BIĻETE Nr.23

1. Kurš no šiem sāļiem tiek hidrolizēts:CuCl 2 , Na 2 SO 4 , Sa(NOz) 2? Aprēķiniet šķīduma pH, ja šī sāls koncentrācija ir 0,5 mol/l un bāzes disociācijas konstante irKb2= 2.19 * .

Risinājums:

Nātrija sulfāts Na 2 SO 4 un kalcija nitrāts Ca (NO3) 2 ir stipru bāzu un stipru skābju sāļi, tāpēc tie nav pakļauti hidrolīzei.

Vara hlorīds tiks hidrolizēts (2)CuCl 2 – vājas bāzes (Cu(OH) 2) un stipras skābes (HCl) sāls. Notiek hidrolīze ar katjonu, galvenokārt I posmā. Vide ir skāba.

Vara hlorīda disociācija (2):

CuCl 2 = Cu 2+ + 2Cl -

Vara hlorīda hidrolīze pirmajā posmā:

Cu 2+ + H 2 O ↔ CuOH + + H +

CuCl 2 + H 2 O ↔ Cu(OH)Cl + HCl

= √ (K g *s)

Sāļiem, kas hidrolizē katjonā, hidrolīzes konstante K g ir vienāda ar:

K g = K w /K b, kur K w = 10 -14 ir ūdens jonu produkts, K b ir bāzes disociācijas konstante.

Jo vara hlorīda (2) hidrolīze pārsvarā notiek pirmajā posmā, tad aprēķiniem mēs izmantojam hidrolīzes konstanti pirmajā posmā, kas ir vienāda ar: K g (1) = K w / K b (2)

Tātad šī šķīduma pH ir:

pH =- log = - log√(K g(1) *s) = - log√(K w *s/K b (2)) = - log√(10 -14 *0,5/2,19*10 - 7) = 3,82

2. Nosaka pH 0,1 M fluorūdeņražskābes šķīdumam (HF), kuras disociācijas konstante ir Ka = 6,67* .

Risinājums:

Fluorūdeņražskābe ir vājš elektrolīts. Vājām skābēm ūdeņraža jonu koncentrāciju šķīdumā aprēķina pēc formulas:

[ H + ] = √( K A * c M ) = √ (6,67 * 10 -4 * 0,1) = 8,17 * 10 -3 (mol/l)

pH = -lg= - log 8,17*10 -3 = 2,09

3. Kurā virzienā mainīsies reakcijas 2CO + līdzsvars?O 2 <=>2CO 2 a) pieaugot temperatūrai (∆Н<0); б) при увеличении общего давления в системе?

Risinājums:

Saskaņā ar Le Šateljē principu, ja uz sistēmu, kas atrodas līdzsvarā, tiek iedarbināta kāda ārēja ietekme, tad tas veicina to, ka jebkura no divām pretējām reakcijām šo ietekmi samazina.

A) Temperatūrai paaugstinoties, līdzsvars mainās virzienā uz endotermisku reakciju, kas notiek ar siltuma absorbciju, t.i. pa kreisi: tiešā reakcija ir eksotermiska, reversā reakcija ir endotermiska;

B) Kad kopējais spiediens sistēmā palielinās, līdzsvars mainās apjoma samazināšanās virzienā, t.i. pa labi(tā kā pV = konst.)

Risinājums:

Kalcija karbonāta disociācija:

CaCO 3 ↔ Ca 2+ + CO 3 2-

Saskaņā ar sāls disociācijas vienādojumu,

UTC ( CaCO 3 ) = * = 2

= √PR = √ (4,4 * 10 -9) = 6,63 * 10 -5 (mol/l)

Pārrēķināsim kalcija jonu koncentrāciju g/l:

C = M*M V = 6,63 * 10 -5 mol/l * 40 g/mol = 2,652*10 -3 g/l

(C ir koncentrācija, kas izteikta izšķīdušās vielas gramos uz litru šķīduma, M ir šķīduma molārā koncentrācija, M B ir kalcija katjona molārā masa)

Ufas Valsts naftas tehniskā universitāte

Vispārējās un analītiskās ķīmijas katedra

Izglītības un metodiskā rokasgrāmata

laboratorijas darbam par tēmu:

Sāļu hidrolīze

Paredzēts studentiem, kas nav ķīmijas specialitātes

un universitāšu ķīmiskās fakultātes.

Sastādīja: Syrkin A.M., prof., ķīmijas zinātņu kandidāts, Rolnik L.Z., asociētais profesors,

Ķīmijas zinātņu doktors

Recenzents Sergeeva L.G., asociētais profesors, ķīmijas zinātņu kandidāts.

© Ufas štats

naftas tehnika

universitāte, 2002

Sāļu hidrolīze

Sāļu hidrolīze ir to jonu mijiedarbība ar ūdeni, kuras pamatā ir jonu polarizējošs efekts uz ūdens molekulām, kā rezultātā, kā likums, vienlīdzība

Raksturīgs tīram ūdenim.

Ir 4 sāļu grupas:

sāls, ko veido spēcīga bāze un spēcīga skābe;

sāls, ko veido vāja bāze un spēcīga skābe;

sāls, ko veido spēcīga bāze un vāja skābe;

sāls, ko veido vāja bāze un vāja skābe.

Tāpēc mēs apsvērsim 4 variantus ūdens ietekmei uz sāli.

1) Šajā grupā ietilpst sāļi, piemēram, NaCI, KCI, NaNO 3, Na 2 SO 4 utt. Šo sāļu katjoniem un anjoniem ir mazs lādiņš un nozīmīgi izmēri. Tajā pašā laikā to polarizējošā ietekme uz ūdens molekulām ir neliela, tas ir, sāls mijiedarbība ar ūdeni praktiski nenotiek. Tas attiecas uz katjoniem, piemēram, K + un Na +, un tādiem anjoniem kā CI - un NO 3 -. Tāpēc stipras bāzes un stipras skābes sāļi nedrīkst pakļaut hidrolīzi. Šajā gadījumā ūdens disociācijas līdzsvars sāls jonu klātbūtnē gandrīz netiek traucēts.

Tāpēc šādu sāļu šķīdumi ir praktiski neitrāli (pH ≈ 7).

2) Ja sāli veido vājš bāzes katjons NH 4 +, AI 3+, Mg 2+ utt. un stiprs skābes anjons (Cl -, NO 3 -, SO 4 2- utt.), tad notiek hidrolīze saskaņā ar katjonu(polarizējoša iedarbība ir tikai sāls katjonam). Piemērs ir process:

a) molekulārā formā

NH4CI + H2O NH4OH + HCl;

b) jonu molekulārā formā

NH 4 + + CI - + H 2 O NH 4 OH + H + + CI - ;

c) īsā jonu molekulārā formā

NH 4 + + H 2 O NH 4 OH + H + .

