БИЛЕТ № 23

1. Какая из перечисленных солей подвергается гидролизу: CuCl 2 , Na 2 SO 4 , Са(N Оз) 2 ? Рассчитать рН раствора, если концентрация этой соли равна 0.5 моль/л, а константа диссоциации основания равна Кь2 = 2.19 * .

Решение:

Сульфат натрия Na 2 SO 4 и нитрат кальция Са(NОз) 2 – соли сильных оснований и сильных кислот, поэтому гидролизу не подвергаются.

Гидролизоваться будет хлорид меди (2) CuCl 2 – соль слабого основания (Cu(OH) 2) и сильной кислоты (HCl). Гидролиз протекает по катиону , преимущественно по I ступени. Среда кислая.

Диссоциация хлорида меди (2):

CuCl 2 = Cu 2+ + 2Cl -

Гидролиз хлорида меди по первой ступени:

Cu 2+ + H 2 O ↔ CuOH + + H +

CuCl 2 + H 2 O ↔ Cu(OH)Cl + HCl

= √(К г *с)

Для солей, гидролизующихся по катиону, константа гидролиза К г равна:

К г = K w /K b , где K w = 10 -14 – ионное произведение воды, К b – константа диссоциации основания.

Т.к. гидролиз хлорида меди (2) протекает преимущественно по первой ступени, то для расчёта используем константу гидролиза по первой ступени, которая равна: К г(1) = K w /K b (2)

Итак, рН для данного раствора равен:

рН = - lg = - lg√(К г(1) *с) = - lg√(K w *с/K b (2)) = - lg√(10 -14 *0,5/2,19*10 -7) = 3,82

2. Определите рН 0.1 М раствора плавиковой кислоты (HF ), константа диссоциации которой равна К а = 6.67* .

Решение:

Плавиковая кислота – слабый электролит. Для слабых кислот концентрация водородных ионов в растворе рассчитывается по формуле:

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

рН = - lg = - lg 8,17*10 -3 = 2,09

3. В какую сторону сместится равновесие реакции 2СО + O 2 <=>2С O 2 а) при увеличении температуры (∆Н <0); б) при увеличении общего давления в системе?

Решение:

Согласно принципу Ле Шателье, если на систему, находящуюся в равновесии, производится какое-либо внешнее воздействие, то оно благоприятствует протеканию той из двух противоположных реакций, которая уменьшает это воздействие.

А) при повышении температуры равновесие смещается в сторону эндотермической реакции, протекающей с поглощением тепла, т.е. влево : прямая реакция экзотермическая, обратная – эндотермическая;

Б) при повышении общего давления в системе равновесие смещается в сторону уменьшения объёма, т.е. вправо (т.к. pV = const)

Решение:

Диссоциация карбоната кальция:

СаСО 3 ↔ Са 2+ + СО 3 2-

Согласно уравнению диссоциации соли,

ПР ( СаСО 3 ) = * = 2

= √ПР = √(4,4*10 -9) = 6,63*10 -5 (моль/л)

Переведём концентрацию ионов кальция в г/л:

С = М*М В = 6,63*10 -5 моль/л * 40 г/моль = 2,652*10 -3 г/л

(С – концентрация, выраженная в граммах растворённого вещества на литр раствора, М – молярная концентрация раствора, М В – молярная масса катиона кальция)

Уфимский государственный нефтяной технический университет

Кафедра общей и аналитической химии

Учебно-методическое пособие

к лабораторным работам по теме:

Гидролиз солей

Предназначено для студентов нехимических

и химических факультетов вузов.

Составители: Сыркин А.М., проф., канд.хим.наук, Рольник Л.З., доц.,

д-р хим.наук.

Рецензент Сергеева Л.Г., доц., канд.хим.наук.

© Уфимский государственный

нефтяной технический

университет, 2002

Гидролиз солей

Гидролизом солей называется взаимодействие их ионов с водой, основанное на поляризующем действии ионов на молекулы воды, в результате которого, как правило, нарушается равенство

Характерное для чистой воды.

Различают 4 группы солей:

соль, образованная сильным основанием и сильной кислотой;

соль, образованная слабым основанием и сильной кислотой;

соль, образованная сильным основанием и слабой кислотой;

соль, образованная слабым основанием и слабой кислотой.

Поэтому рассмотрим 4 варианта действия воды на соли.

1) К даннойгруппе относятся такие соли, какNaCI, KCI, NaNO 3 , Na 2 SO 4 и др. Катионы и анионы этих солей имеют небольшие заряды и значительные размеры. При этом их поляризующее действие на молекулы воды невелико, то есть взаимодействие соли с водой практически не происходит. Это относится к таким катионам, какK + иNa + , и к таким анионам, какCI - и NO 3 - . Следовательно, соли сильного основания и сильной кислотыгидролизу не подвергаются . В этом случае равновесие диссоциации воды в присутствии ионов соли почти не нарушается.

Поэтому растворы таких солей практически нейтральны (pH ≈ 7).

