Ecuații ionice ale hidrolizei k2s. Tipuri de hidroliză de sare. De ce sunt necesare ecuații ionice
Clasă: 11
Scop: A crea condiții pentru înțelegerea și înțelegerea informațiilor noi, pentru a oferi o oportunitate de a aplica în practică cunoștințele teoretice dobândite.
- Instruire:
Tip de lecție: combinată:
Metode: reproductivă, căutare parțială (euristică), problematică, lucru de laborator, explicativ - ilustrativ.
Rezultatul final al învățării.
Trebuie să știu:
- Conceptul de hidroliză.
- 4 cazuri de hidroliză.
- regulile de hidroliză.
Trebuie să fii capabil să:
- Desenați scheme de hidroliză.
- Preziceți natura mediului și efectul indicatorului asupra unei anumite soluții de sare în funcție de compoziția sării.
În timpul orelor
eu. Organizarea timpului.
Sarcina didactică: crearea unui climat psihologic
- Buna ziua! Luați o foaie de scară de dispoziție și marcați-vă starea de spirit la începutul lecției. Atasamentul 1
Zâmbet! Ei bine, multumesc.
II. Pregătirea pentru a învăța material nou.
Epigraful lecției noastre vor fi cuvintele Kozma Prutkov
Rămâi mereu în alertă.
III. Actualizarea cunoștințelor elevilor.
Dar mai întâi, să ne amintim: clasificarea electroliților, înregistrarea ecuațiilor de disociere a electroliților. (La tablă, trei persoane finalizează sarcina de pe cărți.)
Sondaj frontal la clasă cu privire la următoarele întrebări:
- Ce substanțe se numesc electroliți?
- Cum numim gradul de disociere electrolitică?
- Ce substanțe se numesc acizi în termeni de TED?
- Ce substanțe se numesc baze în termeni de TED?
- Ce substanțe se numesc săruri în termeni de TED?
- Ce substanțe se numesc amfoliți?
- Ce reacții se numesc reacții de neutralizare?
Verificăm răspunsurile la tablă. (Anunțați notele.)
Bine, acum amintiți-vă ce sunt indicatorii? Ce indicatori cunoașteți?
Cum își schimbă culoarea în soluțiile de acizi, alcalii? Să verificăm răspunsurile cu tabelul.
Discuție despre experiență. (Închide un tabel cu experimente de laborator pe tablă.Anexa 3(II))
Soluția de carbonat de sodiu funcționează pe indicatori?
Folosind hârtie colorată, arătați cum se schimbă culoarea indicatoarelor. (Un elev de pe primul rând la tablă.)
Soluția de sulfat de aluminiu funcționează pe indicatoare?
(Un elev de pe al 2-lea rând de la tablă îndeplinește sarcina anterioară pentru soluția de sulfat de aluminiu).
Soluția de clorură de sodiu funcționează pe indicatoare?
(Folosind hârtie colorată, arătați în tabel, pe tablă, schimbarea culorii indicatorului).
Completați același tabel în fișele de lucru pentru toată lumea. Anexa 3 (II)
Acum comparați cele două tabele de pe tablă și trageți o concluzie despre natura mediului înconjurător al sărurilor propuse.
ΙV. Învățarea de materiale noi.
De ce pot exista medii foarte diferite în soluțiile sărate?
Subiectul lecției noastre de astăzi va ajuta la răspunsul la această întrebare. Despre ce crezi că va fi vorba? ( Elevii decid subiectul lecției.
Să încercăm să descifrăm cuvântul „HIDRO – LIZ”. Provine din două cuvinte grecești „hydor” – apă, „lysis” – descompunere, descompunere. (Propriile definiții)
HIDROLIZA SĂRURILOR este o reacție de interacțiune de schimb ionic a sărurilor cu apa, ducând la descompunerea acestora.
În această lecție, ce vom învăța? ( Împreună cu elevii formulăm scopul principal al lecției).
Ce este hidroliza, haideți să facem cunoștință cu patru cazuri de hidroliză, regulile hidrolizei. Vom învăța cum să întocmim scheme de hidroliză, să prezicem natura mediului și efectul indicatorului asupra unei anumite soluții de sare prin compoziția sării.
Sarea se disociază în ioni, iar ionii rezultați interacționează cu ionii de apă.
Să trecem la sare, Na 2 CO 3, ca rezultat al interacțiunii, care bază și ce acid au format sarea? (NaOH + H2CO3).
Amintiți-vă clasificarea electroliților
NaOH este un electrolit puternic, iar H 2 CO 3 este unul slab. Care este natura mediului înconjurător al acestei sări? Ce concluzie se poate trage?
Ca rezultat al interacțiunii, ce bază și ce acid au format o sare - AI 2 (SO 4) 3? (AI(OH)3 + H2S04). Unde este cel slab și unde este electrolitul puternic? Ce concluzionam?
Ca rezultat al interacțiunii, ce bază și ce acid au format o sare - NaCl? (NaOH + HCI).Determină rezistența acestor electroliți.