Hidrolīze notiek tāpēc, ka veidojas nedaudz disociēts savienojums - NH 4 OH. Rezultātā ūdens elektrolītiskās disociācijas līdzsvars nobīdās un šķīdumā parādās ūdeņraža jonu pārpalikums, tāpēc vides reakcija ir skāba (pH< 7). Очевидно, чем полнее протекает гидролиз, тем более показатель среды отличается от состояния нейтральности.

Uzreiz atzīmēsim, ka hidrolīzes procesu kvantitatīvi var raksturot ar diviem lielumiem: 1) hidrolīzes pakāpi (h); 2) hidrolīzes konstante (Kg).

Grādshidrolīze sauc par hidrolīzē veikto sāls molekulu skaita attiecību pret kopējo sāls molekulu skaitu šķīdumā; vai ar hidrolīzes pakāpi saprot skaitli, kas norāda, kāda daļa no kopējā sāls daudzuma tiek hidrolizēta, tas ir, ūdens iedarbībā pārvēršas atbilstošā skābē vai bāzē (vai nu skābos, vai bāziskos sāļos).

Hidrolīzes pakāpi aprēķina, pamatojoties uz atbilstošās vājās bāzes (vai skābes) un ūdens jonu produkta disociācijas konstantes vienādojumu.

Apskatīsim šīs amonija hlorīda sāls hidrolīzes īpašības.

Uzrakstīsim hidrolīzes vienādojumu vēlreiz jonu molekulārā formā:

NH 4 + + H 2 O NH 4 OH + H +

Saskaņā ar masu darbības likumu šīs reakcijas līdzsvara konstantei būs šāda forma:

K p =
(1)

Sāls šķīdumā ūdens koncentrācija praktiski nemainās, tas ir, 0 = vienāds = const (2)

= K p = K g (3)

Divu konstantu reizinājums K p ir konstants lielums un to sauc nemainīgshidrolīze Mr.

No ūdens jonu produkta vienādojuma mums ir

K H 2 O = (4)

=
(5)

Tad vienādojumu (1) var uzrakstīt šādi:

K g =
(6)

Attieksme

=, (7)

kur K galvenais. – vājās bāzes NH 4 OH disociācijas konstante.

Tad izteiksmei (6) ir forma

K g = (8)

Jo augstāks K g, jo vairāk sāls tiek hidrolizēts.

No (3) vienādojuma var aprēķināt sāls hidrolīzes pakāpi.

K g = =
(9)

Pieņemsim, ka sākotnējā sāls koncentrācija ir c mol/l, hidrolīzes pakāpe h, tad hidrolizējas ch moli sāls, veidojas ch moli NH 4 OH un ch g- joni H +.

Līdzsvara stāvoklī koncentrācijām būs šādas vērtības:

= (c–ch)

Aizstāsim šīs vērtības vienādojumā (5).

, (10)

K g = (11)

Tā kā h ir nenozīmīga vērtība (h ≤ 0,01), mēs varam pieņemt, ka (1 -h) ≈ 1

K g =
; (12)

h = =
. (13)

No iegūtā vienādojuma izriet, ka hidrolīzes pakāpe (h) ir lielāka:

jo vairāk K H 2 O, tas ir, jo augstāka temperatūra (ūdens jonu produkts K H 2 O ir tieši atkarīgs no temperatūras);

jo mazāk K bāzes, tas ir, jo vājāka hidrolīzes rezultātā izveidojusies bāze;

jo zemāka ir sāls koncentrācija, tas ir, jo vairāk atšķaidīts šķīdums.

Tādējādi, lai palielinātu hidrolīzes pakāpi, ir nepieciešams atšķaidīt šķīdumu un paaugstināt temperatūru. Mēs apsvērām 2. variantu hidrolīzes sālim, ko veido vāja bāze un spēcīga skābe. Vara (II) hlorīds arī pieder pie šāda veida sāls. Šo sāli veido diskābes bāze Cu(OH) 2 un vienbāziska skābe. Šajā gadījumā hidrolīzes process notiek posmos. Istabas temperatūrā galvenokārt tiek veikta 1 hidrolīzes stadija. Pierakstīsim vara (II) hlorīda sāls hidrolīzes 1. posmu 3 formās:

molekulārā formā

CuCI 2 + H 2 O CuOHCI + HCl;

jonu molekulārā formā

Cu 2+ + 2CI - + H2O (CuOH) + + CI - + H + + CI - ;

īsā jonu molekulārā formā

Cu 2+ + H 2 O (CuOH) + + H +

Hidrolīzi izraisa nedaudz disociējošu daļiņu (CuOH) + veidošanās. Tā rezultātā mainās ūdens elektrolītiskās disociācijas līdzsvars, šķīdumā parādās ūdeņraža jonu pārpalikums, pH vides reakcija< 7. Гидролиз протекает ar katjonu.

Bāzes sāls, kas veidojas pirmās hidrolīzes stadijas rezultātā, var tikt pakļauts turpmākai mijiedarbībai ar ūdeni. Tomēr otrā hidrolīzes stadija ir mazāk izteikta. Tas ir saistīts ar Kbas samazināšanos. pārejot no K galvenā 1 uz K galveno 2 utt. Piemēram, tā kā (CuOH) + joni disociējas vājāk nekā Cu(OH) 2, tie galvenokārt veidojas CuCI 2 hidrolīzes laikā.

Vara (II) hlorīda hidrolīzes otro posmu var attēlot šādi:

molekulārā formā

CuOHCI + H 2 O Cu(OH) 2  + HCI;

(CuOH) + + CI - +H 2 O Cu(OH) 2  + H + + CI - ;

īsā jonu molekulārā formā

(CuOH) + + H 2 O Cu(OH) 2 + H + .

Izkausētu sāļu elektrolīze

Lai iegūtu ļoti aktīvus metālus (nātriju, alumīniju, magniju, kalciju utt.), kas viegli mijiedarbojas ar ūdeni, izmanto izkausētu sāļu vai oksīdu elektrolīzi:

1. Izkausēta vara (II) hlorīda elektrolīze.

Elektrodu procesus var izteikt ar pusreakcijām:

uz katoda K(-): Cu 2+ + 2e = Cu 0 - katoda reducēšana

pie anoda A(+): 2Cl – – 2e = Cl 2 – anodiskā oksidēšana

Vielas elektroķīmiskās sadalīšanās kopējā reakcija ir divu elektrodu pusreakciju summa, un vara hlorīdam to izteiks ar vienādojumu:

Cu 2+ + 2 Cl – = Cu + Cl 2

Sārmu un oksoskābju sāļu elektrolīzes laikā pie anoda izdalās skābeklis:

4OH – – 4e = 2H 2 O + O 2

2SO 4 2– - 4e = 2SO 3 + O 2

2. Kālija hlorīda kausējuma elektrolīze:

Šķīdumu elektrolīze

Redoksreakciju kopumu, kas notiek uz elektrodiem šķīdumos vai elektrolītu kausēšanā, kad caur tiem tiek izvadīta elektriskā strāva, sauc par elektrolīzi.

