BILETUL #23

1. Care dintre următoarele săruri suferă hidroliză:CuCl 2 , N / A 2 ASA DE 4 , Ca(NOz) 2? Calculați pH-ul soluției dacă concentrația acestei săruri este de 0,5 mol/l, iar constanta de disociere a bazei esteK2= 2.19 * .

Soluţie:

Sulfatul de sodiu Na 2 SO 4 și nitratul de calciu Ca (NOz) 2 sunt săruri ale bazelor tari și ale acizilor tari, prin urmare nu suferă hidroliză.

Clorura de cupru va fi hidrolizată (2)CuCl 2 - sare a unei baze slabe (Cu (OH) 2) si a unui acid tare (HCl). Hidroliza continuă prin cation, în principal în prima etapă. Miercuri este acidă.

Disocierea clorurii de cupru (2):

CuCl 2 \u003d Cu 2+ + 2Cl -

Hidroliza clorurii de cupru în prima etapă:

Cu 2+ + H 2 O ↔ CuOH + + H +

CuCl 2 + H 2 O ↔ Cu(OH)Cl + HCl

= √(K g *s)

Pentru sărurile care sunt hidrolizate de cation, constanta de hidroliză K g este egală cu:

K g \u003d K w / K b, unde K w \u003d 10 -14 este produsul ionic al apei, K b este constanta de disociere a bazei.

pentru că hidroliza clorurii de cupru (2) are loc în principal în prima etapă, apoi pentru calcul folosim constanta de hidroliză pentru prima etapă, care este egală cu: K g (1) = K w / K b (2)

Deci, pH-ul acestei soluții este:

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

2. Determinați pH-ul unei soluții de acid fluorhidric 0,1 M (HF), a cărei constantă de disociere este K a = 6,67* .

Soluţie:

Acidul fluorhidric este un electrolit slab. Pentru acizii slabi, concentrația ionilor de hidrogen în soluție se calculează prin formula:

[ H + ] = √( K A * cm ) \u003d √ (6,67 * 10 -4 * 0,1) \u003d 8,17 * 10 -3 (mol / l)

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

3. În ce direcție se va deplasa echilibrul reacției 2CO +?O 2 <=>2CO 2 a) cu creșterea temperaturii (∆Н<0); б) при увеличении общего давления в системе?

Soluţie:

Conform principiului lui Le Chatelier, dacă se produce vreo acțiune externă asupra unui sistem aflat în echilibru, atunci favorizează apariția uneia dintre cele două reacții opuse, ceea ce reduce acest efect.

DAR) pe măsură ce temperatura crește, echilibrul se schimbăîn direcția unei reacții endoterme care procedează cu absorbția de căldură, adică La stânga: reactia directa este exotermica, inversa - endotermica;

B) când presiunea totală în sistem crește, echilibrul se schimbăîn direcția scăderii volumului, adică dreapta(deoarece pV = const)

Soluţie:

Disocierea carbonatului de calciu:

CaCO 3 ↔ Ca 2+ + CO 3 2-

Conform ecuației de disociere a sării,

ETC ( CaCO 3 ) = * = 2

\u003d √PR \u003d √ (4,4 * 10 -9) \u003d 6,63 * 10 -5 (mol / l)

Să traducem concentrația ionilor de calciu în g/l:

C \u003d M * M B \u003d 6,63 * 10 -5 mol / l * 40 g / mol \u003d 2,652*10 -3 g/l

(C este concentrația exprimată în grame de solut pe litru de soluție, M este concentrația molară a soluției, MB este masa molară a cationului de calciu)