Ce tipar ai observat? Înregistrați constatările pe foile de lucru.
Un exemplu al cărui caz de hidroliză nu a fost dat într-un experiment de laborator? ( Când o sare este formată dintr-o bază slabă și un acid slab.) Care este natura mediului în acest caz?
Înregistrați constatările pe foile de lucru. Anexa 3 (III). Vorbește-le din nou.
În funcție de direcția reacției de hidroliză, poate fi împărțită în reversibilă și ireversibilă
Conform algoritmului, ei trebuie să învețe să elaboreze scheme de ecuații de hidroliză. ( Anexa 4).
Să ne uităm la exemplul de sare, K 2 S - profesor la tablă.
În urma interacțiunii, ce bază și ce acid se formează această sare? Realizarea unei înregistrări:
1. K 2 S→KOH puternic
↓
H 2 S slab
Care este natura mediului înconjurător al acestei sări?
2. Notăm ecuația de disociere a sării: K 2 S↔2K + + S2-
3. Subliniază ionul electrolit slab.
4. Notăm ionul unui electrolit slab dintr-o nouă linie, adăugăm HOH la el, punem semnul ↔, notăm ionul OH -, deoarece mediu alcalin.
5. Punem semnul „+”, notăm ionul format din ionul de sare S 2– și ionul rămas din molecula de apă - HS -.
Scriem ecuația finală a hidrolizei:
K 2 S + H 2 O ↔ KOH + KHS
Ce se formează în urma hidrolizei? Deci, de ce natura mediului înconjurător este alcalină?
Înregistrați hidroliza ZnCl 2 , (toate independent în caiete, un elev la tablă).
Luați în considerare exemplul manualului Al 2 S 3 .( str.150)
Când nu este înregistrată o schemă de hidroliză? (Pentru săruri cu caracter neutru al mediului.)
Și așa am analizat patru cazuri de hidroliză.
Ne-am familiarizat cu regulile hidrolizei: acesta este un proces reversibil,
un caz special al unei reacții de schimb ionic, hidroliză mereu scurgeri prin cation sau anion slab electrolit.
Am învățat cum să întocmim scheme de hidroliză, să prezicem natura mediului și efectul indicatorului asupra unei anumite soluții de sare prin compoziția sării.
Folosind algoritmul, întocmește în mod independent scheme pentru hidroliza sărurilor. ( Anexa 3 (IV)
După finalizare, verificăm sarcina vecinului, evaluăm lucrarea.
Minut de educație fizică
V. Consolidarea materialului studiat
Pe foaia de lucru aveți întrebări de rezolvat, le vom răspunde. ( Anexa 3(V)).
Băieți, vă rugăm să rețineți că acest subiect se găsește în temele pentru examen în toate cele trei părți. Să ne uităm la o selecție de sarcini și să stabilim ce complexitate conțin întrebările din aceste sarcini? ( Anexa 5).
Care este importanța hidrolizei materie organică in industrie?
Obținerea alcoolului de hidroliză și obținerea săpunului. ( Mesajul studentului)
Băieți, vă amintiți ce obiective aveam înaintea noastră?
Am ajuns la ei?
Care este concluzia lecției?
CONCLUZII LECȚIEI.
1. Dacă sarea este formată dintr-o bază tare și un acid tare, atunci hidroliza într-o soluție de sare nu are loc, deoarece legarea ionilor nu are loc. Indicatoarele nu își schimbă culoarea.
2. Dacă sarea este formată dintr-o bază tare și un acid slab, atunci se produce hidroliza de-a lungul anionului. Mediul este alcalin.
3. Dacă se formează o sare prin neutralizarea unei baze slabe a unui metal cu un acid puternic, atunci hidroliza are loc de-a lungul cationului. Miercuri este acidă.
4. Dacă sarea este formată dintr-o bază slabă și un acid slab, atunci hidroliza poate avea loc atât de-a lungul cationului, cât și de-a lungul anionului. Indicatoarele nu își schimbă culoarea. Mediul depinde de gradul de disociere a cationului și anionului rezultat.
V. Reflecție.
Marcați-vă starea de spirit la sfârșitul lecției pe scara dispoziției. (Atasamentul 1)
S-a schimbat starea ta de spirit? Cum evaluezi cunoștințele acumulate, pe spatele răspunsului anonim, monosilabic, la 6 întrebări.
- Ești mulțumit de lecție?
- Te-a interesat?
- Ai fost activ în clasă?
- Ai reușit să arăți ceea ce ai deja și să obții altele noi?
- Ai invatat multe?
- Ce ti-a placut mai mult?
VI. Teme pentru acasă.
- § 18, p. 154 Nr. 3, 8, 11, fișe de sarcini individuale.
- Pentru a studia independent modul în care alimentele sunt hidrolizate în corpul uman ( str.154).
- Gasit in UTILIZAȚI materiale Sarcini 2009-2012 pe tema „Hidroliza” și completați într-un caiet.