Strāvas avota katodā “-” notiek elektronu pārnešana uz katjoniem no šķīduma vai kausējuma, tāpēc katods ir “reducētājs”.

Pie “+” anoda elektronus atdala anjoni, tāpēc anods ir “oksidētājs”.

Elektrolīzes laikā konkurējoši procesi var notikt gan pie anoda, gan uz katoda.

Ja elektrolīzi veic, izmantojot inertu (nepatērējamu) anodu (piemēram, grafītu vai platīnu), parasti sacenšas divi oksidatīvie un divi reducēšanas procesi:
pie anoda - anjonu un hidroksīda jonu oksidēšana,
pie katoda - katjonu un ūdeņraža jonu reducēšana.

Ja elektrolīzi veic, izmantojot aktīvo (patērējamo) anodu, process kļūst sarežģītāks un konkurējošas reakcijas uz elektrodiem ir:
pie anoda - anjonu un hidroksīda jonu oksidēšana, metāla - anoda materiāla anodiskā šķīdināšana;
pie katoda - sāls katjonu un ūdeņraža jonu reducēšana, metālu katjonu reducēšana, kas iegūta, izšķīdinot anodu.

Izvēloties visticamāko procesu pie anoda un katoda, jāvadās no pozīcijas, ka noritēs reakcija, kurai nepieciešams vismazākais enerģijas daudzums. Turklāt, lai izvēlētos visticamāko procesu pie anoda un katoda sāls šķīdumu elektrolīzes laikā ar inertu elektrodu, tiek izmantoti šādi noteikumi:

1. Pie anoda var veidoties šādi produkti:

a) SO 4 2-, NO - 3, PO 4 3- anjonus saturošu šķīdumu, kā arī sārmu šķīdumu elektrolīzes laikā pie anoda oksidējas ūdens un izdalās skābeklis;

A + 2H 2O - 4e - = 4H + + O 2

b) oksidējoties Cl - , Br - , I - anjoniem, izdalās attiecīgi hlors, broms un jods;

A + Cl - +e - = Cl 0

2. Pie katoda var veidoties šādi produkti:

a) elektrolīzes laikā sāls šķīdumiem, kas satur jonus, kas atrodas sprieguma virknē pa kreisi no Al 3+, pie katoda tiek reducēts ūdens un izdalās ūdeņradis;

K - 2H 2 O + 2e - = H2 + 2OH -

b) ja metāla jons atrodas sprieguma virknē pa labi no ūdeņraža, tad pie katoda izdalās metāls.

K - Me n+ + ne - = Me 0

c) elektrolīzes laikā sāls šķīdumiem, kas satur jonus, kas atrodas sprieguma diapazonā starp Al + un H +, pie katoda var notikt konkurējoši procesi gan katjonu reducēšanās, gan ūdeņraža izdalīšanās procesā.

Piemērs: sudraba nitrāta ūdens šķīduma elektrolīze uz inertiem elektrodiem

Sudraba nitrāta disociācija:

AgNO 3 = Ag + + NO 3 -

AgNO 3 ūdens šķīduma elektrolīzes laikā pie katoda notiek Ag + jonu reducēšana, un pie anoda notiek ūdens molekulu oksidēšanās:

Katods: Аg + + e = А g

Anods: 2H2O-4e = 4H++O2

Kopsavilkuma vienādojums:_______________________________________________________

4AgNO3 + 2H2O = 4Ag + 4HNO3 + O 2

Sastādiet ūdens šķīdumu elektrolīzes shēmas: a) vara sulfāts; b) magnija hlorīds; c) kālija sulfāts.

Visos gadījumos elektrolīzi veic, izmantojot oglekļa elektrodus.

Piemērs: Vara hlorīda ūdens šķīduma elektrolīze uz inertiem elektrodiem

Vara hlorīda disociācija:

CuCl 2 ↔ Cu 2+ + 2Cl -

Šķīdums satur Cu 2+ un 2Cl - jonus, kas elektriskās strāvas ietekmē tiek novirzīti uz attiecīgajiem elektrodiem:

Katods - Cu 2+ + 2e = Cu 0

Anods + 2Cl - - 2e = Cl 2

_______________________________

CuCl 2 = Cu + Cl 2

Pie katoda izdalās metālisks varš, un pie anoda izdalās hlora gāze.

Ja aplūkotajā CuCl 2 šķīduma elektrolīzes piemērā par anodu ņemam vara plāksni, tad pie katoda un pie anoda, kur notiek oksidācijas procesi, izdalās varš, nevis izvada Cl 0 jonus un izdala hloru, oksidējas. no anoda (vara).

Šajā gadījumā pats anods izšķīst, un tas nonāk šķīdumā Cu 2+ jonu veidā.

CuCl 2 elektrolīzi ar šķīstošu anodu var uzrakstīt šādi:

Sāls šķīdumu elektrolīze ar šķīstošu anodu tiek reducēta līdz anoda materiāla oksidēšanai (tā izšķīšanai), un to pavada metāla pārnešana no anoda uz katodu. Šo īpašību plaši izmanto metālu attīrīšanā (attīrīšanā) no piesārņotājiem.

Piemērs: Magnija hlorīda ūdens šķīduma elektrolīze uz inertiem elektrodiem

Magnija hlorīda disociācija ūdens šķīdumā:

MgCl 2 ↔ Mg 2+ +2Сl -

Magnija jonus nevar reducēt ūdens šķīdumā (tiek reducēts ūdens), hlorīda joni tiek oksidēti.

Elektrolīzes shēma:

Piemērs: Vara sulfāta ūdens šķīduma elektrolīze uz inertiem elektrodiem

Šķīdumā vara sulfāts sadalās jonos:

CuSO 4 = Cu 2+ + SO 4 2-

Vara jonus var reducēt pie katoda ūdens šķīdumā.

Sulfātu joni ūdens šķīdumā neoksidējas, tāpēc pie anoda notiks ūdens oksidēšanās.

Elektrolīzes shēma:

Aktīvā metāla sāls un skābekli saturošas skābes (K 2 SO 4) ūdens šķīduma elektrolīze uz inertiem elektrodiem

Piemērs: kālija sulfāta disociācija ūdens šķīdumā:

K 2 SO 4 = 2 K + + SO 4 2-

Kālija jonus un sulfātu jonus nevar izlādēt pie elektrodiem ūdens šķīdumā, tāpēc katoda reducēšanās notiks, bet pie anoda - ūdens oksidēšanās.

