Гидролиз солей - Уфимский государственный нефтяной

Реклама
Уфимский государственный нефтяной технический университет
Кафедра общей и аналитической химии
Учебно-методическое пособие
к лабораторным работам по теме:
ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ
Уфа
2002
1
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
2
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
[H+] = [OH-], характерное для чистой воды.
Различают 4 группы солей:
1) соль, образованная сильным основанием и сильной кислотой;
2) соль, образованная слабым основанием и сильной кислотой;
3) соль, образованная сильным основанием и слабой кислотой;
4) соль, образованная слабым основанием и слабой кислотой.
Поэтому рассмотрим 4 варианта действия воды на соли.
1) К данной группе относятся такие соли, как NaCI, KCI, NaNO3, Na2SO4
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, как K+ и Na+, и к таким анионам, как CI- и NO3-. Следовательно, соли сильного основания и сильной кислоты гидролизу 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 основания NH4+, AI3+, Mg2+ и
т.д. и анионом сильной кислоты (Cl-, NO3-, SO42- и др.), то происходит гидролиз по катиону (поляризующим действием обладает только катион соли).
Примером служит процесс:
а) в молекулярной форме
NH4CI + H2O
NH4OH + HCI;
б) в ионно-молекулярной форме
NH4+ + CI- + H2O
NH4OH + H+ + CI- ;
в) в краткой ионно-молекулярной форме
NH4+ + H2O
NH4OH + H+ .
Гидролиз обусловлен образованием малодиссоциированного соединения
- NH4OH. 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 (Кг).
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).
3
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:
NH4+ + H2O
NH4OH + H+
По закону действующих масс константа равновесия этой реакции будет
иметь следующий вид:
[ NH 4 OH ][ H  ]
Кр =
[ NH 4 ][ H 2 O]
(1)
Концентрация воды практически не изменяется в растворе соли, то есть
[H2O]0=[H2O]равн = const
(2)
Поэтому
[ NH 4 OH ][ H  ]
= Кр [H2O] = Кг
[ NH 4 ]
(3)
Произведение двух констант Кр [H2O] есть величина постоянная и называется константой гидролиза Кг.
Из уравнения ионного произведения воды имеем
КH2O = [H+] [OH-]
(4)
K H 2O
[H+] =
(5)
[OH  ]
Тогда уравнение (1) можно записать таким образом:
Кг =
[ NH 4 OH ]K H 2O
(6)

[ NH 4 ]  [OH  ]
Отношение
[ NH 4 OH ]

[ NH 4 ]  [OH  ]
=
1
К осн.
,
(7)
где Косн. – константа диссоциации слабого основания NH4OH.
Тогда выражение (6) имеет вид
Кг =
К H 2O
K осн.
(8)
Чем больше Кг, тем сильнее соль подвергается гидролизу.
Из уравнения (3) можно вычислить степень гидролиза соли.
[ NH 4 OH ][ H
К
Кг = H 2O =

K осн.
[ NH 4 ]

]
(9)
Предположим, что концентрация исходной соли равна с моль/л, степень
гидролиза h, то гидролизовано ch молей соли, образовалось ch молей NH4OH
и ch г- ионов H+.
В состоянии равновесия концентрации будут иметь следующие значения:
[NH4OH] = [H+] = ch
[NH4+] = (c - ch)
4
Подставим эти значения в уравнение (5).
Получим
K H 2O
сh  ch
c2h2