O condiție prealabilă pentru apariția reacțiilor între electroliți este îndepărtarea anumitor ioni din soluție, datorită formării de substanțe slab disociate, sau substanțe eliberate din soluție sub formă de precipitat sau gaz. Pentru a reflecta corect esența și mecanismul reacțiilor de schimb ionic, ecuațiile reacției trebuie scrise în formă ion-moleculară. în careelectroliții puternici se scriu sub formă de ioni, slabi și puțin solubili - sub formă moleculară.
EXEMPLUL 5. Reacția de neutralizare. Reacție care implică electroliți puternici.
HNO 3 + NaOH = NaNO 3 + H 2 O
Ecuația ion-moleculară completă: H+ + NU 3 - + N / A+ + Oh- = N / A+ + NU 3 - + H 2 O
Scurtă ecuație ion-moleculară: H+ + Oh- = H 2 O(exprimă entitate chimică reacții).
Concluzie: în soluții de electroliți puternici, reacția are loc ca urmare a legării ionilor cu formarea unui electrolit slab(în acest caz, apă).
EXEMPLUL 6.Reacție care implică electroliți slabi.HCN + NH 4 Oh = NH 4 CN + H 2 O
: HCN + NH 4 Oh = NH 4 + + CN- + H 2 O
Reacția care implică electroliți slabi (exemplul 6) include două etape: disocierea electroliților slabi (sau puțin solubili) în ioni și legarea ionilor pentru a forma un electrolit mai slab. Deoarece procesele de descompunere în ioni și legarea ionilor sunt reversibile, reacțiile de schimb ionic sunt reversibile.
Direcția reacțiilor de schimb ionic este determinată de modificarea energiei Gibbs . O reacție poate decurge spontan numai în direcția pentru care DG< 0 până când se ajunge la o stare de echilibru, când DG = 0. O măsură cantitativă a măsurii în care o reacție decurge de la stânga la dreapta este constanta de echilibru LA DIN. Pentru reacția prezentată în exemplul 6: LA DIN = [ NH 4 +][ CN- ]/[ HCN][ NH 4 Oh].
Constanta de echilibru este legată de modificarea energiei Gibbs prin ecuația:
DG0 T = - 2,3 RTlgK C (15)
Dacă LA DIN > 1 , DG < 0 O reacție directă are loc spontan dacă LA DIN < 1, DG > 0 reacția se desfășoară în sens invers.
Constanta de echilibru LA DIN calculat prin constantele de disociere ale electroliților slab disociați:
LA DIN =K ref. in-in /LA prod. (16)
Pentru reacția prezentată în exemplul 6, constanta de echilibru este calculată prin ecuația:
LA DIN = K HCN . K NH 4 Oh / K H 2 O\u003d 4.9.10-9.!, 76.10-5 / 1014 \u003d 8.67.K C\u003e 1 , urmări. reacția se desfășoară în direcția înainte.
Regula generală care rezultă din expresia pentru K DIN , este asta reacțiile de schimb ionic au loc în direcția unei legături mai puternice a ionilor, adică în direcția de formare a electroliților cu valori mai mici ale constantelor de disociere.
7. Hidroliza sărurilor.
Hidroliza sării este o reacție de schimb de ioni între sare și apă. Hidroliza este o reacție inversă de neutralizare: KatAn + H 2 OÛ KatOH + HAN (17)
acid de sare de bază
În funcție de puterea acidului și a bazei formate, soluția de sare devine alcalină ca urmare a hidrolizei. (pH> 7) sau acru (pH< 7).
Există patru tipuri de hidroliză:
1. Săruri ale acizilor tari și ale bazelor tari – hidroliza nu este supusă, deoarece atunci când interacționează cu apa, nu se formează un electrolit slab. Prin urmare, în soluții de astfel de săruri pH=7, acestea. mediu neutru .
2. Săruri ale bazelor tari și ale acizilor slabi – hidroliza are loc de-a lungul anionului. Pentru soluțiile de săruri de baze tari și acizi polibazici, hidroliza are loc practic în prima etapă cu formarea sărurilor acide.
EXEMPLUL 7. Determinați pH-ul unei soluții centimol de sulfură de potasiu (DIN K 2 S =0,01 mol/l).
K 2 S – sare a unui acid dibazic slab H2S.
Hidroliza sării este exprimată prin ecuația:
K 2 S + H 2 OÛ KHS + KOH(se formează o sare acidă - KHS).
Ecuația reacției ionico-moleculare:
S 2- + H 2 OÛ HS - + Oh - (18)
Constanta de echilibru a reacției (constanta de hidroliză) este egală cu: LA G =K H 2 O / K HS - = 10 -14 / 1,2 . 10 - 14 \u003d 0,83, adică Kg<1, urmări. echilibrul este deplasat spre stânga. Excesul rezultat de ioni OH - duce la o schimbare a naturii mediului. Cunoscând K G, puteți calcula concentrația de ioni OH - și apoi pH-ul soluției. K G \u003d. [ HS - ]/[ S 2- ].Ecuația (18) arată că = [ HS- ]. Deoarece sărurile sunt slab hidrolizate (K G< 1), то можно принять, что = 0,01моль/л, тогда = Ö К Г. = Ö 0,83 . 10 -2 = 9 . 10 - 2 . Из уравнения (6) =10-14/[ OH-]=10 -14 /9 . 10 - 2 = 1,1 . 10 - 11 .