Agenția Federală pentru Educație Instituția de învățământ de stat de învățământ profesional superior Universitatea de stat din Novgorod. Yaroslav cel Înțelept Facultatea de Științe Naturale și Resurse Naturale Departamentul de Chimie și Ecologie HIDROLIZA SĂRURII Ghid pentru lucrul de laborator Veliky Novgorod 2006 Hidroliza sării: Metoda. Decret. / Comp. V. P. Kuzmicheva, I. V. Letenkova. - Veliky Novgorod: NovGU, 2006. - 4 p. Hidroliza este un tip de reacție ionică și este interacțiunea de schimb a unor săruri cu apa. Reacția de hidroliză are loc numai în cazurile în care ionii formați în timpul disocierii sării sunt capabili să formeze compuși insolubili, gazoși sau ușor disociați (molecule sau ioni complecși) cu ioni - produse ale ionizării apei (H+, OH-). Trei tipuri de săruri sunt supuse hidrolizei. Acestea sunt săruri formate din: 1) un acid slab și o bază tare; 2) bază slabă și acid puternic; 3) acid slab și bază slabă. În condiții normale, sărurile formate dintr-o bază tare și un acid tare nu suferă hidroliză. Trebuie remarcat faptul că hidroliza sărurilor primului și celui de-al doilea dintre aceste tipuri are loc reversibil. După egalizarea vitezelor proceselor directe și inverse (reacții de hidroliză și neutralizare), se stabilește echilibrul chimic. Prin urmare, atunci când scrieți ecuațiile de hidroliză pentru aceste săruri, trebuie folosit simbolul ↔. Hidroliza sărurilor celui de-al treilea grup în anumite condiții poate decurge aproape ireversibil și, în acest caz, semnul egal (=) sau o săgeată (→) ar trebui să fie reprezentate în ecuațiile de reacție. Hidroliza sărurilor acizilor monobazici slabi Luați în considerare primul caz de hidroliză folosind ca exemplu acetat de sodiu (o sare a unui acid acetic slab și o bază tare a hidroxidului de sodiu): CH 3 COONa + H 2 O ↔ CH 3 COOH + NaOH. sau sub formă molecular-ionică: Na + CH 3 COO - + H 2 O ↔ CH 3 COOH + Na + + OH - + C a t ion s N a + s i o n a m și H + și O H - nu formează compuși ușor disociați, deci ei nu iau parte la această reacție. Excluzând cationii de sodiu, obținem o ecuație molecular-ionică redusă pentru reacția de hidroliză a acetatului de sodiu: CH3COO- + H2O ↔ CH3COOH + OH-. După cum se poate observa, reacția soluției de sare ca urmare a hidrolizei este alcalină (pH > 7). Cantitativ, interacțiunea sării cu apa se caracterizează prin gradul de hidroliză. Gradul de hidroliză (h) este raportul dintre numărul de molecule care au suferit hidroliză (Nhydr. ), la numărul inițial de molecule de sare în soluție (Nr): h = Nhydr./No Hidroliza sărurilor acizilor polibazici slabi Hidroliza unor astfel de săruri este un proces în mai multe etape, parcurgând o serie de etape. De exemplu, în timpul hidrolizei Na2S, prima etapă are forma: Na2S + H2O ↔ NaHS + NaOH + 2- 2Na + S + H2O ↔ Na+ + HS- + Na+ + OH- Hidroliza prin prima etapă poate fi caracterizată cantitativ prin gradul de hidroliză. Apoi ionul hidrosulfură intră în reacția de schimb cu apa: NaHS + H2O ↔ H2S + NaOH Na+ + HS- + H2O ↔ H2S + Na+ + OH- HS- + H2O ↔ H2S + OH- se desfășoară într-o măsură incomparabil mai mică decât prima . Prin urmare, în răspuns, este suficient să indicați ecuația doar pentru primul pas: Na3PO4 + H2O ↔ Na2HP04 + NaOH PO 4 3- + H 2 O ↔ HPO 4 2- + OH - Hidroliza sărurilor formate din baze slabe acid și un cation individual încărcat al unei baze slabe. De exemplu: NH4Cl + H2O ↔ NH4OH + HCI După cum se poate observa, reacția mediului în acest caz este acidă. În timpul hidrolizei cationilor polivalenți, predomină procesul de adăugare a unui ion hidroxid OH-, având ca rezultat formarea sărurilor bazice. De exemplu, hidroliza clorurii de cupru (II) este descrisă prin ecuația: CuCl2 + H2O ↔ Cu(OH)C1 + HC1 Cu2+ + 2 Cl- + H2O ↔ CuOH+ + H+ + 2 Cl- Cu2+ + H2O ↔ CuOH- + H+ Hidroliza sărurilor formate din acizi slabi și baze slabe.Cationul și anionul sunt încărcate individual.Aceste tipuri de săruri includ în principal săruri de amoniu. În acest caz, produșii de hidroliză sunt acizi și baze slabe: KtAn + H2O = KtOH + HAN, Kt + + An "+ H2O = KtOH + HAN, unde Kt + și An - sunt cationul și anionul bazelor și acizilor slabi, respectiv.Dacă rezultatul Dacă baza de reacție și acidul sunt electroliți de putere egală, atunci soluția are un mediu neutru (pH = 7. În caz contrar, valoarea pH-ului este determinată de raportul dintre constantele de