, в зависимости от соотношения рК_Д,К и рК_Д,О среда может иметь как кислую, так и основную реакцию.

Гидролиз играет важную роль в природных и технологических процессах. Например, расщепление пищи в желудочно-кишечном тракте идет по реакции гидролиза ее компонентов. Энергия в организмах в основном переносится с помощью аденозинтрифосфата (АТФ), гидролиз которого характеризуется отрицательным значением энергии Гиббса (-30,5 кДж/моль).

Гидролиз используется в технике при получении ценных продуктов из древесины, жиров и других веществ.

Пример 1. Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза солей: a) KCN; б) Na₂CO₃; в) ZnSO₄. Определите реакцию среды растворов этих солей.

Решение, а) Цианид калия KCN — соль слабой одноосновной кислоты (см. табл. 9) HCN и сильного основания КОН. При растворении в воде молекулы KCN полностью диссоциируют на катионы K⁺ и анионы CN^-. Катионы K⁺ не могут связывать ионы ОН^- воды, так как КОН — сильный электролит. Анионы же CN^- связывают ионы H⁺ воды, образуя молекулы слабого элекролита HCN. Соль гидролизуется по аниону. Ионно-молекулярное уравнение гидролиза:

CN^–+ H₂O ↔ HCN + OH^–

или в молекулярной форме

KCN + H₂O↔ HCN + KOH

В результате гидролиза в растворе появляется некоторый избыток ионов ОН^-, поэтому раствор KCN имеет щелочную реакцию( рН > 7).

б) Карбонат натрия Na₂CO₃ — соль слабой многоосновной кислоты и сильного основания. В этом случае анионы соли CO₃^2-, связывая водородные ионы воды, образуют анионы кислой соли НСО₃^-, а не молекулы Н₂СО₃, так как ионы НСО^-₃диссоциируют гораздо труднее, чем молекулы Н₂СО₃. В обычных условиях гидролиз идет по первой ступени. Соль гидролизуется по аниону. Ионно-молекулярное уравнение гидролиза

CO₃^2– + H₂O↔ HCO₃^–+ OH^–

или в молекулярной форме

NA₂CO₃+ H₂O↔ NaHCO₃^–+ NaOH

Развернуть

Открыть в широком формате

– Конец работы –

Эта тема принадлежит разделу:

ОСНОВЫ НЕОРГАНИЧЕСКОЙ ХИМИИ

ОСНОВЫ... НЕОРГАНИЧЕСКОЙ ХИМИИ...

Если Вам нужно дополнительный материал на эту тему, или Вы не нашли то, что искали, рекомендуем воспользоваться поиском по нашей базе работ: Гидролиз солей

Что будем делать с полученным материалом:

Если этот материал оказался полезным ля Вас, Вы можете сохранить его на свою страничку в социальных сетях:

Все темы данного раздела:

Основные законы и понятия химии
Раздел химии, рассматривающий количественный состав веществ и количественные соотношения (массовые, объемные) между реагирующими веществами, называется стехиометрией. В соответствии с этим,

Химическая символика
Современные символы химических элементов были введены в 1813 г. Берцелиусом. Элементы обозначаются начальными буквами их латинских названий. Например, кислород (Oxygenium) обозначается буквой О, се

Латинские корни некоторых элементов
Порядковый номер в таблице периодической системы Символ Русское название Латинский корень

Групповые названия элементов
Название группы элементов Элементы группы Благородные газы He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn Галогены

Названия наиболее часто употребляемых кислот и кислотных остатков
Формулы кислоты Название кислоты Формула кислотного остатка Название кислотного остатка Кислородные кислоты

Получение кислот
1 . Взаимодействие кислотных оксидов (большинства) с водой: SO3 + Н2О=H2SO4; N2O5 + Н2

Номенклатура неорганических соединений (по правилам ИЮПАК)
ИЮПАК – международный союз теоретической и прикладной химии. Правила ИЮПАК 1970 г. являются международной моделью, по которой создаются номенклатурные правила для химических соединений на языке соо

Первые модели атома
В 1897 г. Дж. Томсон (Англия) открыл электрон, а в 1909г. Р. Малликен определил его заряд, который равен 1,6 · 10-19 Кл. Масса электрона составляет 9,11 · 10-28 г. В

Атомные спектры
При нагреве вещество испускает лучи (излучение). Если излучение имеет одну длину волны, то оно называется монохроматическим. В большинстве же случаев излучение характеризуется неско

Кванты и модель Бора
В 1900 г. М. Планк (Германия) высказал предположение, что вещества поглощают и испускают энергию дискретными порциями, названными им квантами. Энергия кванта Е пропорциональна частоте излучения (ко