Din ecuația (7) pH = -lg1.1. 10 - 11 = 11.
Ieșire.pentru căpH> 7, atunci mediul este alcalin.
3. Săruri ale bazelor slabe și ale acizilor tari – hidroliza are loc prin cation.
Pentru sărurile formate din acizi tari și baze poliacide, hidroliza are loc predominant în prima etapă cu formarea unei săruri bazice.
EXEMPLUL 8. Hidroliza sării clorurii de mangan (sare C = 0,01 mol/l).
MnCI 2 + H 2 OÛ MnOHCI + HCI(se formează sarea bazică de MnOHCI).
Ecuația ionico-moleculară: Mn 2+ + H 2 OÛ MnOH + + H + (prima etapă de hidroliză)
constanta de hidroliza: LA G = K H 2 O / K MnOH + = 10 -14 /4 . 10 - 4 = 2,5 . 10 - 11 .
Un exces de ioni de H + duce la o schimbare a naturii mediului. Calculul pH-ului soluției se efectuează în mod analog cu exemplul 7.
Constanta de hidroliză este: LA G =[ H + ] . [ MnOH + /[ Mn 2+ ]. Deoarece această sare este foarte solubilă în apă și complet disociată în ioni, atunci DIN sare =[ Mn2+ ] = 0,01 mol/l.
De aceea [ H + ] = Ö LA G . [ Mn 2+ ] =Ö 2,5 . 10 - 11. 10 - 2 \u003d 5. 10 - 7, pH = 6,3.
Ieșire. pentru căpH < 7, atunci mediul este acid.
4. Săruri ale bazelor slabe și acizilor slabi- hidroliza are loc atât în cation cât şi în anion.
În cele mai multe cazuri, aceste săruri se hidrolizează complet pentru a forma o bază și un acid.
EXEMPLUL 9. Hidroliza sării de acetat de amoniu. CH 3 COONH 4 + H 2 OÛ CH 3 COOH + NH 4 Oh
Ecuația ionico-moleculară: CH 3 GÂNGURI - + NH 4 + + H 2 OÛ CH 3 COOH + NH 4 Oh .
Constanta de hidroliză este: LA G = K H 2 O /LA pentru tine . LA principal .
Natura mediului este determinată de puterea relativă a acidului și a bazei.
DEFINIȚIE
sulfură de potasiu- o sare medie formata dintr-o baza tare - hidroxid de potasiu (KOH) si un acid slab - hidrogen sulfurat (H 2 S). Formula - K 2 S.
Masa molara - 110g / mol. Sunt cristale cubice incolore.
Hidroliza sulfurei de potasiu
Hidrolizat la anion. Natura mediului este alcalină. Ecuația de hidroliză arată astfel:
Primul stagiu:
K 2 S ↔ 2K + + S 2- (disocierea sării);
S 2- + HOH ↔ HS - + OH - (hidroliza anionică);
2K + + S 2- + HOH ↔ HS - + 2K + + OH - (ecuația în formă ionică);
K 2 S + H 2 O ↔ KHS + KOH (ecuația moleculară).
Al doilea pas:
KHS ↔ K + +HS - (disocierea sării);
HS - + HOH ↔H2S + OH - (hidroliza anionică);
K + + 2HS - + HOH ↔ H 2 S + K + + OH - (ecuația în formă ionică);
KHS + H 2 O ↔ H 2 S + KOH (ecuația moleculară).
Exemple de rezolvare a problemelor
EXEMPLUL 1
| Sarcina | Sulfura de potasiu se obține prin încălzirea unui amestec de potasiu și sulf la o temperatură de 100-200 o C. Ce masă de produs de reacție se formează dacă interacționează 11 g de potasiu și 16 g de sulf? |
| Soluţie | Scriem ecuația de reacție pentru interacțiunea sulfului și potasiului: Să aflăm numărul de moli ai substanțelor inițiale folosind datele indicate în starea problemei. Masa molară a potasiului este de -39 g / mol, sulf - 32 g / mol. υ (K) \u003d m (K) / M (K) \u003d 11/39 \u003d 0,28 mol; υ (S) \u003d m (S) / M (S) \u003d 16/32 \u003d 0,5 mol. Deficit de potasiu (υ(K)< υ(S)). Согласно уравнению υ (K 2 S) \u003d 2 × υ (K) \u003d 2 × 0,28 \u003d 0,56 mol. Aflați masa sulfurei de potasiu ( Masă molară– 110 g/mol): m (K 2 S) \u003d υ (K 2 S) × M (K 2 S) \u003d 0,56 × 110 \u003d 61,6 g. |
| Răspuns | Masa sulfurei de potasiu este de 61,6 g. |
1.4. Hidroliza sării
Hidroliza este procesul de interacțiune de schimb a ionilor de sare cu apa, care duce la formarea unor substanțe slab disociate și însoțite de o modificare a reacției ( pH) mediu inconjurator.