2) Ecли соль образована катионом слабого основанияNH 4 + , AI 3+ , Mg 2+ и т.д. и анионом сильной кислоты (Cl - , NO 3 - , SO 4 2- и др.), то происходит гидролиз покатиону (поляризующим действием обладает только катион соли). Примером служит процесс:

а) в молекулярной форме

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

б) в ионно-молекулярной форме

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

в) в краткой ионно-молекулярной форме

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

Гидролиз обусловлен образованием малодиссоциированного соединения - NH 4 OH. В результате равновесие электролитической диссоциации воды смещается и в растворе появляется избыток водородных ионов, поэтому реакция среды кислая (pH < 7). Очевидно, чем полнее протекает гидролиз, тем более показатель среды отличается от состояния нейтральности.

Сразу отметим, что количественно процесс гидролиза можно охарактеризовать двумя величинами: 1) степенью гидролиза (h); 2) константой гидролиза (К г).

Степенью гидролиза называется отношение количества молекул соли, подвергшихся гидролизу, к общему количеству молекул соли в растворе; или под степенью гидролиза понимают число, показывающее, какая часть от общего количества соли гидролизована, то есть превращена действием воды в соответствующую кислоту или основание (или в кислые либо в основные соли).

Степень гидролиза вычисляют, исходя из уравнения константы диссоциации соответствующего слабого основания (или кислоты) и ионного произведения воды.

Рассмотрим эти характеристики для гидролиза соли хлорида аммония.

Запишем ещё раз уравнение гидролиза в ионно-молекулярном виде:

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

По закону действующих масс константа равновесия этой реакции будет иметь следующий вид:

К р =
(1)

Концентрация воды практически не изменяется в растворе соли, то есть 0 = равн = const (2)

= К р = К г (3)

Произведение двух констант К р есть величина постоянная и называетсяконстантой гидролиза К г.

Из уравнения ионного произведения воды имеем

К H 2 O = (4)

=
(5)

Тогда уравнение (1) можно записать таким образом:

К г =
(6)

Отношение

=, (7)

где К осн. – константа диссоциации слабого основанияNH 4 OH.

Тогда выражение (6) имеет вид

К г =(8)

Чем больше К г, тем сильнее соль подвергается гидролизу.

Из уравнения (3) можно вычислить степень гидролиза соли.

К г ==
(9)

Предположим, что концентрация исходной соли равна с моль/л, степень гидролиза h, то гидролизовано ch молей соли, образовалось ch молей NH 4 OH и ch г- ионов H + .

В состоянии равновесия концентрации будут иметь следующие значения:

= (c - ch)

Подставим эти значения в уравнение (5).

, (10)

К г = (11)

Так как h– незначительная величина (h ≤ 0,01),то можно принять, что (1 -h) ≈ 1

К г =
; (12)

h = =
. (13)

Из полученного уравнения следует, что степень гидролиза (h) тем больше:

чем больше К H 2 O , то есть чем выше температура (ионное произведение воды К H 2 O зависит от температуры прямо пропорционально);

чем меньше К осн, то есть чем слабее основание, образующееся в результате гидролиза;

чем меньше концентрация соли, то есть чем больше разбавлен раствор.

Таким образом, для повышения степени гидролиза необходимо разбавить раствор и поднять температуру. Мы рассмотрели 2-й вариант гидролиза соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой. К этой же разновидности солей относится и хлорид меди (II). Данная соль образована двухкислотным основаниемCu(OH) 2 и одноосновной кислотой. В таком случае процесс гидролиза протекает ступенчато. При комнатной температуре, в основном, осуществляется 1 стадия гидролиза. Запишем 1 стадию гидролиза соли хлорида меди (II) в 3-х формах:

в молекулярной форме

CuCI 2 + H 2 O CuOHCI + HCI;

в ионно-молекулярной форме

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

в краткой ионно-молекулярной форме

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

Гидролиз обусловлен образованием малодиссоциирующих частиц (CuOH) + . В результате равновесие электролитической диссоциации воды смещается, в растворе появляется избыток водородных ионов, реакция среды pH < 7. Гидролиз протекает по катиону .

Образующаяся в результате первой ступени гидролиза основная соль может подвергаться дальнейшему взаимодействию с водой. Однако вторая ступень гидролиза выражена менее сильно. Это обусловлено уменьшением К осн. при переходе от К осн.1 к К осн.2 и т.д. Например, поскольку ионы (CuOH) + диссоциируют слабее, чем Cu(OH) 2 , то он и образуется в первую очередь при гидролизе CuCI 2 .

Вторую ступень гидролиза хлорида меди (II) можно представить следующим образом:

в молекулярной форме

CuOHCI + H 2 O Cu(OH) 2  + HCI;

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

в краткой ионно-молекулярной форме

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

Электролиз расплавов солей

Для получения высокоактивных металлов (натрия, алюминия, магния, кальция и др.), легко вступающих во взаимодействие с водой, применяют электролиз расплава солей или оксидов:

1. Электролиз расплава хлорида меди (II).

Электродные процессы могут быть выражены полуреакциями:

на катоде K(-): Сu 2+ + 2e = Cu 0 - катодное восстановление

на аноде A(+): 2Cl – - 2e = Cl 2 - анодное окисление

Общая реакция электрохимического разложения вещества представляет собой сумму двух электродных полуреакций, и для хлорида меди она выразится уравнением:

Cu 2+ + 2 Cl – = Cu + Cl 2

При электролизе щелочей и солей оксокислот на аноде выделяется кислород:

4OH – - 4e = 2H 2 O + O 2

2SO 4 2– - 4e = 2SO 3 + O 2

2. Электролиз расплава хлорида калия:

Электролиз растворов

Совокупность окислительно-восстановительных реакций, которые протекают на электродах в растворах или расплавах электролитов при пропускании через них электрического тока, называют электролизом.