disociere ale acestor compuși. De exemplu, în timpul hidrolizei fluorurii de amoniu NH 4 F + H 2 O = NH 4 OH + HF pH-ul soluției este mai mic de șapte (pH< 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). Cationul este incarcat multiplu, anionul este incarcat individual.Asemenea saruri nu se obtin din cauza hidrolizei complete si ireversibile. Excepție fac unii acetați și formiați, care, la hidroliză, dau precipitate de săruri bazice slab solubile. De exemplu: Al (CH 3 COO) 3 + H 2 O \u003d AlOH (CH 3 COO) 2 + CH 3 COOH Al 3+ + 3CH 3 COO - + H 2 O \u003d A1OH (CH 3 COO) 2 + CH 3 COOH Cationii și anionii se încarcă multiplicat.O examinare atentă a tabelului de solubilitate arată că în majoritatea cazurilor astfel de săruri sunt insolubile în apă, drept urmare hidroliza lor poate fi neglijată. Ca excepție, pot fi citate sulfurile de aluminiu și de crom. Aceste săruri pot fi obținute prin metode chimice „uscate”, totuși, dacă sunt expuse la apă, va avea loc o hidroliză completă și ireversibilă: A12S3 + 6 H2O = 2 A1(OH)3 + 3 H2S Modalități de îmbunătățire și suprimare a hidrolizei chimice și metode fizice. Metodele chimice se bazează pe modificarea concentrațiilor de substanțe aflate în echilibru. Dacă se introduce un reactiv într-o soluție dintr-o sare hidrolizabilă care leagă ionii H+ și OH– formați în timpul hidrolizei, atunci, în conformitate cu principiul lui Le Chatelier, echilibrul se deplasează către hidroliză crescută; ca urmare, hidroliza poate trece complet la formarea produselor sale finale. Adăugarea de apă într-o soluție are un efect similar - diluarea este cea mai simplă modalitate de a îmbunătăți hidroliza. Din punct de vedere fizic, echilibrul în timpul hidrolizei poate fi schimbat prin modificarea temperaturii. Procesul invers de hidroliză - reacția de neutralizare - are loc cu eliberarea de căldură, iar hidroliza este un proces endotermic. Prin urmare, o creștere a temperaturii duce la o creștere a hidrolizei, iar o scădere a temperaturii duce la o slăbire. Reacții de întărire reciprocă a hidrolizei O reacție care dă exact aceleași produse ca în exemplul precedent poate fi efectuată într-un mod diferit. Dacă luăm o soluție de clorură de aluminiu și adăugăm o soluție de sulfură de sodiu, atunci în locul sulfurei de aluminiu așteptate obținem un precipitat de hidroxid de aluminiu și hidrogen sulfurat: 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 Astfel de reacții se numesc reacții de îmbunătățire reciprocă de hidroliză. În soluțiile de AlCl 3 și Na 2 S, echilibrele se stabilesc separat: Al3+ + H2O ↔ AlOH2+ + H+ S2- + H2O ↔ HS+ + OH- Când aceste soluții sunt amestecate, protonii sunt legați de ionii de hidroxid într-o moleculă de apă și se echilibrează, în conformitate cu principiul Le Chatelier, se deplasează la dreapta. Același lucru se întâmplă cu etapele ulterioare ale hidrolizei cationilor. Ca rezultat, hidroliza cationului de aluminiu și a anionului sulfură este aproape completă. Prin urmare, în ecuațiile de hidroliză a unor astfel de săruri se pune semnul „=" sau „→” între substanțele inițiale și produșii reacției.Iată un alt exemplu de astfel de reacție: + 2H2O = H2SiO3 +2NH4OH + 2Na+ + 2Cl- SiO 3 2- + 2 NH 4 + + 2H2 O = H2 SiO 3 + 2 NH 4 OH soluții de clorură de sodiu, clorură de bariu, sulfat de sodiu și azotat de potasiu și testați reacțiile soluțiilor folosind hârtie indicator universal. faceți acest lucru, tăiați o fâșie de hârtie indicatoare în 4 - 5 părți și așezând-le pe o bandă de hârtie de filtru albă, atingeți o bucată de hârtie indicator cu o baghetă de sticlă umezită cu soluția de testat Clătiți tija de sticlă cu apă înainte testarea următoarei soluții Soluțiile sărurilor luate pentru experiment conțin un exces de ioni H+ sau OH-? oliza? SĂRURILE FORMATE DIN BAZE TARI ȘI ACIZI SLABI. Experiment 1. Se toarnă 3-4 picături de soluție de acetat de sodiu într-o eprubetă și se determină pH-ul soluției folosind hârtie indicator universal. O soluție de acetat de sodiu patează după adăugarea a 1 - 2 picături de fenolftaleină? Pe baza concentrației soluției C, calculați pH-ul acesteia și comparați cu datele experimentale. Completați următorul tabel: Formula sării calculată = √Kb * C pH calculat din datele experimentale Scrieți ecuația molecular-ionică pentru hidroliza acetatului de sodiu. Dați două sau trei exemple de alți acetați a