Двойственная природа электрона
В 1905 г. А. Эйнштейн предсказал, что любое излучение представляет собой поток квантов энергии, называемых фотонами. Из теории Эйнштейна следует, что свет имеет двойственную (корпускулярно-волновую

Энергетические подуровни
Орбитальное квантовое число l Форма электронного облака в подуровне Изменение энергии элект-ронов в преде-лах уровня

Значения квантовых чисел и максимальное число электронов на квантовых уровнях и подуровнях
Квантовый Магнитное квантовое число ml Число кванто-вых состояний (орбиталей) Максимальное число электронов

Изотопы водорода
Изотоп Заряд ядра (порядковый номер) Число элект-ронов Атомная масса Число нейтронов N=A-Z Протий

Периодическая система элементов Д.И. Менделеева и электронная структура атомов
Рассмотрим связь между положением элемента в периодической системе и электронным строением его атомов. У каждого последующего элемента периодической системы на один электрон больше, чем у предыдущ

Электронные конфигурации элементов первых двух периодов
Атом-ный номер Элемент Электрон-ные кон-фигурации Атом-ный номер Элемент Электрон-ные кон-фигурации

Электронные конфигурации элементов
Пе-риод Поряд-ковый номер Эле-мент Элект-ронная конфи-гурация Пе-риод Поряд-ковый номер Эле-мент

Периодические свойства элементов
Так как электронное строение элементов изменяется периодически, то соответственно периодически изменяются и свойства элементов, определяемые их электронным строением, такие как энергия ионизации,

Электроотрицательность элементов по Полингу
Н 2,1 &

Степени окисления мышьяка, селена, брома
Элемент Степень окисления Соединения высшая низшая

Сокращенные и полные уравнения ядерных реакций
Сокращенные уравнения Полные уравнения 27Al(p,

Определение химической связи
Свойства веществ зависят от их состава, строения, от типа химической связи между атомами в веществе. Химическая связь имеет электрическую природу. Под химической связью понимают вид

Ионная связь
При образовании любой молекулы, атомы этой молекулы «связываются» друг с другом. Причина образования молекул состоит в том, что между атомами в молекуле действуют электростатические силы. Образова

Ковалентная связь
Химическая связь, осуществляемая за счет перекрывания электронных облаков взаимодействующих атомов, называется ковалентной связью. 4.3.1. Неполярная ковале

Метод валентных связей (МВС, ВС)
Для глубокого понимания сущности ковалентной связи, характера распределения электронной плотности в молекуле, принципов построения молекул простых и сложных веществ необходим метод валентных связей

Метод молекулярных орбиталей (ММО, МО)
Хронологически метод МО появился позже метода ВС, поскольку оставались в теории ковалентной связи вопросы, которые не могли получить объяснение методом ВС. Укажем некоторые из них. Как

Основные положения ММО, МО.
1. В молекуле все электроны являются общими. Сама молекула — это единое целое, совокупность ядер и электронов. 2. В молекуле каждому электрону соответствует молекулярная орбиталь, подобно

Гибридизация орбиталей и пространственная конфигурация молекул
Тип молекулы Исходные орбитали атома А Тип гибридизации Число гиб-ридных ор-биталей атома А Пр

Металлическая связь
Само название говорит, что речь пойдет о внутренней структуре металлов. Атомы большинства металлов на внешнем энергетическом уровне содержат небольшое число электронов. Так, по одному электрону со

Водородная связь
Водородная связь — это своеобразная химическая связь. Она возникает между молекулами, в состав которых входит водород и сильно электроотрицательный элемент. Такими элементами являются фтор, кислор

Взаимодействия между молекулами
При сближении молекул появляется притяжение, что обусловливает возникновение конденсированного состояния вещества. К основным видам взаимодействия молекул следует отнести вандерваальсовы силы, во

Вклад отдельных составляющих в энергию межмолекулярного взаимодействия
Ве-щест-во Элект-ричес-кий момент диполя, D Поля-ризуе-мость, м3∙1030 Энергия взаимодействия, кДж/м

Общие понятия
При протекании химических реакций изменяется энергетическое состояние системы, в которой идет эта реакция. Состояние системы характеризуется термодинами-ческими параметрами (р, Т, с и др.)