На катоде «-» источника тока происходит процесс передачи электронов катионам из раствора или расплава, поэтому катод является «восстановителем».

На аноде «+» происходит отдача электронов анионами, поэтому анод является «окислителем».

При электролизе как на аноде, так и на катоде могут происходить конкурирующие процессы.

При проведении электролиза с использованием инертного (нерасходуемого) анода (например, графита или платины), как правило, конкурирующими являются два окислительных и два восстановительных процесса:
на аноде - окисление анионов и гидроксид-ионов,
на катоде - восстановление катионов и ионов водорода.

При проведении электролиза с использованием активного (расходуемого) анода процесс усложняется и конкурирующими реакциями на электродах являются:
на аноде - окисление анионов и гидроксид-ионов, анодное растворение металла - материала анода;
на катоде - восстановление катиона соли и ионов водорода, восстановление катионов металла, полученных при растворении анода.

При выборе наиболее вероятного процесса на аноде и катоде следует исходить из положения, что будет протекать та реакция, для которой требуется наименьшая затрата энергии. Кроме того, для выбора наиболее вероятного процесса на аноде и катоде при электролизе растворов солей с инертным электродом используют следующие правила:

1. На аноде могут образовываться следующие продукты:

а) при электролизе растворов, содержащих в своем составе анионы SO 4 2- , NО - 3 , РО 4 3- , а также растворов щелочей на аноде окисляется вода и выделяется кислород;

А + 2H 2 O - 4e - = 4H + + O 2

б) при окислении анионов Сl - , Вr - , I - выделяются соответственно хлор, бром, иод;

А + Cl - +e - = Cl 0

2. На катоде могут образовываться следующие продукты:

а) при электролизе растворов солей, содержащих ионы, расположенные в ряду напряжений левее Аl 3+ , на катоде восстанавливается вода и выделяется водород;

К - 2H 2 O + 2e - = H 2 + 2OH -

б) если ион металла расположен в ряду напряжений правее водорода, то на катоде выделяется металл.

К - Me n+ + ne - = Me 0

в) при электролизе растворов солей, содержащих ионы, расположенные в ряду напряжений между Al + и Н + , на катоде могут протекать конкурирующие процессы как восстановления катионов, так и выделения водорода.

Пример: Электролиз водного раствора нитрата серебра на инертных электродах

Диссоциация нитрата серебра:

АgNО 3 = Аg + + NO 3 -

При электролизе водного раствора АgNО 3 на катоде происходит восстановление ионов Аg + , а на аноде - окисление молекул воды:

Катод: Аg + + е = А g

Анод: 2Н 2 О - 4е = 4Н + + О 2

Суммарное уравнение:______________________________________________

4AgNО 3 + 2Н 2 О = 4Ag + 4НNО 3 + О 2

Составьте схемы электролиза водных растворов: а) сульфата меди; б) хлорида магния; в) сульфата калия.

Во всех случаях электролиз проводится с использованием угольных электродов.

Пример: Электролиз водного раствора хлорида меди на инертных электродах

Диссоциация хлорида меди:

CuCl 2 ↔ Сu 2+ + 2Cl -

В растворе находятся ионы Си 2+ и 2Сl - , которые под действием электрического тока направляются к соответствующим электродам:

Катод - Cu 2+ + 2e = Cu 0

Анод + 2Cl - - 2e = Cl 2

_______________________________

CuCl 2 = Cu + Cl 2

На катоде выделяется металлическая медь, на аноде - газообразный хлор.

Если в рассмотренном примере электролиза раствора CuCl 2 в качестве анода взять медную пластинку, то на катоде выделяется медь, а на аноде, где происходят процессы окисления, вместо разрядки ионов Сl 0 и выделения хлора протекает окисление анода (меди).

В этом случае происходит растворение самого анода, и в виде ионов Сu 2+ он переходит в раствор.

Электролиз CuCl 2 с растворимым анодом можно записать так:

Электролиз растворов солей с растворимым анодом сводится к окислению материала анода (его растворению) и сопровождается переносом металла с анода на катод. Это свойство широко используется при рафинировании (очистке) металлов от загрязнений.

Пример: Электролиз водного раствора хлорида магния на инертных электродах

Диссоциация хлорида магния в водном растворе:

MgCl 2 ↔ Mg 2+ +2Сl -

Ионы магния не могут восстанавливаться в водном растворе (идет восстановление воды) , хлорид-ионы - окисляются.

Схема электролиза:

Пример: Электролиз водного раствора сульфата меди на инертных электродах

В растворе сульфат меди диссоциирует на ионы:

СuSО 4 = Сu 2+ + SO 4 2-

Ионы меди могут восстанавливаться на катоде в водном растворе.

Сульфат-ионы в водном растворе не окисляются, поэтому на аноде будет протекать окисление воды.

Схема электролиза:

Электролиз водного раствора соли активного металла и кислородсодержащей кислоты (К 2 SО 4) на инертных электродах

Пример: Диссоциация сульфата калия в водном растворе:

К 2 SО 4 = 2К + + SO 4 2-

Ионы калия и сульфат-ионы не могут разряжаться на электродах в водном растворе, следовательно, на катоде будет протекать восстановление, а на аноде - окисление воды.