căror hidroliză corespunde acestei ecuații. Experiența 2. Turnați 5-6 picături de soluție de carbonat de sodiu într-un tub, același volum de sulfit de sodiu într-un altul și comparați culoarea ambelor soluții după adăugarea a 1-2 picături de fenolftaleină sau verificați reacția soluțiilor folosind universal hârtie indicatoare. Scrieți ecuațiile de hidroliză molecular-ionică. Comparați comportamentul ambelor săruri în soluție și, fără a face calcule, determinați care dintre cele două soluții are relativ mai multe: a). gradul de hidroliză h; b). concentrația ionilor de hidroxid; în). valoare PH. Care anion - CO32- sau SO32- - este o bază mai puternică? Calculați constantele de hidroliză ale ambelor săruri. Completați tabelul: Sare h pH Kb = Kω / K2 Experimentul 3. Faceți aceleași experimente comparative cu soluții de hidrosăruri - bicarbonat și hidrosulfat de sodiu. Adăugați 1 - 2 picături de fenolftaleină în soluția primei sare și 1 - 2 picături de turnesol în soluția celei de-a doua, după ce vă asigurați că fenolftaleina rămâne incoloră în soluția de hidrosulfat de sodiu. Scrieți ecuațiile molecular-ionice pentru hidroliza ambelor săruri și explicați diferența dintre proprietățile soluțiilor lor. Ce funcție - baze sau acizi - predomină în ionul HCO3- și în ionul HSO3-? Comparați rezultatele experimentului cu datele calculate comparând valorile Kb și K2. Completați tabelul: Sare Date cu experiență Date calculate Concluzii Reacția cu pH (mai mare decât Kb = Kω / K1 K2 soluție sau mai mică de 7) NaHCO3 NaHSO3 SARE FORMATĂ CU ACIZI PUTERNICI ȘI BAZELE SLABE. Experiență 1. Determinați reacția unei soluții apoase de clorură de amoniu sau sulfat de amoniu folosind hârtie indicator universal. Scrieți ecuația molecular-ionică pentru reacția de hidroliză. Experiența 2. Folosind turnesol, determinați reacția unei soluții de clorură de zinc, sulfat de zinc și sulfat de aluminiu. Scrieți ecuațiile moleculare și molecular-ionice pentru hidroliza sărurilor. Experiența 3. La 3 - 4 picături de soluție de clorură de antimoniu sau de bismut, adăugați același volum de apă. Ce se observă? Se acidulează soluția cu câteva picături de acid clorhidric concentrat, apoi se diluează din nou soluția. Ce se observă? Scrieți o ecuație molecular-ionică pentru hidroliza clorurii de antimoniu sau de bismut, ținând cont că aceasta produce clorură de oxoantimoniu slab solubilă SbOCl și, în consecință, clorură de oxovismut BiOCl. INTERACȚIUNEA SOLUȚIUNILOR DE SĂRURI, ÎNTĂRÂND RECIPROC HIDROLIZA UNEI ALE ALELDE. Experimentul 1. Se toarnă 5-6 picături dintr-o soluție de clorură sau sulfat de crom (III) într-o eprubetă conică și se adaugă prin picurare o soluție de carbonat de sodiu până se formează un precipitat de compus slab solubil. Experimentul 2. Efectuați același experiment într-o eprubetă conică cu o soluție de clorură de aluminiu sau sulfat de aluminiu, adăugând soluție de sulfură de amoniu prin picurare până când se formează un precipitat de compus slab solubil. Se separă precipitatele obținute în ambele experimente din soluții și se spală o dată - de două ori cu 5 - 6 picături de apă. Ce reacții pot dovedi că compușii slab solubili rezultați sunt hidroxizi de crom (III) și aluminiu, și nu produși ai interacțiunii de schimb a sărurilor originale? De ce, atunci când soluțiile acestor săruri interacționează, hidroliza lor are loc aproape ireversibil? Care este mecanismul de îmbunătățire reciprocă a hidrolizei? Experiența 3. Se toarnă 5-6 picături de soluție de clorură de aluminiu sau sulfat și aceeași cantitate de soluție de acetat de sodiu într-o eprubetă. Se încălzește conținutul eprubetei prin scufundarea acesteia în apă fierbinte și se notează observațiile. Scrieți ecuațiile moleculare și molecular-ionice ale reacției, ținând cont că în timpul reacției se formează sarea principală - acetat de dihidroxoaluminiu. De ce, în acest caz, îmbunătățirea reciprocă a hidrolizei sărurilor inițiale este limitată la formarea de Al(OH)2CH3COO și nu hidroxid de aluminiu? Cum afectează creșterea temperaturii gradul de hidroliză a sărurilor? Experimentul 4. Adăugați același volum de clorură de amoniu la 4 - 6 picături de soluție de silicat de sodiu. Observați natura precipitatului format și mirosul gazului care iese. Scrieți ecuația molecular-ionică a reacției și luați în considerare mecanismul apariției acesteia.