 КГ ,
c  ch c(1  h) K ОСН .
(10)
ch 2
Кг =
(1  h)
(11)
Так как h – незначительная величина (h ≤ 0,01), то можно принять, что
(1 - h) ≈ 1
Тогда
Кг =
h=
K H 2O
 сh 2 ;
K ОСН .
Кг
=
с
K H 2O
.
Косн.  С
(12)
(13)
Из полученного уравнения следует, что степень гидролиза (h) тем больше:
1) чем больше КH2O, то есть чем выше температура (ионное произведение воды КH2O зависит от температуры прямо пропорционально);
2) чем меньше Косн, то есть чем слабее основание, образующееся в результате гидролиза;
3) 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 основанием Cu(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:
1) в молекулярной форме
CuCI2 + H2O
CuOHCI + HCI;
2) в ионно-молекулярной форме
Cu2+ + 2CI- + H2O
(CuOH)+ + CI- + H+ + CI- ;
3) в краткой ионно-молекулярной форме
Cu2+ + H2O
(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 Косн.
при переходе от Косн.1 к Косн.2 и т.д. Например, поскольку ионы (CuOH)+ дис-
5
социируют слабее, чем Cu(OH)2, то он и образуется в первую очередь при
гидролизе CuCI2.
Вторую ступень гидролиза хлорида меди (II) можно представить следующим образом:
1) в молекулярной форме
CuOHCI + H2O
Cu(OH)2 + HCI;
2) в ионно-молекулярной форме
(CuOH)+ + CI- +H2O
Cu(OH)2 + H+ + CI- ;
3) в краткой ионно-молекулярной форме
(CuOH)+ + H2O
Cu(OH)2 + H+.
Константа гидролиза хлорида меди (II) по I ступени связана с К(осн)2 по
II ступени; константа же гидролиза данной соли по II ступени связана с константой диссоциации основания К(осн)1 по I ступени.
К H 2O
,
К (осн) 2
К H 2O
Кг2 =
.
К (осн) 1
Кг1 =
(14)
(15)
Так как константа диссоциации основания по I ступени значительно
выше (на несколько порядков), чем константа диссоциации основания по II
ступени, то
К(осн)1 » К(осн)2 ,
(16)
Кг1 » Кг2 .
(17)
3) Если соль образована катионом сильного основания (Na+, K+ и др.) и
анионом слабой кислоты (CH3COO-, CN-, S2-, CO32- и т.д.), то происходит
гидролиз по аниону (имеется катион - слабый поляризатор, анион - сильный
поляризатор иона H+). Примером служит процесс:
а) в молекулярной форме
KCN + H2O
HCN + KOH;
б) в ионно-молекулярной форме
K+ + CN- + H2O
HCN + K+ + OH- ;
в) в краткой ионно-молекулярной форме
CN- + H2O
HCN + OH- .
По мере связывания ионов H+ ионами CN- равновесие диссоциации воды
нарушается; в растворе постепенно накапливаются ионы (OH)-.
При установившемся химическом равновесии концентрация ионов OHбудет значительно превышать концентрацию ионов H+ и раствор KCN будет
иметь щёлочную реакцию (pH > 7). Гидролиз в данном случае обусловлен
образованием малодиссоциированного соединения – HCN. Очевидно, чем
слабее кислота, тем полнее протекает гидролиз.
Охарактеризуем количественно гидролиз соли, образованной сильным
основанием и слабой кислотой.
Запишем уравнение гидролиза в ионно-молекулярной форме:
CN- + H2O
HCN + OH-
6
По закону действующих масс константа равновесия этой реакции будет
иметь вид
Кр =
[ HCN ][OH  ]
[CN  ][ H 2 O]
(18)
Учитывая выражение (3), можем записать:
Кг = Кр[H2O] =
[ HCN ][OH  ]
[CN  ]
(19)
Из уравнения ионного произведения воды имеем
[OH-] =
К H 2O
[H  ]
(20)
Тогда уравнение (18) можно записать таким образом:
Кг =
[ HCN ]  K H 2O
[CN  ][ H  ]
(21)
Отношение
[ HCN ]
1
=
,


Ккисл.
[CN ][ H ]
(22)
где Ккисл – константа диссоциации слабой кислоты HCN, тогда выражение (18) принимает вид
Кг =
К H 2O
Ккисл.
(23)
Из уравнения (19) можно вычислить степень гидролиза цианида калия.
Предположим, что концентрация исходной соли равна с моль/л, степень
гидролиза h, то гидролизовано ch молей соли, образуется при этом ch молей
HCN и ch г - ионов OH-.
В равновесии концентрации будут иметь следующие значения:
[HCN] = [OH-] = ch
[CN-] = c – ch
Подставим эти значения в уравнение (16):
Кг =
ch  ch ch 2