Elektrolīzes shēma:

vai, ņemot vērā, ka 4H + + 4OH - = 4H 2 O (veic ar maisīšanu),

H2O2H2+O2

Ja caur aktīvā metāla sāls un skābekli saturošas skābes ūdens šķīdumu izvada elektrisko strāvu, tad netiek izvadīti ne metāla katjoni, ne skābes atlikuma joni.

Pie katoda izdalās ūdeņradis, un pie anoda izdalās skābeklis, un elektrolīze tiek samazināta līdz ūdens elektrolītiskajai sadalīšanai.

Nātrija hidroksīda kausējuma elektrolīze

Ūdens elektrolīzi vienmēr veic inerta elektrolīta klātbūtnē (lai palielinātu ļoti vāja elektrolīta - ūdens elektrisko vadītspēju):

Faradeja likums

Elektriskās strāvas ietekmē izveidotās vielas daudzuma atkarību no laika, strāvas stipruma un elektrolīta rakstura var noteikt, pamatojoties uz Faradeja vispārīgo likumu:

kur m ir elektrolīzes laikā radušās vielas masa (g);

E ir vielas ekvivalentā masa (g/mol);

M ir vielas molārā masa (g/mol);

n ir doto vai saņemto elektronu skaits;

I - strāvas stiprums (A); t - procesa ilgums (s);

F ir Faradeja konstante, kas raksturo elektroenerģijas daudzumu, kas nepieciešams, lai atbrīvotu 1 ekvivalentu vielas masu (F = 96 500 C/mol = 26,8 Ah/mol).

Neorganisko savienojumu hidrolīze

Sāls jonu mijiedarbību ar ūdeni, kas izraisa vāju elektrolītu molekulu veidošanos, sauc par sāls hidrolīzi.

Ja mēs uzskatām sāli par bāzes neitralizācijas produktu ar skābi, tad mēs varam sadalīt sāļus četrās grupās, no kurām katrai hidrolīze notiks savā veidā.

1. Sāls, ko veido spēcīga bāze un spēcīga skābe KBr, NaCl, NaNO 3), netiks hidrolizēts, jo šajā gadījumā neveidojas vājš elektrolīts. Vides reakcija paliek neitrāla.

2. Sālī, ko veido vāja bāze un spēcīga skābe FeCl 2, NH 4 Cl, Al 2 (SO 4) 3, MgSO 4), katjons tiek hidrolizēts:

FeCl 2 + HOH → Fe(OH)Cl + HCl

Fe 2+ + 2Cl - + H + + OH - → FeOH + + 2Cl - + H +

Hidrolīzes rezultātā veidojas vājš elektrolīts, H + jons un citi joni. šķīduma pH< 7 (раствор приобретает кислую реакцию).

3. Sāls, ko veido spēcīga bāze un vāja skābe (KClO, K 2 SiO 3, Na 2 CO 3, CH 3 COONa), pie anjona veic hidrolīzi, kā rezultātā veidojas vājš elektrolīts, hidroksīda jons un citi joni. .

K 2 SiO 3 + HOH → KHSiO 3 + KOH

2K + +SiO 3 2- + H + + OH - → HSiO 3 - + 2K + + OH -

Šādu šķīdumu pH ir > 7 (šķīdums kļūst sārmains).

4. Sāli, ko veido vāja bāze un vāja skābe (CH 3 COONH 4, (NH 4) 2 CO 3, Al 2 S 3), hidrolizē gan katjons, gan anjons. Rezultātā veidojas nedaudz disociējoša bāze un skābe. Šādu sāļu šķīdumu pH ir atkarīgs no skābes un bāzes relatīvās stiprības.

Algoritms reakcijas vienādojumu rakstīšanai vājas skābes un stipras bāzes sāls hidrolīzei

Ir vairākas sāļu hidrolīzes iespējas:

1. Vājas skābes un stipras bāzes sāls hidrolīze: (CH 3 COONa, KCN, Na 2 CO 3).

1. piemērs. Nātrija acetāta hidrolīze.

vai CH 3 COO – + Na + + H 2 O ↔ CH 3 COOH + Na + + OH –

CH 3 COO – + H 2 O ↔ CH 3 COOH + OH –

Tā kā etiķskābe disociējas vāji, acetāta jons saista H + jonu, un ūdens disociācijas līdzsvars nobīdās pa labi saskaņā ar Le Šateljē principu.

OH - joni uzkrājas šķīdumā (pH >7)

Ja sāli veido daudzbāziska skābe, tad hidrolīze notiek pakāpeniski.

Piemēram, karbonātu hidrolīze: Na 2 CO 3

I posms: CO 3 2– + H 2 O ↔ HCO 3 – + OH –

II posms: HCO 3 – + H 2 O ↔ H 2 CO 3 + OH –

Na 2 CO 3 + H 2 O = NaHCO 3 + NaOH

Parasti praktiska nozīme ir tikai procesam, kas notiek pirmajā posmā, kas, kā likums, aprobežojas ar sāļu hidrolīzes novērtēšanu.

Hidrolīzes līdzsvars otrajā posmā ir ievērojami nobīdīts pa kreisi, salīdzinot ar pirmās pakāpes līdzsvaru, jo pirmajā posmā veidojas vājāks elektrolīts (HCO 3 -) nekā otrajā (H 2 CO 3)

2. piemērs. Rubīdija ortofosfāta hidrolīze.

1. Nosakiet hidrolīzes veidu:

Rb 3 PO 4 ↔ 3Rb + + P.O. 4 3–

Rubidijs ir sārmu metāls, tā hidroksīds ir spēcīga bāze, fosforskābe, īpaši tās trešajā disociācijas stadijā, kas atbilst fosfātu veidošanās procesam, ir vāja skābe.

Hidrolīze notiek pie anjona.

PO 3- 4 + H–OH ↔ HPO 2- 4 + OH – .

Produkti ir hidrofosfāta un hidroksīda joni, vide ir sārmaina.

3. Sastādiet molekulāro vienādojumu:

Rb 3 PO 4 + H 2 O ↔ Rb 2 HPO 4 + RbOH.

Mēs ieguvām skābu sāli - rubīdija hidrogēnfosfātu.

Algoritms reakcijas vienādojumu rakstīšanai stipras skābes sāls un vājas bāzes hidrolīzei

2. Stipras skābes un vājas bāzes sāls hidrolīze: NH 4 NO 3, AlCl 3, Fe 2 (SO 4) 3.

1. piemērs. Amonija nitrāta hidrolīze.