Внутренняя энергия. Первый закон термодинамики
При химических реакциях происходят глубокие качественные изменения в системе, рвутся связи в исходных веществах и возникают новые связи в конечных продуктах. Эти изменения сопровождаются поглощение

Энтальпия системы. Тепловые эффекты химических реакций
Теплота Q и работа A функциями состояния не являются, ибо они служат формами передачи энергии и связаны с процессом, а не с состоянием системы. При химических реакциях А — это работа против внешнег

Термохимические расчеты
Термохимические расчеты основаны на законе Гесса, позволяющее рассчитать энтальпию химической реакции: тепловой эффект реакции зависит только от природы и физического состояния исходных веществ

Стандартные теплоты (энтальпии) образования
некоторых веществ Вещест-во

Химическое сродство. Энтропия химических реакций. Энергия Гиббса
Самопроизвольно могут протекать реакции, сопровождающиеся не только выделением, но и поглощением теплоты. Реакция, идущая при данной температуре с выделением теплоты, при другой температу

Второй и третий законы термодинамики
Для систем, которые не обмениваются с окружающей средой ни энергией, ни веществом (изолированные системы), второй закон термодинамики имеет следующую формулировку: в изолированных системах само

Понятие о скорости химических реакций
Скоростью химической реакции называется число элементарных актов реакции, происходящих в единицу времени в единице объема (в случае гомогенных реакций) или на единице поверхности раздела фаз (в

Зависимость скорости реакции от концентрации реагентов
Чтобы атом и молекулы смогли вступить в реакцию, необходимо их столкновение друг с другом, так как силы химического взаимодействия действуют только на очень малом расстоянии. Чем больше молекул реа

Влияние температуры на скорость реакции
Зависимость скорости реакции от температуры определя-ется правилом Вант-Гоффа, согласно которому при повыше-нии температуры на каждые 10 градусов скорость большин-ства реакций увеличивается в 2-

Энергия активации
Быстрое изменение скорости реакции с изменением температуры объясняет теория активации. Почему нагревание вызывает столь значительное ускорение химических превращений? Для ответа на этот вопрос нуж

Понятие о катализе и катализаторах
Катализом называется изменение скорости химических реакций в присутствии веществ – катализаторов. Катализаторы – это вещества, изменяющие скорость реакции за счет участия в промежуточном хим

Химическое равновесие. Принцип Ле Шателье
Реакции, которые протекают в одном направлении и идут до конца, называются необратимыми. Их не так много. Большинство реакций являются обратимыми, т.е. они протекают в противоположных направ

Способы выражения концентрации растворов
Концентрацией раствора называется содержание растворенного вещества в определенной массе или известном объеме раствора или растворителя. Различают массовую, молярную (мольно-объемную), мо

Коллигативные свойства растворов
Коллигативными являются свойства растворов, которые зависят от концентрации и практически не зависят от природы растворенных веществ. Они также называются общими (коллективными). Т

Растворы электролитов
Примерами растворов электролитов могут служить растворы щелочей, солей и неорганических кислот в воде, растворы ряда солей и жидком аммиаке и некоторых органических растворителях, например ацетонит

В растворах при 298 К
Концентрация, моль/1000г Н2О Коэффициент активности для электролитов NaCl KCl NaOH KOH

Константы и степени диссоциации некоторых слабых электролитов
Электролиты Формула Численные значе-ния констант диссоциации Степень диссо-циации в 0,1 н. растворе, % Азотистая кислот

Процессы
Окислительно-восстановительными называют реакции, сопровождающиеся изменением степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ[2].

Валентности и степени окисления атомов в некоторых соединениях
Моле-кула Ион-ность связи, % Атом Кова-лент-ность Электро-валент-ность Валент-ность: v = ve

Окислительно-восстановительные реакции
Рассмотрим основные положения теории окислительно-восстановительных реакций. 1. Окислением называют процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом. Степень окисления при этом

Важнейшие восстановители и окислители
Восстановители Окислители Металлы, водород, уголь Оксид углерода (II) СО Сероводород H2S, сульфид натрия Na2S, оксид се

Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций
Для составления уравнений окислительно-восстанови-тельных реакций и определения коэффициентов применяют два метода: метод электронного баланса и ионно-электронный метод (метод полуреакций).

Определение комплексных соединений
Такие соединения, как оксиды, кислоты, основания, соли образованы из атомов в результате возникновения между ними химической связи. Это соединения обычные, или соединения первого по

Лиганды
К числу лигандов относятся простые анионы, такие как F-, СI-, Вr-, I-, S2-, сложные анионы, например CN– , NCS – , NO

Номенклатура комплексных соединений
Название комплексного катиона записывается одним словом, начинающимся с названия отрицательного лиганда с прибавлением буквы «о», затем приводятся нейтральные молекулы и центральный атом с указани

Диссоциация комплексных соединений
Комплексные соединения — неэлектролиты в водных растворах диссоциации не подвергаются. У них отсутствует внешняя сфера комплекса, например: [Zn(NH3)2Cl2], [Co(NH

Константы устойчивости комплексов
Для характеристики устойчивости (прочности) комплексного иона применяют также величину, обратную константе нестойкости. Ее называют константой устойчивости (КУСТ)

Роль комплексных соединений
Комплексные соединения широко распространены в природе. В состав многих растений и живых организмов входят соединения с макроциклическими лигандами. В упрощенном виде тетрадентантный макроцикл пор