Universitatea Tehnică a Petrolului de Stat Ufa

Catedra de Chimie Generală şi Analitică

Ajutor didactic

pentru lucrări de laborator pe tema:

Hidroliza sării

Conceput pentru studenții de non-chimie

și facultățile de chimie ale universităților.

Alcătuit de: Syrkin A.M., Prof., Candidat la Științe Chimice, Rolnik L.Z., Conf. univ.

Doctor în științe chimice

Referent Sergeeva L.G., profesor asociat, candidat la științe chimice.

© Statul Ufa

tehnica uleiului

Universitatea, 2002

Hidroliza sării

Hidroliza sărurilor este interacțiunea ionilor lor cu apa, bazată pe efectul de polarizare al ionilor asupra moleculelor de apă, în urma căruia, de regulă, egalitatea este încălcată.

caracteristica apei pure.

Există 4 grupe de săruri:

o sare formată dintr-o bază tare și un acid tare;

o sare formată dintr-o bază slabă și un acid puternic;

o sare formată dintr-o bază tare și un acid slab;

o sare formata dintr-o baza slaba si un acid slab.

Prin urmare, luăm în considerare 4 opțiuni pentru acțiunea apei asupra sării.

1) Acest grup include săruri precum NaCI, KCI, NaNO3, Na2SO4 și altele.Cationii și anionii acestor săruri au sarcini mici și dimensiuni semnificative. În același timp, efectul lor de polarizare asupra moleculelor de apă este mic, adică interacțiunea sării cu apa practic nu are loc. Acest lucru se aplică cationilor precum K+ și Na+ și anionilor precum CI- și NO3-. Prin urmare, sărurile unei baze puternice și a unui acid puternic nu sunt supuse hidrolizei.. În acest caz, echilibrul disocierii apei în prezența ionilor de sare aproape nu este perturbat.

Prin urmare, soluțiile unor astfel de săruri sunt practic neutre (pH ≈ 7).