NH 4 + + NO 3 – + H 2 O ↔ NH 4 OH + NO 3 – + H +

NH 4 + + H 2 O ↔ NH 4 OH + H +

Daudzkārt uzlādēta katjona gadījumā hidrolīze notiek pakāpeniski, piemēram:

I posms: Cu 2+ + HOH ↔ CuOH + + H +

II stadija: CuOH + + HOH ↔ Cu(OH) 2 + H +

CuCl 2 + H 2 O = CuOHCl + HCl

Šajā gadījumā arī ūdeņraža jonu koncentrāciju un barotnes pH šķīdumā nosaka galvenokārt hidrolīzes pirmais posms.

2. piemērs. Vara(II) sulfāta hidrolīze

1. Nosakiet hidrolīzes veidu. Šajā posmā ir nepieciešams uzrakstīt sāls disociācijas vienādojumu:

CuSO 4 ↔ Cu 2+ + SO 2-4.

Sāli veido vājas bāzes katjons (uzsveram) un stipras skābes anjons. Notiek katjona hidrolīze.

2. Mēs uzrakstām hidrolīzes jonu vienādojumu un nosakām vidi:

Cu 2+ + H-OH ↔ CuOH + + H + .

Veidojas hidroksivara(II) katjons un ūdeņraža jons, vide ir skāba.

3. Izveidojiet molekulāro vienādojumu.

Jāņem vērā, ka šāda vienādojuma sastādīšana ir zināms formāls uzdevums. No pozitīvajām un negatīvajām daļiņām šķīdumā mēs veidojam neitrālas daļiņas, kas pastāv tikai uz papīra. Šajā gadījumā mēs varam izveidot formulu (CuOH) 2 SO 4, bet, lai to izdarītu, mums ir garīgi jāreizina mūsu jonu vienādojums ar divi.

Mēs iegūstam:

2CuSO 4 + 2H 2 O ↔ (CuOH) 2 SO 4 + H 2 SO 4.

Lūdzu, ņemiet vērā, ka reakcijas produkts pieder bāzisko sāļu grupai. Galveno sāļu nosaukumi, kā arī starpproduktu sāļu nosaukumi jāsastāv no anjona un katjona nosaukumiem, šajā gadījumā sāli sauksim par “hidroksivara(II) sulfātu”.

Algoritms reakcijas vienādojumu rakstīšanai vājas skābes sāls un vājas bāzes hidrolīzei

3. Vājas skābes un vājas bāzes sāls hidrolīze:

1. piemērs. Amonija acetāta hidrolīze.

CH 3 COO – + NH 4 + + H 2 O ↔ CH 3 COOH + NH 4 OH

Šajā gadījumā veidojas divi nedaudz disociēti savienojumi, un šķīduma pH ir atkarīgs no skābes un bāzes relatīvās stiprības.

Ja hidrolīzes produktus var noņemt no šķīduma, piemēram, nogulšņu vai gāzveida vielas veidā, tad hidrolīze turpinās līdz beigām.

2. piemērs. Alumīnija sulfīda hidrolīze.

Al2S3 + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2S

2А l 3+ + 3 S 2- + 6Н 2 О = 2Аl(ОН) 3 (nogulsnes) + ЗН 2 S (gāze)

3. piemērs Alumīnija acetāta hidrolīze

1. Nosakiet hidrolīzes veidu:

Al(CH3COO)3 = Al 3+ + 3CH 3 dūdot – .

Sāli veido vājas bāzes katjons un vājas skābes anjoni.

2. Mēs uzrakstām jonu hidrolīzes vienādojumus un nosakām vidi:

Al 3+ + H–OH ↔ AlOH 2+ + H + ,

CH 3 COO – + H–OH ↔ CH 3 COOH + OH – .

Ņemot vērā, ka alumīnija hidroksīds ir ļoti vāja bāze, mēs pieņemam, ka pie katjona hidrolīze notiks lielākā mērā nekā pie anjona. Līdz ar to šķīdumā būs pārāk daudz ūdeņraža jonu, un vide būs skāba.

Šeit nav jēgas mēģināt izveidot reakcijas kopsavilkuma vienādojumu. Abas reakcijas ir atgriezeniskas, tām nav nekādas saistības viena ar otru, un šādai summēšanai nav nozīmes.

3. Izveidosim molekulāro vienādojumu:

Al(CH 3 COO) 3 + H 2 O = AlOH(CH 3 COO) 2 + CH 3 COOH.

Šis ir arī formāls vingrinājums, lai apmācītu sāļu formulu un to nomenklatūras sastādīšanu. Iegūto sāli sauksim par hidroksoalumīnija acetātu.

Algoritms reakcijas vienādojumu rakstīšanai spēcīgas skābes sāls un stipras bāzes hidrolīzei

4. Sāļi, ko veido spēcīga skābe un stipra bāze, nehidrolīzē, jo vienīgais vāji disociējošais savienojums ir H2O.

Stipras skābes un spēcīgas bāzes sāls netiek hidrolizēts, un šķīdums ir neitrāls.

Vispārīga informācija par vara (II) hlorīda hidrolīzi

DEFINĪCIJA

Vara(II) hlorīds– vidējs sāls, ko veido vāja bāze – vara (II) hidroksīds (Cu(OH) 2) un spēcīga skābe – sālsskābe (sālsskābe) (HCl). Formula - CuCl 2.

Pārstāv dzeltenbrūnas (tumši brūnas) krāsas kristālus; kristālisku hidrātu veidā - zaļš. Molmasa – 134 g/mol.

Rīsi. 1. Vara(II) hlorīds. Izskats.

Vara(II) hlorīda hidrolīze

Hidrolizējas pie katjona. Vides daba ir skāba. Teorētiski ir iespējams otrais posms. Hidrolīzes vienādojums ir šāds:

Pirmais posms:

CuCl 2 ↔ Cu 2+ + 2Cl - (sāļu disociācija);

Cu 2+ + HOH ↔ CuOH + + H + (hidrolīze ar katjonu);

Cu 2+ + 2Cl - + HOH ↔ CuOH + + 2Cl - + H + (jonu vienādojums);

CuCl 2 + H 2 O ↔ Cu(OH)Cl +HCl (molekulārais vienādojums).

Otrais posms:

Cu(OH)Cl ↔ CuOH + + Cl - (sāļu disociācija);

CuOH + + HOH ↔ Cu(OH) 2 ↓ + H + (hidrolīze ar katjonu);

CuOH + + Cl - + HOH ↔ Cu(OH) 2 ↓ + Cl - + H + (jonu vienādojums);

Cu(OH)Cl + H 2 O ↔ Cu(OH) 2 ↓ + HCl (molekulārais vienādojums).