Схема электролиза:

или, учитывая, что 4Н + + 4ОН - = 4Н 2 О (осуществляется при перемешивании),

H 2 O 2H 2 + O 2

Если пропускать электрический ток через водный раствор соли активного металла и кислородсодержащей кислоты, то ни катионы металла, ни ионы кислотного остатка не разряжаются.

На катоде выделяется водород, а на аноде - кислород, и электролиз сводится к электролитическому разложению воды.

Электролиз расплава гидроксида натрия

Электролиз воды проводится всегда в присутствии инертного электролита (для увеличения электропроводности очень слабого электролита - воды):

Закон Фарадея

Зависимость количества вещества, образовавшегося под действием электрического тока, от времени, силы тока и природы электролита может быть установлена на основании обобщенного закона Фарадея:

где m - масса образовавшегося при электролизе вещества (г);

Э - эквивалентная масса вещества (г/моль);

М - молярная масса вещества (г/моль);

n - количество отдаваемых или принимаемых электронов;

I - сила тока (А); t - продолжительность процесса (с);

F - константа Фарадея, характеризующая количество электричества, необходимое для выделения 1 эквивалентной массы вещества (F = 96 500 Кл/моль = 26,8 Ач/моль).

Гидролиз неорганических соединений

Взаимодействие ионов соли с водой, приводящее к образованию молекул слабого электролита, называют гидролизом солей.

Если рассматривать соль как продукт нейтрализации основания кислотой, то можно разделить соли на четыре группы, для каждой из которых гидролиз будет протекать по-своему.

1. Соль, образованная сильным основанием и сильной кислотой KBr, NaCl, NaNO 3) , гидролизу подвергаться не будет, так как в этом случае слабый электролит не образуется. Реакция среды остается нейтральной.

2. В соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой FeCl 2 , NH 4 Cl, Al 2 (SO 4) 3 , MgSO 4) гидролизу подвергается катион:

FeCl 2 + HOH → Fe(OH)Cl + HCl

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

В результате гидролиза образуется слабый электролит, ион H + и другие ионы. рН раствора < 7 (раствор приобретает кислую реакцию).

3. Соль, образованная сильным основанием и слабой кислотой (КClO, K 2 SiO 3 , Na 2 CO 3 , CH 3 COONa) подвергается гидролизу по аниону, в результате чего образуется слабый электролит, гидроксид ион и другие ионы.

K 2 SiO 3 + НОH → KHSiO 3 + KОН

2K + +SiO 3 2- + Н + + ОH - → НSiO 3 - + 2K + + ОН -

рН таких растворов > 7 (раствор приобретает щелочную реакцию).

4. Соль, образованная слабым основанием и слабой кислотой (СН 3 СООNН 4 , (NН 4) 2 СО 3 , Al 2 S 3) гидролизуется и по катиону, и по аниону. В результате образуется малодиссоциирующие основание и кислота. рН растворов таких солей зависит от относительной силы кислоты и основания.

Алгоритм написания уравнений реакций гидролиза соли слабой кислоты и силиного основания

Различают несколько вариантов гидролиза солей:

1. Гидролиз соли слабой кислоты и сильного основания: (CH 3 COONa, KCN, Na 2 CO 3).

Пример 1. Гидролиз ацетата натрия.

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

CH 3 COO – + H 2 O ↔ CH 3 COOH + OH –

Так как уксусная кислота слабо диссоциирует, ацетат-ион связывает ион H + , и равновесие диссоциации воды смещается вправо согласно принципу Ле Шателье.

В растворе накапливаются ионы OH - (pH >7)

Если соль образована многоосновной кислотой, то гидролиз идет ступенчато.

Например, гидролиз карбоната: Na 2 CO 3

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

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

Na 2 CO 3 + Н 2 О = NaHCO 3 + NaOH

Практическое значение обычно имеет только процесс, идущий по первой ступени, которым, как правило, и ограничиваются при оценке гидролиза солей.

Равновесие гидролиза по второй ступени значительно смешено влево по сравнению с равновесием первой ступени, поскольку на первой ступени образуется более слабый электролит (HCO 3 –), чем на второй (H 2 CO 3)

Пример 2 . Гидролиз ортофосфата рубидия.

1. Определяем тип гидролиза:

Rb 3 PO 4 ↔ 3Rb + + PO 4 3–

Рубидий – щелочной металл, его гидроксид - сильное основание, фосфорная кислота, особенно по своей третьей стадии диссоциации, отвечающей образованию фосфатов, - слабая кислота.

Идет гидролиз по аниону.

PO 3- 4 + H–OH ↔ HPO 2- 4 + OH – .

Продукты - гидрофосфат- и гидроксид-ионы, среда – щелочная.

3. Составляем молекулярное уравнение:

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

Получили кислую соль – гидрофосфат рубидия.

Алгоритм написания уравнений реакций гидролиза соли сильной кислоты и слабого основания

2. Гидролиз соли сильной кислоты и слабого основания: NH 4 NO 3 , AlCl 3 , Fe 2 (SO 4) 3 .

Пример 1. Гидролиз нитрата аммония.