2) Dacă sarea este formată dintr-un cation de bază slab NH 4 + , AI 3+ , Mg 2+ etc. și un anion al unui acid puternic (Cl -, NO 3 -, SO 4 2- etc.), apoi are loc hidroliza conform cation(numai cationul de sare are efect de polarizare). Un exemplu este procesul:

a) sub formă moleculară

NH4CI + H20NH4OH + HCI;

b) sub formă ion-moleculară

NH4+ + CI- + H20NH4OH + H++ + CI-;

c) sub formă ionico-moleculară scurtă

NH4+ + H20NH4OH + H+.

Hidroliza se datorează formării unui compus slab disociat - NH 4 OH. Ca urmare, echilibrul de disociere electrolitică a apei se deplasează și în soluție apare un exces de ioni de hidrogen, astfel încât reacția mediului este acidă (pH< 7). Очевидно, чем полнее протекает гидролиз, тем более показатель среды отличается от состояния нейтральности.

Observăm imediat că procesul de hidroliză poate fi caracterizat cantitativ prin două valori: 1) gradul de hidroliză (h); 2) constanta de hidroliză (Kg).

gradhidroliză este raportul dintre numărul de molecule de sare care au suferit hidroliză și numărul total de molecule de sare în soluție; sau gradul de hidroliză este înțeles ca un număr care arată ce parte din cantitatea totală de sare este hidrolizată, adică transformată prin acțiunea apei în acidul sau baza corespunzătoare (sau în săruri acide sau bazice).

Gradul de hidroliză se calculează din ecuația pentru constanta de disociere a bazei slabe (sau acidului) corespunzătoare și a produsului ionic al apei.

Luați în considerare aceste caracteristici pentru hidroliza sării de clorură de amoniu.

Să scriem din nou ecuația de hidroliză sub forma ion-moleculară:

NH4+ + H20NH4OH + H+

Conform legii acțiunii masei, constanta de echilibru a acestei reacții va avea următoarea formă:

K p =
(1)

Concentrația de apă practic nu se modifică într-o soluție de sare, adică 0 = egal = const (2)

= K p = K g (3)

Produsul a două constante K p este o valoare constantă și se numește constanthidroliză Pentru Domnul.

Din ecuația produsului ionic al apei avem

K H 2 O = (4)

=
(5)

Atunci ecuația (1) poate fi scrisă după cum urmează:

K g =
(6)

Atitudine

=, (7)

unde K principal. este constanta de disociere a bazei slabe NH 4 OH.

Atunci expresia (6) are forma

K g = (8)

Cu cât sunt mai mulți Kg, cu atât sarea este supusă hidrolizei.

Din ecuația (3), se poate calcula gradul de hidroliză a sării.

K g = =
(9)

Să presupunem că concentrația sării inițiale este c mol/l, gradul de hidroliză este h, apoi se hidroliza ch moli de sare, se formează ch moli de NH 4 OH și ch g- ioni de H +.

La echilibru, concentrațiile vor avea următoarele valori:

= (c-ch)

Inlocuim aceste valori in ecuatia (5).

, (10)

K g = (11)

Deoarece h este o valoare mică (h ≤ 0,01), putem presupune că (1 - h) ≈ 1

K g =
; (12)

h = =
. (13)

Din ecuația rezultată rezultă că gradul de hidroliză (h) este mai mare:

cu cât mai mult K H 2 O, adică cu atât temperatura este mai mare (produsul ionic al apei K H 2 O depinde de temperatură în proporție directă);

cu cât K bazic este mai mic, adică cu atât baza formată ca urmare a hidrolizei este mai slabă;

cu cât concentrația de sare este mai mică, adică soluția este mai diluată.

Astfel, pentru a crește gradul de hidroliză, este necesar să se dilueze soluția și să se ridice temperatura. Am considerat a 2-a variantă a hidrolizei unei sări formate dintr-o bază slabă și un acid puternic. Clorura de cupru (II) aparține, de asemenea, aceleiași varietăți de săruri. Această sare este formată dintr-o bază cu două acizi Cu(OH) 2 și un acid monobazic. În acest caz, procesul de hidroliză decurge treptat. La temperatura camerei, se realizează practic 1 etapă de hidroliză. Să notăm prima etapă a hidrolizei sării de clorură de cupru (II) în 3 forme:

sub formă moleculară

CuCl2 + H20 CuOHCI + HCI;

sub formă ion-moleculară

Cu2+ + 2CI- + H20 (CuOH) + + CI- + H + + CI-;

sub formă moleculară ionică scurtă

Cu2+ + H20 (CuOH) + + H+

Hidroliza se datorează formării particulelor cu disociere scăzută (CuOH) + . Ca urmare, echilibrul de disociere electrolitică a apei este deplasat, apare un exces de ioni de hidrogen în soluție, reacția pH-ului mediului.< 7. Гидролиз протекает prin cation.