Problēmu risināšanas piemēri

1. PIEMĒRS

2. PIEMĒRS

Vingrinājums	Pierakstiet vara (II) hlorīda šķīduma elektrolīzes vienādojumu. Kāda vielas masa izdalīsies pie katoda, ja elektrolīzei pakļauj 5 g vara (II) hlorīda?
Risinājums	Uzrakstīsim disociācijas vienādojumu vara (II) hlorīdam ūdens šķīdumā: CuCl 2 ↔ Cu 2+ +2Cl - . Aptuveni pierakstīsim elektrolīzes shēmu: (-) Katods: Cu 2+, H 2 O. (+) Anods: Cl-, H2O. Cu 2+ +2e → Cu o ; 2Cl - -2e → Cl 2. Tad vara (II) hlorīda ūdens šķīduma elektrolīzes vienādojums izskatīsies šādi: CuCl 2 = Cu + Cl 2. Aprēķināsim vara (II) hlorīda daudzumu, izmantojot uzdevuma formulējumā norādītos datus (molmasa - 134 g/mol): υ(CuCl2) = m(CuCl2)/M(CuCl2) = 5/134 = 0,04 mol. Saskaņā ar reakcijas vienādojumu υ(CuCl2) = υ(Cu) =0,04 mol. Tad aprēķinām katoda izdalītā vara masu (molmasa – 64 g/mol): m(Cu) = υ(Cu) × M(Cu) = 0,04 × 64 = 2,56 g.
Atbilde	Katodā izdalītā vara masa ir 2,56 g.