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

NH 4 + + H 2 O ↔ NH 4 OH + H +

В случае многозарядного катиона гидролиз протекает ступенчато, например:

I ступень: Cu 2+ + HOH ↔ CuOH + + H +

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

СuСl 2 + Н 2 О = CuOHCl + HCl

При этом концентрация ионов водорода и pH среды в растворе также определяются главным образом первой ступенью гидролиза.

Пример 2. Гидролиз сульфата меди(II)

1. Определяем тип гидролиза. На этом этапе необходимо написать уравнение диссоциации соли:

CuSO 4 ↔ Cu 2+ + SO 2- 4 .

Соль образована катионом слабого основания (подчеркиваем) и анионом сильной кислоты. Идет гидролиз по катиону.

2. Пишем ионное уравнение гидролиза, определяем среду:

Cu 2+ + H-OH ↔ CuOH + + H + .

Образуется катион гидроксомеди(II) и ион водорода, среда – кислая.

3. Составляем молекулярное уравнение.

Надо учитывать, что составление такого уравнения есть некоторая формальная задача. Из положительных и отрицательных частиц, находящихся в растворе, мы составляем нейтральные частицы, существующие только на бумаге. В данном случае мы можем составить формулу (CuOH) 2 SO 4 , но для этого наше ионное уравнение мы должны мысленно умножить на два.

Получаем:

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

Обращаем внимание, что продукт реакции относится к группе основных солей. Названия основных солей, как и названия средних, следует составлять из названий аниона и катиона, в данном случае соль назовем «сульфат гидроксомеди(II)».

Алгоритм написания уравнений реакций гидролиза соли слабой кислоты и слабого основания

3. Гидролиз соли слабой кислоты и слабого основания:

Пример 1. Гидролиз ацетата аммония.

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

В этом случае образуются два малодиссоциированных соединения, и pH раствора зависит от относительной силы кислоты и основания.

Если продукты гидролиза могут удаляться из раствора, например, в виде осадка или газообразного вещества, то гидролиз протекает до конца.

Пример 2. Гидролиз сульфида алюминия.

Al 2 S 3 + 6H 2 O = 2Al(OН) 3 + 3H 2 S

2А l 3+ + 3 S 2- + 6Н 2 О = 2Аl(OН) 3 (осадок) + ЗН 2 S (газ)

Пример 3. Гидролиз ацетата алюминия

1. Определяем тип гидролиза:

Al(CH 3 COO) 3 = Al 3+ + 3CH 3 COO – .

Соль образована катионом слабого основания и анионами слабой кислоты.

2. Пишем ионные уравнения гидролиза, определяем среду:

Al 3+ + H–OH ↔ AlOH 2+ + H + ,

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

Учитывая, что гидроксид алюминия очень слабое основание, предположим, что гидролиз по катиону будет протекать в большей степени, чем по аниону. Следовательно, в растворе будет избыток ионов водорода, и среда будет кислая.

Не стоит пытаться составлять здесь суммарное уравнение реакции. Обе реакции обратимы, никак друг с другом не связаны, и такое суммирование бессмысленно.

3 . Составляем молекулярное уравнение:

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

Это тоже формальное упражнение, для тренировки в составлении формул солей и их номенклатуре. Полученную соль назовем ацетат гидроксоалюминия.

Алгоритм написания уравнений реакций гидролиза соли сильной кислоты и сильного основания

4. Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием, гидролизу не подвергаются, т.к. единственным малодиссоциирующим соединением является H 2 O.

Соль сильной кислоты и сильного основания не подвергается гидролизу, и раствор нейтрален.

Общие сведения о гидролизе хлорида меди (II)

ОПРЕДЕЛЕНИЕ

Хлорид меди (II) – средняя соль, образованная слабым основанием – гидроксидом меди (II) (Cu(OH) 2) и сильной кислотой – соляной (хлороводородной) (HCl). Формула — CuCl 2 .

Представляет кристаллы желто-бурого (темно-коричневого) цвета; в виде кристаллогидратов — зеленого. Молярная масса – 134 г/моль.

Рис. 1. Хлорид меди (II). Внешний вид.

Гидролиз хлорида меди (II)

Гидролизуется по катиону. Характер среды – кислый. Теоретически возможна вторая ступень. Уравнение гидролиза имеет следующий вид:

Первая ступень:

CuCl 2 ↔ Cu 2+ + 2Cl — (диссоциация соли);

Cu 2+ + HOH ↔ CuOH + + H + (гидролиз по катиону);

Cu 2+ + 2Cl — + HOH ↔ CuOH + + 2Cl — + H + (ионное уравнение);

CuCl 2 + H 2 O ↔ Cu(OH)Cl +HCl (молекулярное уравнение).

Вторая ступень:

Cu(OH)Cl ↔ CuOH + + Cl — (диссоциация соли);

CuOH + + HOH ↔ Cu(OH) 2 ↓ + H + (гидролиз по катиону);

CuOH + + Cl — + HOH ↔ Cu(OH) 2 ↓ + Cl — + H + (ионное уравнение);

Cu(OH)Cl + H 2 O ↔ Cu(OH) 2 ↓ + HCl (молекулярное уравнение).