Esența hidrolizei sării este că există o schimbare în echilibrul disocierii apei datorită legării unuia dintre ionii săi cu formarea unei substanțe slab disociate sau puțin solubile. Ca urmare a hidrolizei, se pot forma molecule de acizi și baze slabe, anioni de săruri acide sau cationi de săruri bazice. În cele mai multe cazuri, hidroliza este un proces reversibil. Odată cu creșterea temperaturii și a diluției, hidroliza este îmbunătățită. Hidroliza se desfășoară diferit în funcție de puterea acidului și a bazei care au format sarea. Să luăm în considerare diverse cazuri de hidroliză a sărurilor.
a) Sarea este formată dintr-un acid slab și o bază tare ( K 2 S).
Când este dizolvat în apă, K 2 S se disociază
K2S2K + + S2-.
La compilarea ecuațiilor de hidroliză, în primul rând, este necesar să se determine ionii de sare care leagă ionii de apă în compuși cu disociere scăzută, adică. ioni pentru hidroliză.
În acest caz, ionii S 2- leagă cationul H +, formând ionul HS -
S 2– + H 2 OHS – + OH –
Ecuația de hidroliză în formă moleculară
K2S + H2OKHS + KOH.
În practică, hidroliza sării este limitată predominant la prima etapă cu formarea unei sări acide (în acest caz, KHS). Astfel, hidroliza unei sări formate dintr-o bază tare și un acid slab (cum ar fi K2S) are loc la anionul sării. Un exces de ioni OH - în soluție determină o reacție alcalină a mediului din soluție (pH> 7).
b)COl este format dintr-o bază slabă și un acid puternic (CuCl 2, Al 2 ( ASA DE 4 ) 3).
Când este dizolvat în apă, CuCl 2 se disociază
СuCl 2 Cu 2+ + 2Cl -
Ionii de Cu 2+ se combină cu ionii OH - pentru a forma hidroxoioni CuOH + . Hidroliza sării este limitată la prima etapă, iar formarea moleculei de Cu(OH) 2 nu are loc. Ecuația ion-moleculară are forma
Cu 2+ + HOHCuOH + + H + .
În acest caz, produsele de hidroliză sunt o sare bazică și un acid. Ecuația de hidroliză în formă moleculară se scrie după cum urmează
CuCl2 + H2OCuOHCI + HCI.
Astfel, hidroliza unei sări formate dintr-o bază slabă și un acid puternic (în acest caz, CuCl 2) are loc la cationul de sare. Un exces de ioni de H + în soluție determină o reacție acidă a mediului în soluție (pH<7).
Când se dizolvă în apă Al2(S04)3 se disociază
Al2(SO4)32Al3+ + 3SO42-.
În acest caz, ionii Al 3+ se combină cu ioni OH - formând hidroxoioni AlOH 2+ . Hidroliza sării este limitată la prima etapă și formarea unei molecule Al(OH ) 3 nu apare. Ecuația ion-moleculară are forma
Al3+ + H2O AlOH2+ + H+.
Produsele electrolizei sunt o sare bazică și un acid.
Ecuația de hidroliză în formă moleculară se scrie după cum urmează
Al2(S04)3+2H2O2AlOHS04 + H2S04.
c) Sarea este formată dintr-un acid slab și o bază slabă (CH 3 COONH 4).
CH3COO - + NH4 + + H2O CH3COOH + NH4OH.
În acest caz, se formează doi compuși ușor disociați, iar pH-ul soluției depinde de puterea relativă a acidului și a bazei. Dacă produsele de hidroliză pot fi îndepărtate din soluție, atunci hidroliza continuă până la finalizare. De exemplu
Al 2 S 3 + 6 H 2 O \u003d 2Al (OH) 3↓ + 3H2S.
Sunt posibile și alte cazuri de hidroliză ireversibilă, ele nu sunt greu de prezis, deoarece pentru ireversibilitatea procesului este necesar ca cel puțin unul dintre produșii de hidroliză să părăsească sfera de reacție.
G) Săruri formate dintr-un acid puternic și o bază puternică ( NaCl, K 2 ASA DE 4 , RbBretc.) nu suferă hidroliză, deoarece singurul compus cu disociere scăzută este H 2 O (рН=7). Soluțiile acestor săruri sunt neutre. De exemplu
NaCI + H2O NaOH + HCI
Na + + CI - + H2O Na + + OH – + H + + Cl –
H20H++ + OH-.
Reacțiile de hidroliză reversibile sunt complet supuse principiului lui Le Chatelier. De aceea hidroliza sării poate fi îmbunătățită (și chiar să o facă ireversibilă) în următoarele moduri:
1) adăugați apă;
2) se încălzește soluția, ceea ce intensifică disocierea endotermă a apei, ceea ce înseamnă că crește numărul ionilor de H + și OH, necesari pentru hidroliza sării;
3) se leagă unul dintre produșii de hidroliză într-un compus puțin solubil sau se îndepărtează unul dintre produși în fază gazoasă; de exemplu, hidroliza cianurii de amoniu NH4CN va fi mult sporită prin descompunerea hidratului de amoniac cu formarea amoniacului NH3 și apă:
NH4+ + CN- + H20NH3 + H2O + HCN.