Federālā izglītības aģentūra Novgorodas Valsts universitātes valsts augstākās profesionālās izglītības iestāde. Jaroslavs Gudrais Dabaszinātņu un dabas resursu fakultāte Ķīmijas un ekoloģijas katedra SĀĻU HIDROLĪZE Laboratorijas darbu vadlīnijas Veļikijnovgorods 2006 Sāļu hidrolīze: Metode. Dekrēts. / Sast. V. P. Kuzmičeva, I. V. Letenkova. – Veļikijnovgoroda: NovGU, 2006. - 4 lpp. Hidrolīze ir jonu reakcijas veids, un tā ir noteiktu sāļu apmaiņas mijiedarbība ar ūdeni. Hidrolīzes reakcija notiek tikai gadījumos, kad sāls disociācijas laikā izveidotie joni spēj veidot nešķīstošus, gāzveida vai nedaudz disociētus savienojumus (molekulas vai kompleksos jonus) ar joniem - ūdens jonizācijas produktiem (H+, OH-). Trīs veidu sāļi tiek hidrolizēti. Tie ir sāļi, ko veido: 1) vāja skābe un spēcīga bāze; 2) vāja bāze un stipra skābe; 3) vāja skābe un vāja bāze. Normālos apstākļos sāļi, ko veido spēcīga bāze un spēcīga skābe, netiek hidrolizēti. Jāņem vērā, ka pirmā un otrā šāda veida sāļu hidrolīze notiek atgriezeniski. Pēc tiešā un reversā procesu (hidrolīzes un neitralizācijas reakciju) ātruma izlīdzināšanas tiek izveidots ķīmiskais līdzsvars. Tāpēc, rakstot vienādojumus šo sāļu hidrolīzei, jāizmanto simbols ↔. Trešās grupas sāļu hidrolīze noteiktos apstākļos var notikt gandrīz neatgriezeniski, un šajā gadījumā reakcijas vienādojumi ir jāattēlo ar vienādības zīmi (=) vai vienu bultiņu (→). Vāju vienbāzisko skābju sāļu hidrolīze Apskatīsim pirmo hidrolīzes gadījumu, izmantojot nātrija acetāta piemēru (vājas etiķskābes sāls un spēcīga nātrija hidroksīda bāze): CH 3 COONa + H 2 O ↔ CH 3 COOH + NaOH. vai molekulāro jonu formā: Na + CH 3 COO - + H 2 O ↔ CH 3 COOH + Na + + OH - + C a cijas N a + s i o n a m un H + un OH - neveido nedaudz disociētus savienojumus, tāpēc tie veido nepiedalīties šajā reakcijā. Izslēdzot nātrija katjonus, iegūstam saīsinātu molekulāro jonu vienādojumu nātrija acetāta hidrolīzes reakcijai: CH3COO- + H2O ↔ CH3COOH + OH-. Kā redzams, sāls šķīduma reakcija hidrolīzes rezultātā ir sārmaina (pH > 7). Kvantitatīvi sāls mijiedarbību ar ūdeni raksturo hidrolīzes pakāpe. Hidrolīzes pakāpe (h) ir hidrolīzē pakļauto molekulu skaita attiecība (Nhydr. ), līdz sākotnējam sāls molekulu skaitam šķīdumā (Nr.): h = Nhidr./Nē Vāju daudzbāzisku skābju sāļu hidrolīze Šādu sāļu hidrolīze ir daudzpakāpju process, kas norit cauri secīgām posmu sērijām. Piemēram, Na2S hidrolīzē pirmajam solim ir forma: Na2S + H2O ↔ NaHS + NaOH + 2- 2Na + S + H2O ↔ Na+ + HS- + Na+ + OH- Hidrolīzi pirmajā posmā var raksturot kvantitatīvi. pēc hidrolīzes pakāpes. Tad hidrosulfīda jons nonāk apmaiņas reakcijā ar ūdeni: NaHS + H2O ↔ H2S + NaOH Na+ + HS- + H2O ↔ H2S + Na+ + OH- HS- + H2O ↔ H2S + OH- Jāņem vērā, ka kvantitatīvi otrais posms hidrolīze notiek nesalīdzināmi mazākā mērā nekā pirmā. Tāpēc atbildē pietiek norādīt vienādojumu tikai pirmajam solim: Na3PO4 + H2O ↔ Na2HP04 + NaOH PO 4 3- + H 2 O ↔ HPO 4 2- + OH - Vāju bāzu veidoto sāļu hidrolīze Līdzīgi, jūs varat apsvērt sāls hidrolīzi, ko veido spēcīga anjonskābe un vājas bāzes atsevišķi lādēts katjons. Piemēram: NH4Cl + H2O ↔ NH4OH + HCI Kā redzat, vides reakcija šajā gadījumā ir skāba. Daudzvērtīgo katjonu hidrolīzes laikā dominē viena hidroksīda jona OH- pievienošanas process, kā rezultātā veidojas bāzes sāļi. Piemēram, vara (II) hlorīda hidrolīzi apraksta ar vienādojumu: CuCl2 + H2O ↔ Cu(OH)C1 + HC1 Cu2+ + 2 Cl- + H2O ↔ CuOH+ + H+ + 2 Cl- Cu2+ + H2O ↔ CuOH- + H+ Vāju skābju un vāju bāzu veidoto sāļu hidrolīze. Katjons un anjons ir atsevišķi uzlādēti. Šis sāls veids galvenokārt ietver amonija sāļus. Šajā gadījumā hidrolīzes produkti ir vāja skābe un bāze: KtAn + H2O = KtOH + HAn, Kt+ + An" + H2O = KtOH + HAn, kur Kt + un An - ir vāju bāzu katjons un anjons un skābes, attiecīgi, ja iegūtās reakcijas, bāze un skābe ir vienāda stipruma elektrolīti, tad šķīdumam ir neitrāla vide (pH = 7), pretējā gadījumā ūdeņraža indeksa vērtību nosaka disociācijas konstantu attiecība No šiem savienojumiem, piemēram, amonija fluorīda hidrolīzē NH 4 F + H 2 O = NH 4 OH + HF šķīduma pH vērtība ir mazāka par septiņiem< 7), так как степень диссоциации HF больше, чем NH4OH. Катион - однозарядный, анион - многозарядный Среди растворимых в воде солей к этой группе также относятся практически только соли аммония: (NН4)2СОз, (NH4)2S, (NH2)3PO4 и т.д. (NH 4)2S + H2O = NH4OH + NH 4HS 2NH4+ + S2- + H2O = NH4OH + NH4+ + HS- Следует отметить, что равновесие в этих случаях практически нацело смещено в сторону продуктов реакции. В результате, при гидролизе данной группы солей, в растворе образуется смесь гидроксида аммония и его соли. Причем концентрация основания равна концентрации соли. Среда в таких растворах щелочная (рН > 7). Katjons ir daudzkārt uzlādēts, anjons ir atsevišķi uzlādēts. Šādi sāļi netika iegūti pilnīgas un neatgriezeniskas hidrolīzes dēļ. Izņēmums ir daži acetāti un formiāti, kas hidrolīzes laikā rada slikti šķīstošu bāzes sāļu nogulsnes. Piemēram: Al(CH 3 COO) 3 + H 2 O = AlOH(CH 3 COO) 2 + CH 3 COOH Al 3+ + 3CH 3 COO - + H 2 O = A1OH(CH 3 COO) 2 + CH 3 COOH Katjoni un anjoni vairojas uzlādēti Rūpīgi izpētot šķīdības tabulu, redzams, ka vairumā gadījumu šādi sāļi ūdenī nešķīst, kā rezultātā to hidrolīzi var atstāt novārtā. Kā izņēmumu var minēt alumīnija un hroma sulfīdus. Šos sāļus var iegūt, izmantojot “sausās” ķīmijas metodes, taču, ja tie tiek pakļauti ūdens iedarbībai, notiks pilnīga un neatgriezeniska hidrolīze: A12S3 + 6 H2O = 2 A1(OH)3 + 3 H2S Hidrolīzes pastiprināšanas un nomākšanas metodes Lai uzlabotu vai nomākt hidrolīzi, varat izmantot ķīmiskās un fizikālās metodes. Ķīmiskās metodes ir balstītas uz vielu koncentrācijas maiņu līdzsvarā. Ja hidrolizējošā sāls šķīdumā ievada reaģentu, kas saista hidrolīzes laikā radušos H+ un OH- jonus, tad saskaņā ar Le Šateljē principu līdzsvars nobīdās uz pastiprinātu hidrolīzi; tā rezultātā hidrolīze var noritēt pilnībā, līdz veidojas gala produkti. Ūdens pievienošanai šķīdumam ir līdzīgs efekts – atšķaidīšana ir vienkāršākais veids, kā uzlabot hidrolīzi. Fiziski līdzsvaru hidrolīzes laikā var mainīt, mainot temperatūru. Apgrieztais hidrolīzes process - neitralizācijas reakcija - notiek ar siltuma izdalīšanos, un hidrolīze ir endotermisks process. Tāpēc temperatūras paaugstināšanās izraisa pastiprinātu hidrolīzi, un pazemināšanās