Примеры решения задач

ПРИМЕР 1

ПРИМЕР 2

Задание	Запишите уравнение электролиза раствора хлорида меди (II). Какая масса вещества на катоде выделится, если электролизу подвергнут 5 г хлорида меди (II)?
Решение	Запишем уравнение диссоциации хлорида меди (II) в водном растворе: CuCl 2 ↔ Cu 2+ +2Cl — . Условно запишем схему электролиза: (-) Катод: Cu 2+ , H 2 O. (+) Анод: Cl — , H 2 O. Cu 2+ +2e → Cu o ; 2Cl — -2e → Cl 2 . Тогда, уравнение электролиза водного раствора хлорида меди (II) будет выглядеть следующим образом: CuCl 2 = Cu + Cl 2 . Рассчитаем количество вещества хлорида меди (II), используя данные, указанные в условии задачи (молярная масса – 134г/моль): υ(CuCl 2) = m(CuCl 2)/M(CuCl 2) = 5/134 = 0,04 моль. Согласно уравнению реакции υ(CuCl 2) = υ(Cu) =0,04 моль. Тогда рассчитаем массу выделившейся на катоде меди (молярная масса – 64 г/моль): m(Cu)= υ(Cu)×M(Cu)= 0,04 ×64 = 2,56г.
Ответ	Масса выделившейся на катоде меди равна 2,56 г.