Hidroliza poate fi suprimată , procedând astfel:
1) crește concentrația de dizolvat;
2) se răcește soluția (pentru a slăbi hidroliza, soluțiile sărate trebuie păstrate concentrate și la temperaturi scăzute);
3) introduceți în soluție unul dintre produșii de hidroliză; de exemplu, acidulează soluția dacă mediul ei este acid ca urmare a hidrolizei sau alcalinizează dacă este alcalină.
Îmbunătățirea reciprocă a hidrolizei Să presupunem că echilibrele sunt stabilite în diferite vase
CO 3 2– + H 2 O HCO 3 – + OH –
Al3+ + H20 AlOH2+ + H+
Ambele săruri sunt ușor hidrolizate, dar dacă soluțiile sunt amestecate, atunci are loc legarea ionilor H + și OH -. În conformitate cu principiul Le Chatelier, ambele echilibre sunt deplasate spre dreapta, hidroliza este îmbunătățită și continuă complet
2 AlCl 3 + 3 Na 2 CO 3 + 3 H 2 O \u003d 2 Al (OH) 3↓ + 3 CO 2 + 6 NaCl.
Se numeste intensificarea reciprocă a hidrolizei . Astfel, dacă amestecați soluții de săruri, dintre care una este hidrolizată de cation, iar cealaltă de anion, hidroliza este intensificată și continuă complet.
O.A. Napilkova, N.S. Dozortseva
Dizolvarea substanțelor în apă este adesea însoțită de o interacțiune chimică de natură schimbătoare. Procese similare sunt combinate sub denumirea de hidroliză. O mare varietate de substanțe suferă hidroliză: săruri, carbohidrați, proteine, esteri, grăsimi etc. Unul dintre cele mai importante cazuri de hidroliză este hidroliza sărurilor. Se înțelege ca interacțiunea de schimb a ionilor unei sări dizolvate cu apa cu formarea unui electrolit slab. Ca urmare a hidrolizei, se formează fie o bază slabă, fie un acid slab, sau ambele, în urma cărora se produce o schimbare a echilibrului disocierii apei: Luați în considerare următoarele cazuri de hidroliză a sărurilor. Q Când se dizolvă o sare formată dintr-un cation de bază puternic și un anion acid puternic (de exemplu, KN03, CsCl, Rb2SO4 etc.), echilibrul de disociere a apei nu se schimbă semnificativ, deoarece ionii unei astfel de săruri cu apă nu se modifică. formează produse ușor disociate. Prin urmare, de exemplu, în sistemul: CsCl + HOH CsOH + HC1 sau cs + 4- cg + non t ± cs + + he "+ n + + cr, non he ~ singurul compus ușor disociat este apa. Ca rezultat , echilibrul reacției este complet deplasat la stânga, adică hidroliza CsCl practic nu are loc, iar soluția nu conține un exces vizibil nici de ioni de hidrogen, nici de ioni de hidroxid, adică are o reacție neutră.Sărurile formate prin cationi ai bazelor tari si anioni ai acizilor slabi (CH3SOOK, Na2C03, K2S si etc.), sufera hidroliza.Ecuația pentru hidroliza unor astfel de săruri folosind ca exemplu acetat de potasiu poate fi reprezentată astfel: CH3SOK + HOH + ± CH3COOH + KOH, CH3COO "+ K + + HOH t ± CH3COOH + K * + OH" sau CH3coo- + non (1) Ecuația arată că în acest caz anionul sării suferă hidroliză, reacția este însoțită de formarea de un acid usor disociat.kati educat ionii bazelor slabe și anionii acizilor slabi (CH3COONH4, AI2s3, A1(CH3COO)3 etc.), sunt cel mai ușor hidrolizați, deoarece ionii lor leagă simultan atât H+ cât și OH~, formați în timpul disocierii, în electroliți slabi. Formarea unui acid slab și a unui hidroxid slab ca urmare a hidrolizei asigură că echilibrul acestui proces se deplasează spre dreapta. Reacția mediului în soluții de astfel de săruri depinde de puterea relativă a acidului și a bazei. Dacă puterea lor este egală, poate fi și neutră, ceea ce are loc, de exemplu, în timpul hidrolizei CH3COONH4: În practică, de multe ori trebuie să se ocupe de hidroliza sărurilor care conțin un ion cu încărcare multiplă a unui component slab (bază sau acid) și ioni încărcați individual ai unuia puternic. În timpul hidrolizei unor astfel de compuși - de exemplu, K2CO3 sau Cu (N03) 2, de regulă, se formează săruri acide și, respectiv bazice: sau În plus, înainte de formarea unui acid sau a unei baze slabe libere, hidroliza nu are loc de obicei datorită acumulării ionilor OH "sau H" 1 ". Excepții apar atunci când proprietățile bazice sau acide ale ionilor multivalenți sunt extrem de slab exprimate sau când procesul de hidroliză este îmbunătățit în mod special (de exemplu, prin încălzire). În astfel de cazuri, hidroliza se desfășoară treptat și adesea aproape până la sfârșit: FeCl3 + HOH? ± FeOHCl2 + HC1, (etapa I) FeOHCl2 + HOH £ Fe(OH)2Cl + HC1, (etapa II) Fe(OH)2Cl + HOH Fe(OH)3 I + HC1.