Sarea bazică formată ca rezultat al primei etape de hidroliză poate fi supusă unei interacțiuni ulterioare cu apa. Cu toate acestea, a doua etapă a hidrolizei este mai puțin pronunțată. Acest lucru se datorează unei scăderi a K bazic. în timpul trecerii de la K principal.1 la K principal.2 etc. De exemplu, deoarece ionii (CuOH) + se disociază mai slab decât Cu(OH) 2 , atunci se formează în primul rând în timpul hidrolizei CuCl 2 .

A doua etapă de hidroliză a clorurii de cupru (II) poate fi reprezentată după cum urmează:

sub formă moleculară

CuOHCI + H2O Cu(OH)2  + HCI;

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

sub formă moleculară ionică scurtă

(CuOH) + + H20 Cu(OH)2 + H+.

„Chimia cuprului” - Îmbogățire. Uzina de îmbogățire Norilsk. Lovitură de nichel. Produse. Plan. Dispozitiv dispozitiv pentru electroliza soluțiilor apoase de săruri. Culoare. Pepite de cupru. Tijă de cupru (fig.) Catod de cupru. Intervalul convertizorului. Norilsk este cel mai mare centru de producție de cupru-nichel din țară. Ni Al Cu Mg Li.

„Cupru metalic” - Pătrunderea sărurilor de cupru în organism duce la diferite boli umane. Densitate 8,92 g/cm3, punct de topire 1083,4 °C, punct de fierbere 2567 °C. CUPRU (lat. În total, corpul unei persoane medii (greutate corporală 70 kg) conține 72 mg de cupru. Datorită conductibilității sale termice ridicate, cuprul este un material indispensabil pentru diferite schimbătoare de căldură și echipamente frigorifice.

„Hidroliza sării” - Hidroliza sărurilor. Test de control. Hidroliza compușilor binari. Sângele conține: NaHCO3, Na2H2PO4. Baze tari (Alcaline) LiOH NaOH KOH RbOH CsOH Ca(OH)2 Sr(OH)2 Ba(OH)2. Schimbarea direcției de hidroliză. Suprimarea. Hidroliza anionică (sarea este formată dintr-o bază tare și un acid slab).

„Exemple de hidroliză de sare” - Determinați pH-ul soluției. Compuneți ecuațiile ionice și moleculare ale proceselor în curs. Grad de hidroliză? g (proporția unităților hidrolizate) Constanta de hidroliză - Kg. Exemplu: Hidroliza unui cation. M+ + n2o?moh + n+. În multe cazuri este necesară prevenirea hidrolizei. Procesul de schimb de descompunere a apei prin ioni de sare se numește hidroliză.

„Hidroliza soluțiilor sărate” - Sarcina B9: masa de acid acetic, care este conținută în 0,5 l de soluție de CH3COOH cu o fracție de masă de 80% (densitate 1,1 g/ml), este ____________. 1) Ecuația reacției se scrie: H2SO4 + 2KOH ??? K2S04 + 2H2O. Examen de stat unificat la CHIMIE (consultația 3). Ca rezultat al reacției, a cărei ecuație termochimică este C + O2=CO2+393,5 kJ, s-a eliberat 1967,5 kJ de căldură.

„Hidroliza chimică” – Influența hidrolizei asupra procesului de evoluție geologică, chimică și biologică a planetei. Legătura subiectului cu viața de zi cu zi. Conținutul lecției. Familiarizarea cu tipurile de control al cunoștințelor. Modalități de a motiva învățarea. Metodele de activitate ale profesorului și elevilor. Stabilirea scopurilor și obiectivelor pentru lecție. Tomilova Natalia Vladimirovna