Федеральное агентство по образованию Государственное образовательное учреждение высшего профессионального образования Новгородский государственный университет им. Ярослава Мудрого Факультет естественных наук и природных ресурсов Кафедра химии и экологии ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ Методические указания к лабораторной работе Великий Новгород 2006 г Гидролиз солей: Метод. Указ. / Сост. В. П. Кузьмичёва, И. В. Летенкова. – Великий Новгород: НовГУ, 2006. - 4 c. Гидролиз является разновидностью ионных реакций и представляет собой обменное взаимодействие некоторых солей с водой. Реакция гидролиза имеет место лишь в тех случаях, когда ионы, образующиеся при диссоциации соли, способны образовывать с ионами - продуктами ионизации воды (Н+, ОН-) нерастворимые, газообразные или малодиссоциированые соединения (молекулы или сложные ионы). Гидролизу подвергаются соли трёх видов. Это соли образованные: 1) слабой кислотой и сильным основанием; 2) слабым основанием и сильной кислотой; 3) слабой кислотой и слабым основанием. В обычных условиях гидролизу не подвергаются соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой. Следует обратить внимание на то, что гидролиз солей первого и второго из указанных видов протекает обратимо. После выравнивания скоростей прямого и обратного процессов (гидролиза и реакции нейтрализации), устанавливается химическое равновесие. Поэтому при написании уравнений гидролиза этих солей следует использовать символ ↔. Гидролиз солей третьей группы в определённых условиях может протекать практически необратимо и в этом случае в уравнениях реакции следует изображать знак равенства (=) или одну стрелку (→). Гидролиз солей слабых одноосновных кислот Рассмотрим первый случай гидролиза на примере ацетата натрия (соли слабой уксусной кислоты и сильного основания гидроксида натрия): CH 3 COONa + H 2 O ↔ СН 3 СООН +NaOH. или в молекулярно-ионной форме: Na + CH 3 COO - + H 2 O ↔ CH 3 COOH + Na + + ОН - + К а т и о н ы N a + с и о н а м и Н + и О Н - н е о б р а з у ю т малодиссоциированных соединений, поэтому они не принимают участия в этой реакции. Исключив катионы натрия получим сокращенное молекулярно-ионное уравнение реакции гидролиза ацетата натрия: СНзСОО- + Н2О ↔ СНзСООН + ОН-. Как видно, реакция раствора соли в результате гидролиза является щелочной (рН > 7). Количественно взаимодействие соли с водой характеризуется степенью гидролиза. Степень гидролиза (h) это отношение числа молекул подвергшихся гидролизу (Nгидр.), к исходному числу молекул соли в растворе (No): h = Nгидр./No Гидролиз солей слабых многоосновных кислот Гидролиз таких солей - процесс многоступенчатый, протекает через последовательный ряд стадий. Например, при гидролизе Na2S , первая ступень имеет вид: Na2S + H2O ↔ NaHS + NaOH + 2- 2Na + S + H2O ↔ Na+ + HS- + Na+ + OH- Количественно гидролиз по первой ступени можно охарактеризовать степенью гидролиза. Затем в реакцию обменного взаимодействия с водой вступает гидросульфид-ион: NaHS + H2O ↔ H2S + NaOH Na+ + HS- + H2O ↔ H2S + Na+ + OH- HS- + H2O ↔ H2S + OH- Следует обратить внимание, что количественно вторая ступень гидролиза протекает в несравнимо меньшей степени, чем первая. Поэтому в ответе достаточно указать уравнение только для первой ступени: Na3PO4 + H2O ↔ Na2HP04 + NaOH РО 4 3- + Н 2 О ↔ НРО 4 2- + ОН - Гидролиз солей, образованных слабыми основаниями Аналогичным образом можно рассмотреть гидролиз соли, образованной анионом сильной кислоты и однозарядным катионом слабого основания. Например: NН4Cl + H2O ↔ NH4OH + HCI Как видно, реакция среды в этом случае кислая. При гидролизе многовалентных катионов преобладает процесс присоединения одного гидроксид- иона ОН-, в результате чего образуются основные соли. Например, гидролиз хлорида меди (II) описывается уравнением: СuСl2 + Н2О ↔ Сu(ОН)С1 + НС1 Сu2+ + 2 Cl- + Н2О ↔ СuОН+ + Н+ + 2 Сl- Сu2+ + Н2О ↔ СuОН- + Н+ Гидролиз солей образованных слабыми кислотами и слабыми основаниями Катион и анион однозарядны К такого типа солям относятся, в основном, соли аммония. В этом случае продуктами гидролиза являются слабые кислота и основание: KtAn + Н2О = KtOH + HAn, Kt+ + An" + H2O = KtOH + HAn, где Kt + и An - - катион и анион слабых основания и кислоты соответственно. Если образующиеся в результате реакции основание и кислота являются электролитами равной силы, то раствор имеет нейтральную среду (рН = 7). В противном случае значение водородного показателя определяется соотношением констант диссоциации этих соединений. Например, при гидролизе фторида аммония NH 4 F + H 2 O = NH 4 OH + HF водородный показатель раствора меньше семи (рН < 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). Катион -многозарядный, анион - однозарядный Такие соли не получены вследствие полного и необратимого гидролиза. Исключение составляют некоторые ацетаты и формиаты, которые при гидролизе дают осадки малорастворимых основных солей. Например: Аl(СН 3 СОО)з + Н 2 О = АlOH(СНзСОО)2 + СН 3 СООН Al 3+ + 3CH 3 COO - + H 2 O = A1OH(CH 3 COO) 2 + CH 3 COOH Катион и анион многозарядны При внимательном рассмотрении таблицы растворимости видно, что в большинстве случаев такие соли нерастворимы в воде, вследствие этого их гидролизом можно пренебречь. В качестве исключения можно привести сульфиды алюминия и хрома. Эти соли можно получить методами “сухой” химии, однако, если на них подействовать водой, произойдет полный и необратимый гидролиз: A12S3 + 6 Н2О = 2 А1(ОН)3 + 3 H2S Способы усиления и подавления гидролиза Для усиления или подавления гидролиза можно использовать химические и физические способы. Химические способы основаны на изменении концентраций веществ, находящихся в равновесии. Если в раствор гидролизующейся соли ввести реагент, связывающий образующиеся при гидролизе ионы H+ и ОН-, то, в соответствии с принципом Ле Шателье, равновесие смещается в сторону усиления гидролиза; в результате гидролиз может протекать полностью до образования его конечных продуктов. Аналогичное действие оказывает добавление в раствор воды -разбавление наиболее простой способ усиления гидролиза. Физическим способом равновесие при гидролизе может быть смещено путём изменения температуры. Обратный гидролизу процесс - реакция нейтрализации - протекает с выделением теплоты, а гидролиз представляет собой эндотермический процесс. Поэтому повышение температуры ведет к усилению гидролиза, а понижение - к ослаблению. Реакции взаимного усиления гидролиза