(Stadiul ill) Sărurile acide ale acizilor slabi, de asemenea, hidroliza.Totuși aici, odată cu hidroliză, are loc și disocierea anionului de sare acidă.Deci, într-o soluție de bicarbonat de potasiu are loc hidroliza ionului HC03~ simultan, ducând la acumularea de ioni de hidroxid: HC03- + HOH H2CO3 + OH „și disocierea acestuia, în urma căreia se formează Ioni Xia H +: HC03 "t ± CO32" + H +. Astfel, reacția unei soluții de sare acidă poate fi fie alcalină (dacă hidroliza anionului prevalează asupra disocierii sale - exact așa se întâmplă într-o soluție de hidrocarbonat) sau acidă (în cazul opus). Cantitativ, procesul de hidroliză se caracterizează prin gradul de hidroliză h și constanta KH. Gradul de hidroliză a sării este raportul dintre numărul de molecule de sare hidrolizată și numărul total de molecule de sare dizolvate. Se exprimă de obicei în procente: numărul de molecule hidrolizate. numărul total de molecule dizolvate În majoritatea cazurilor, gradul de hidroliză a sărurilor este neglijabil. Deci, într-o soluție de acetat de sodiu 1%, h este 0,01% la 25 °C. Gradul de hidroliză depinde de natura sării dizolvate, de concentrația acesteia și de temperatura soluției. Expresia constantei de hidroliză a sării (Kg) se obține pe baza procesului de hidroliză, a constantei de echilibru și a constantei concentrației moleculelor de apă: o sare dată de ioni asupra gradului și constantei de hidroliză a fost deja discutată în detaliu mai sus. . Având în vedere reversibilitatea hidrolizei, echilibrul acestui proces depinde de toți acei factori care afectează echilibrul reacțiilor de schimb ionic.De exemplu, se deplasează spre descompunerea sării inițiale dacă produșii rezultați (cel mai adesea sub formă de sărurile bazice) sunt puțin solubile.Adăugând în sistem un exces din una dintre substanțele formate în timpul reacției (de obicei acizi sau alcaline), este posibil, în conformitate cu legea acțiunii masei, să se deplaseze echilibrul spre invers. reacţie. Dimpotrivă, adăugarea unui exces de apă, adică diluarea soluției, în conformitate cu legea de acțiune a maselor, duce la faptul că hidroliza se desfășoară mai complet. Efectul temperaturii asupra gradului de hidroliză rezultă din principiul JTe al lui Chatelier. Procesul de hidroliză este endotermic (deoarece reacția de neutralizare, care este inversa procesului de hidroliză, este exotermă). Odată cu creșterea temperaturii, echilibrul se deplasează către o reacție endotermă, adică procesul de hidroliză se intensifică. Din cele de mai sus urmează regulile generale privind deplasarea echilibrului hidrolitic. Dacă este de dorit să o deplasați către cea mai completă descompunere a sării, atunci este necesar să lucrați cu soluții diluate și la temperatură ridicată. Dimpotrivă, pentru ca hidroliza să se desfășoare cât mai puțin posibil, este necesar să se lucreze cu soluții concentrate și „la rece”. Întrebări și sarcini pentru soluții independente 1. Care oameni de știință au dezvoltat teoria disocierii electrolitice? 2. Dați exemple de electroliți aparținând diferitelor clase de compuși anorganici. 3. Cum afectează natura unei legături chimice disociarea substanțelor din soluții? 4. Desenați o diagramă a disocierii electroliților din apă care au o rețea cristalină ionică. 5. Desenați o diagramă a disocierii moleculelor de electrolit polar în apă. 6. Care este rolul permitivității solventului în procesul de disociere electrolitică? 7. Cum și de ce se modifică gradul de disociere al electroliților slabi odată cu modificarea concentrației soluției? Dați exemple de substanțe care sunt electroliți slabi. 8. Care este efectul temperaturii asupra procesului de disociere electrolitică? 9. În ce condiții este posibil să se compare valorile gradelor de disociere ale electroliților slabi? 10. Care este diferența fundamentală dintre electroliții puternici și cei slabi? 11. De ce împărțirea electroliților în puternici și slabi este în mare măsură condiționată? 