noved pie vājināšanās. Hidrolīzes savstarpējas pastiprināšanas reakcijas Reakciju, kas dod tieši tādus pašus produktus kā iepriekšējā piemērā, var veikt savādāk. Ja ņemam alumīnija hlorīda šķīdumu un pievienojam tam nātrija sulfīda šķīdumu, tad gaidāmā alumīnija sulfīda vietā iegūsim alumīnija hidroksīda un sērūdeņraža nogulsnes: 2 AlCl3 + 3 Na2S + 6 H2O = 2 Al(0H) )3 + 3 H2S + 6 NaCl 2 Al + 6 Cl- + 6Na++3 S2- + 6 H2O = 2 A1(OH)3+3 H2S + 6Na+ + 6 Cl- 3+ 2 Al3+ +3 S2 - + 6 H2 O = 2 A1(OH) 3 + 3 H2 S Šādas reakcijas sauc par savstarpēji pastiprinošām hidrolīzes reakcijām. AlCl 3 un Na 2 S šķīdumos līdzsvars tiek izveidots atsevišķi: Al3+ + H2O ↔ AlOH2+ + H+ S2- + H2O ↔ HS+ + OH- Šos šķīdumus sajaucot, protoni ar hidroksīda joniem savienojas ūdens molekulā un līdzsvars, saskaņā ar Le Šateljē principu pāriet pa labi. Tas pats notiek ar turpmākajiem katjonu hidrolīzes posmiem. Rezultātā alumīnija katjona un sulfīda anjona hidrolīze notiek gandrīz pilnībā. Tāpēc šādu sāļu hidrolīzes vienādojumos starp izejvielām un reakcijas produktiem tiek ievietota zīme "=" vai "→". Dosim vēl vienu līdzīgas reakcijas piemēru: Na2SiO3 + 2 NH4CI + 2H2O = H2SiO3 + 2NH4OH + 2NaCl 2Na+ + SiO32- + 2NH4+ + 2Сl- + 2H2O = H2SiO3 +2NH4OH + 2Na+ + 2Сl- SiO 3 2- + 2 NH 4 + + 2H2 O = H2 SiO 3 + 2 NH 4 STRĀDĀJĀS Bāzes eksperiments UN STIPRĀS SKĀBES Ielejiet atsevišķās nātrija hlorīda, bārija hlorīda, nātrija sulfāta un kālija nitrāta šķīdumos un pārbaudiet šķīdumu reakcijas, izmantojot universālo indikatorpapīru. un, novietojot tos uz balta filtrpapīra, pieskarieties indikatora papīram, kas samitrināts ar testa šķīdumu no eksperimentam paņemtajiem sāļiem ir H+ vai OH- jonu pārpalikums. Vai šādi sāļi ir pakļauti hidrolīzei? SĀĻI, KAS VEIDO STIPRĀS BĀZES UN VĀJAS SKĀBES. Eksperiments 1. Ielej mēģenē 3 – 4 pilienus nātrija acetāta šķīduma un nosaka šķīduma pH, izmantojot universālo indikatorpapīru. Vai nātrija acetāta šķīdums iekrāsojas pēc 1–2 pilieniem fenolftaleīna? Pamatojoties uz šķīduma C koncentrāciju, aprēķiniet tā pH un salīdziniet to ar eksperimentālajiem datiem. Aizpildiet šādu tabulu: Aprēķinātā sāls formula = √Kb * C pH, kas aprēķināts no eksperimentālajiem datiem. Uzrakstiet nātrija acetāta hidrolīzes molekulāro jonu vienādojumu. Sniedziet divus vai trīs piemērus citiem acetātiem, kuru hidrolīze atbilst šim vienādojumam. Eksperiments 2. Vienā mēģenē ielej 5 - 6 pilienus nātrija karbonāta šķīduma, citā - tādu pašu tilpumu nātrija sulfīta un pēc 1 - 2 pilieniem fenolftaleīna pievienošanas salīdziniet abu šķīdumu krāsu vai pārbaudiet šķīdumu reakciju. izmantojot universālo indikatora papīru. Uzrakstiet hidrolīzes molekulāro jonu vienādojumus. Salīdziniet abu sāļu uzvedību šķīdumā un, neveicot aprēķinus, nosakiet, kuram no diviem šķīdumiem ir salīdzinoši lielāks: a). hidrolīzes pakāpe h; b). hidroksiljonu koncentrācija; V). pH vērtība. Kurš anjons - CO32- vai SO32- ir spēcīgāka bāze? Aprēķināt abu sāļu hidrolīzes konstantes. Aizpildiet tabulu: Sāls h pH Kb = Kω / K2 3. eksperiments. Veiciet tos pašus salīdzinošos eksperimentus ar hidrosāļu šķīdumiem - nātrija bikarbonātu un nātrija hidrogēnsulfātu. Pirmā sāls šķīdumam pievieno 1-2 pilienus fenolftaleīna un otrā sāls šķīdumam 1-2 pilienus lakmusa, pārliecinoties, ka fenolftaleīns nātrija hidrogēnsulfāta šķīdumā paliek bezkrāsains. Uzrakstiet molekulāros jonu vienādojumus abu sāļu hidrolīzei un izskaidrojiet to šķīdumu īpašību atšķirības. Kura funkcija - bāze vai skābe - dominē HCO3-jonā un HSO3-jonā? Salīdziniet eksperimenta rezultātus ar aprēķinātajiem datiem, salīdzinot Kb un K2 vērtības. Aizpildiet tabulu: Sāls Eksperimentālie dati Aprēķinātie dati Secinājumi reakcija pH (vairāk Kb = Kω / K1 K2 šķīdums vai mazāk 7) NaHCO3 NaHSO3 SĀĻI, KAS VEIDO STIPRĀS SKĀBES UN VĀJĀS BĀZES. Eksperiments 1. Izmantojot universālo indikatorpapīru, nosaka amonija hlorīda vai sulfāta ūdens šķīduma reakciju. Uzrakstiet hidrolīzes reakcijas molekulāro jonu vienādojumu. Eksperiments 2. Izmantojot lakmusu, nosaka cinka hlorīda, cinka sulfāta un alumīnija sulfāta šķīduma reakciju. Uzrakstiet molekulāros un molekulāri jonu vienādojumus sāļu hidrolīzei. 3. eksperiments. Pievienojiet tādu pašu ūdens daudzumu 3–4 pilieniem antimona vai bismuta hlorīda šķīduma. Kas tiek ievērots šajā gadījumā? Šķīdumu paskābina ar dažiem pilieniem koncentrētas sālsskābes, pēc tam šķīdumu vēlreiz atšķaida. Kas tiek novērots? Uzrakstiet antimona vai bismuta hlorīda hidrolīzes molekulāro jonu vienādojumu, ņemot vērā, ka tiek iegūts slikti šķīstošs oksoantimona hlorīds SbOCl un attiecīgi oksobismuta hlorīds BiOCl. SĀLS ŠĶĪDUMU MIJIEDARBĪBA, SAVSTARPĒJI NOSTIPRINĀT VIENS OTRU HIDROLIZI. Eksperiments 1. Koniskā mēģenē ielej 5-6 pilienus hroma (III) hlorīda vai sulfāta šķīduma un pa pilienam pievieno nātrija karbonāta šķīdumu, līdz veidojas viegli šķīstoša savienojuma nogulsnes. 2. eksperiments. Veiciet to pašu eksperimentu koniskā mēģenē ar alumīnija hlorīda vai sulfāta šķīdumu, pa pilienam pievienojot tam amonija sulfīda šķīdumu, līdz veidojas nedaudz šķīstoša savienojuma nogulsnes. Abos eksperimentos iegūtās nogulsnes atdala no šķīdumiem un vienu vai divas reizes nomazgā ar 5–6 pilieniem ūdens. Kādas reakcijas var izmantot, lai pierādītu, ka iegūtie slikti šķīstošie savienojumi ir hroma (III) un alumīnija hidroksīdi, nevis sākotnējo sāļu apmaiņas mijiedarbības produkti? Kāpēc hidrolīze notiek gandrīz neatgriezeniski, mijiedarbojoties šo sāļu šķīdumiem? Kāds ir hidrolīzes savstarpējās pastiprināšanās mehānisms? Pieredze 3. Mēģenē ielej 5–6 pilienus alumīnija hlorīda vai sulfāta šķīduma un tādu pašu daudzumu nātrija acetāta šķīduma. Sildiet mēģenes saturu, iegremdējot to karstā ūdenī, un atzīmējiet savus novērojumus. Uzrakstiet reakcijas molekulāros un molekulāri jonu vienādojumus, ņemot vērā, ka reakcijas rezultātā rodas galvenais sāls - dihidroksoalumīnija acetāts. Kāpēc šajā gadījumā izejas sāļu hidrolīzes savstarpējā pastiprināšana aprobežojas ar Al(OH)2CH3COO, nevis alumīnija hidroksīda veidošanos? Kā temperatūras paaugstināšanās ietekmē sāļu hidrolīzes pakāpi? 4. eksperiments. Pievienojiet tādu pašu tilpumu amonija hlorīda 4–6 pilieniem nātrija silikāta šķīduma. Ņemiet vērā izveidoto nogulšņu raksturu un izdalītās gāzes smaku. Uzrakstiet reakcijas molekulāro jonu vienādojumu un apsveriet tās rašanās mehānismu.