Реакцию дающую точно такие же продукты как и в предыдущем примере можно провести другим способом. Если взять раствор хлорида алюминия и добавить к нему раствор сульфида натрия, то вместо ожидаемого сульфида алюминия мы получим осадок гидроксида алюминия и сероводород: 2 А1С1з + 3 Na2S + 6 Н2O = 2 А1(0Н)3 + 3 H2S + 6 NaCl 2 А1 + 6 Cl- + 6Na++3 S2- + 6 H2O = 2 A1(OH)3+3 H2S + 6Na+ + 6 Сl- 3+ 2 Al3+ +3 S2 - + 6 H2 O = 2 A1(OH) 3 + 3 H2 S Такие реакции называются реакциями взаимного усиления гидролиза. В растворах AlCl 3 и Na 2 S по отдельности устанавливаются равновесия: Al3+ + H2O ↔ AlOH2+ + H+ S2- + H2O ↔ HS+ + OH- При смешивании этих растворов протоны связываются гидроксид-ионами в молекулу воды и равновесие, в соответствии с принципом Ле Шателье, смещается вправо. Тоже самое происходит с последующими ступенями гидролиза катиона. В результате гидролиз катиона алюминия и сульфидного аниона проходит практически до конца. Поэтому в уравнениях гидролиза таких солей между исходными веществами и продуктами реакции ставят знак "=" или "→”. Приведем еще один пример подобной реакции: Na2SiO3 + 2 NH4CI + 2Н2О = 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 OH Экспериментальная часть. СОЛИ, ОБРАЗОВАННЫЕ СИЛЬНЫМИ ОСНОВАНИЯМИ И СИЛЬНЫМИ КИСЛОТАМИ. Опыт. Налейте в отдельные пробирки растворы хлорида натрия, хлорида бария, сульфата натрия и нитрата калия и испытайте реакции растворов с помощью универсальной индикаторной бумаги. Для этого разрежьте полоску индикаторной бумаги на 4 – 5 частей, и, уложив их на полоску белой фильтровальной бумаги, коснитесь кусочка индикаторной бумаги стеклянной палочкой, смоченной испытуемым раствором. Прежде чем испытать следующий раствор, необходимо стеклянную палочку ополоснуть водой. Содержат ли растворы взятых для опыта солей избыток ионов Н+ или ОН-? Подвергаются ли такие соли гидролизу? СОЛИ, ОБРАЗОВАННЫЕ СИЛЬНЫМИ ОСНОВАНИЯМИ И СЛАБЫМИ КИСЛОТАМИ. Опыт 1. налейте в пробирку 3 – 4 капли раствора ацетата натрия и определите рН раствора с помощью универсальной индикаторной бумаги. Окрашивается ли раствор ацетата натрия после добавления 1 – 2 капель фенолфталеина? Исходя из концентрации раствора С, вычислите его рН и сравните с опытными данными. Заполните следующую таблицу: Формула соли вычисл= √Kb * C рН вычисленный по данным опыта Напишите молекулярно-ионное уравнение гидролиза ацетата натрия. Приведите два – три примера других ацетатов, гидролиз которых отвечает этому уравнению. Опыт 2. Налейте в одну пробирку 5 – 6 капель раствора карбоната натрия, в другую – такой же объём сульфита натрия и сравните окраску обоих растворов после прибавления к ним 1 – 2 капель фенолфталеина или проверьте реакцию растворов с помощью универсальной индикаторной бумаги. Напишите молекулярно-ионные уравнения гидролиза. Сравните поведение обеих солей в растворе и, не производя вычислений, определите в каком из двух растворов относительно большее: а). степень гидролиза h; б). концентрация гидроксильных ионов ; в). значение рН. Какой анион – СО32- или SO32- - является более сильным основанием? Вычислите константы гидролиза обеих солей. Заполните таблицу: Соль h pH Kb = Kω / K2 Опыт 3. Те же сравнительные опыты проделайте с растворами гидросолей – гидрокарбоната и гидросульфата натрия. К раствору первой соли добавьте 1 – 2 капли фенолфталеина, а к раствору второй – 1 – 2 капли лакмуса, предварительно убедившись в том, что в растворе гидросульфата натрия фенолфталеин остаётся бесцветным. Напишите молекулярно-ионные уравнения гидролиза обеих солей и объясните различие в свойствах их растворов. Какая функция – основания или кислоты – преобладает у иона НСО3- и у иона HSO3-? Результаты опыта сопоставьте с вычисленными данными, сравнив величины Kb и К2. Заполните таблицу: Соль Опытные данные Расчётные данные Выводы реакция рН (больше Kb = Kω / K1 К2 раствора или меньше 7) NaHCO3 NaHSO3 СОЛИ, ОБРАЗОВАННЫЕ СИЛЬНЫМИ КИСЛОТАМИ И СЛАБЫМИ ОСНОВАНИЯМИ. Опыт 1. Определите с помощью универсальной индикаторной бумаги реакцию водного раствора хлорида или сульфата аммония. Напишите молекулярно-ионное уравнение реакции гидролиза. Опыт 2. Определите с помощью лакмуса реакцию раствора хлорида цинка, сульфата цинка и сульфата алюминия. Напишите молекулярные и молекулярно-ионные уравнения гидролиза солей. Опыт 3. К 3 – 4 каплям раствора хлорида сурьмы или висмута прибавьте такой же объём воды. Что наблюдается при этом? Подкислите раствор несколькими каплями концентрированной соляной кислоты, после чего вновь разбавьте раствор. Что наблюдается? Напишите молекулярно-ионное уравнение гидролиза хлорида сурьмы или висмута, учитывая, что при этом образуется малорастворимых хлорид оксосурьмы SbOCl и, соответственно, хлорид оксовисмута BiOCl. ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ РАСТВОРОВ СОЛЕЙ, ВЗАИМНО УСИЛИВАЮЩИХ ГИДРОЛИЗ ДРУГ ДРУГА. Опыт 1. Налейте в коническую пробирку 5 – 6 капель раствора хлорида или сульфата хрома (III) и прибавьте по каплям раствор карбоната натрия до образования осадка малорастворимого соединения. Опыт 2. Тот же опыт проделайте в конической пробирке с раствором хлорида или сульфата алюминия, прибавляя к нему по каплям раствор сульфида аммония до образования осадка малорастворимого соединения. Отделите осадки, полученные в обоих опытах, от растворов и промойте их один – два раза 5 – 6 каплями воды. Какими реакциями можно доказать, что образовавшиеся малорастворимые соединения представляют собой гидроксиды хрома (III) и алюминия, а не продукты обменного взаимодействия исходных солей? Почему при взаимодействии растворов этих солей гидролиз их протекает практически необратимо? Каков механизм взаимного усиления гидролиза? Опыт 3. Налейте в пробирку 5 – 6 капель раствора хлорида или сульфата алюминия и столько же раствора ацетата натрия. Содержимое пробирки нагрейте, опустив её в горячую воду, и отметьте наблюдения. Напишите молекулярное и молекулярно-ионное уравнения реакции, учитывая, что при реакции образуется основная соль – ацетат дигидроксоалюминия. Почему в этом случае взаимное усиление гидролиза исходных солей ограничивается образованием Al(OH)2CH3COO, а не гидроксида алюминия? Как влияет увеличение температуры на степень гидролиза солей? Опыт 4. К 4 – 6 каплям раствора силиката натрия добавьте такой же объём хлорида аммония. Отметьте характер образовавшегося осадка и запах выделяющегося газа. Напишите молекулярно-ионное уравнение реакции и рассмотрите механизм её протекания.