12. Care sunt caracteristicile comportării soluțiilor de electroliți puternici? 13. Desenați diagramele proceselor de disociere a următoarelor substanțe: a) H3P04; b) Cu(OH)2; c) MgS04; d) NaHS03; e) MgOHCI. 14. Cărei clase de compuși anorganici aparține apa? De ce? 15. Calculați concentrația ionilor în soluțiile următorilor electroliți: a) K + într-o soluție de carbonat de potasiu cu o fracție de masă K2CO3Yu% (p-1,09 g/ml); b) S042~ - în soluţie 0,5 M de K2S04 A12(SG4)3. Răspuns: 1,58; 2. 16. Concentrația ionilor de sulfat într-o soluție de sulfat de fier (III) este de 0,16 mol/l. Câte grame din această sare sunt conținute în 1 litru de soluție? Disocierea sării este completă. Răspuns: 20 g. 17. Să se determine gradul de disociere al acidului formic într-o soluție cu o concentrație de 0,01 mol/l, dacă 1 ml de soluție conține 6,82 1018 particule dizolvate (molecule și ioni nedisociați). Răspuns: 13,3%. 18. 1 litru de soluție 0,01 M de acid acetic conține 6,26 1021 dintre moleculele și ionii săi. Determinați gradul de disociere a acidului acetic. Răspuns: 4%. 19. Calculați fracția de masă (%) a unei soluții de acid formic (p \u003d 1,0 g / ml), dacă concentrația ionilor de hidrogen în ea este de 8,4 10 "3 mol / l. Răspuns: 1,55%. 20. Calculați Soluție de pH, dacă concentrația ionilor de hidrogen este de 4,2 10~5 mol / l. Răspuns: 4,37. 21. Determinați pH-ul soluției dacă concentrația de OH „este 10” 4 mol / l. Răspuns: pH = 10. concentrații de ioni H + și OH în soluții al căror pH este 5,8; 11.4. Raspuns: 1,58 10~6 mol/l; 6,33 10~9 mol/l; 3,98 10~12 mol/l; 0,25 10~2 mol/l. 23. Scrieți în forme moleculare și ion-moleculare ecuațiile de reacție pentru interacțiunea următoarelor substanțe: a) K2S + NiS04 - e) Ca (N03) 2 + K2C03 - b) K2S03 + HC1 - f) HN03 + Ba (OH) ) 2 c) AgN03 + KI g) Fe(N03)2 + Na3P04 - d) Fe(S04)3 + KOH h) H2S04 + RbOH 24 H2S04 - b) CaCO3 + HC1 - d) KCN + HC1 25. Care este hidroliza sărurilor? De ce soluțiile de sare pot fi acide, alcaline sau neutre? 26. Ce săruri suferă hidroliză parțială? Dă exemple. 27. Ce săruri și de ce se hidroliză complet? Dă exemple. 28. Ce săruri nu suferă hidroliză? De ce se întâmplă asta? Dați exemple de astfel de săruri și dovediți validitatea judecăților dvs. scriind ecuațiile de reacție corespunzătoare. 29. În ce cazuri, în timpul hidrolizei sărurilor, se formează: a) săruri acide; b) săruri bazice? Dați exemple pentru fiecare caz scriind ecuațiile de reacție. 30. Ce substanțe, pe lângă săruri, suferă procesul de hidroliză? 31. Care este importanţa hidrolizei: a) în organismele vii; b) în cele mai importante industrii chimice; c) în natură? 32. Care este gradul de hidroliză și ce factori îi afectează valoarea? Dă exemple. 33. Ce caracterizează constanta de hidroliză? De ce factori depinde? 34. Alcătuiți ecuațiile moleculare și ion-moleculare pentru reacția de hidroliză a următoarelor săruri: Ca (CH3COO) 2, KC1, K2C03, Ni (N03) 2. Specificați culoarea indicatorilor în soluțiile lor. 35. Indicați care săruri suferă hidroliză: FeCl3, K2S, SnCl2, AgN03. Alcătuiți ecuații moleculare și ion-moleculare ale procesului de hidroliză. 36. Se va schimba culoarea fenolftaleinei atunci când este adăugată la o soluție de sulfură de sodiu? 37. De ce o soluție de clorură de aluminiu devine roșie când se adaugă turnesol? 38. Scrieți o ecuație pentru hidroliza carbonatului de rubidio și explicați modul în care diluția și încălzirea soluției afectează hidroliza. 39. Într-o eprubetă s-a pus o soluție de carbonat de cesiu, iar în cealaltă s-a pus o soluție de clorură de nichel (II). De ce o singură soluție capătă o culoare de zmeură atunci când se adaugă fenolftaleină? Care? Scrieți ecuațiile pentru hidroliza acestor săruri. 40. Completați ecuațiile pentru următoarele reacții, ținând cont de posibilitatea hidrolizei ireversibile a sărurilor formate: a) A12(S04)8 + Na2S + HOH = b) FeCl3 + (NH4)2C03 + HOH = . 41. Faceți ecuațiile pentru reacțiile de hidroliză ireversibilă a sărurilor A1 (CH3COO) 3 și Cr2 (CO3) 3. 42. De ce atunci când se adaugă apă la o soluție apoasă concentrată de clorură de staniu (I), o sare bazică precipită, dar când se adaugă o soluție de acid clorhidric nu are loc precipitarea?