c  ch 1  h
(24)
Учитывая, что h << 1, получим
Кг =
h=
КГ
с
К H 2O
= ch2 ,
Ккисл.
К H 2O
=
.
Ккисл.  с
(25)
(26)
Из полученного уравнения следует, что степень гидролиза в данном
случае тем больше:
1) чем больше КH2O, то есть чем выше температура;
2) чем меньше константа диссоциации кислоты (Ккисл.), то есть чем слабее кислота, соль которой подвергается гидролизу;
3) чем меньше концентрация соли.
7
Таким образом, и в случае гидролиза соли, образованной сильным основанием и слабой кислотой, для усиления гидролиза надо разбавить раствор и
повысить температуру.
Рассмотрим третий случай: гидролиз соли, образованной сильным основанием и слабой кислотой.
К данному типу солей относится карбонат натрия Na2CO3. Эта соль образована однокислотным основанием NaOH и двухосновной кислотой H2CO3.
В таком случае процесс гидролиза протекает ступенчато. При комнатной
температуре, в основном, осуществляется 1 ступень гидролиза.
Запишем первую ступень гидролиза карбоната натрия в 3-х формах:
а) в молекулярной форме
Na2CO3 + H2O
NaHCO3 + NaOH;
б) в ионно-молекулярной форме
2Na+ + (CO3)2- + H2O
Na+ + (HCO3)- + Na+ + (OH)-;
в) в краткой ионно-молекулярной форме
(CO3)2- + H2O
(HCO3)- + (OH)- .
Гидролиз обусловлен образованием малодиссоциирующих частиц
(HCO3)-. Это приводит к смещению равновесия электролитической диссоциации воды, в растворе появляется избыток гидроксильных ионов, реакция
среды pH > 7. Гидролиз протекает по аниону. Образующаяся в результате
первой ступени гидролиза по аниону кислая соль – гидрокарбонат натрия –
может подвергаться дальнейшему взаимодействию с водой. Но вторая ступень гидролиза имеет меньшую величину константы гидролиза, чем первая
ступень. Это обусловлено уменьшением константы диссоциации кислоты
при переходе от Ккисл1 к Ккисл2; например, если ион HCO3- диссоциирует слабее, чем H2CO3,то он и образуется в первую очередь при гидролизе Na2CO3.
По второй ступени гидролиз протекает следующим образом:
а) в молекулярной форме
NaHCO3 + H2O
NaOH + H2CO3;
б) в ионно-молекулярной форме
Na+ + (HCO3)- + H2O
Na+ +OH- + H2CO3;
в) в краткой ионно-молекулярной форме
(HCO3)- + H2O
OH- + H2CO3 .
Константа гидролиза карбоната натрия по I ступени связана с константой диссоциации кислоты по 2-й ступени Ккисл2, константа же гидролиза по
2-й ступени связана с константой диссоциации кислоты по I ступени Ккисл1.
К H 2O
,
К (кисл.) 2
К H 2O
Кг2 =
.
К (кисл.) 1
Кг1 =
(27)
(28)
Константа диссоциации H2CO3 по I ступени превышает константу диссоциации HCO3- на несколько порядков. Так как Ккисл1»Ккисл2, то Кг1 »Кг2.
8
4) Если соль образована катионом слабого основания и анионом слабой
кислоты, то происходит гидролиз и по катиону и по аниону одновременно
(поляризующим действием обладает и катион и анион соли). Примером может служить процесс гидролиза соли ацетата аммония:
а) в молекулярной форме
CH3COONH4 + H2O
CH3COOH + NH4OH ;
б) в ионно-молекулярной форме
CH3COO- + NH4+ + H2O
CH3COOH +NH4OH .
Реакция и pH раствора определяется в данном случае силой образующихся слабых кислот и оснований. В этом случае константа электролитической диссоциации при 250С.
КNH4OH = 1,79 * 10-5
КCH3COOH = 1,86 * 10-5,
то есть почти одинаковы, связывание ионов H+ и OH- происходит в равной
степени, а поэтому и реакция раствора остаётся практически нейтральной
pH ≈ 7.
Таким образом, среда раствора зависит от соотношения константы диссоциации основания и константы диссоциации кислоты, которые получаются
в результате гидролиза.
Если константа диссоциации основания больше константы диссоциации
кислоты, то среда щёлочная (pH > 7).
Например, гидролиз соли NH4CN.
NH4CN + H2O
NH4OH + HCN
+
NH2 + CN + H2O
NH4OH + HCN
В этом случае константа электролитической диссоциации при 25 0С
КNH4OH = 1,79 * 10-5
КHCN = 7,9*10-10
Так как Косн > Ккисл, то среда щёлочная и pH > 7.
Если константа диссоциации кислоты больше константы диссоциации
основания, то среда кислая (pH < 7). Например, гидролиз соли Fe(CH3COO)3:
Fe(CH3COO)3 + H2O
Fe3+ + 3CH3COO- + H2O
Fe(OH)3↓ + CH3COOH
Fe(OH)3↓ +CH3COOH
В этом случае константа электролитической диссоциации при 25 0С:
КCH3COOH = 1,86 * 10-5
КFe(OH)3 = 2,4*10-23
Так как Ккисл > Косн, то среда кислая и pH < 7.
Охарактеризуем количественно гидролиз соли, образованной слабым
основанием и слабой кислотой. Запишем уравнение гидролиза в ионномолекулярной форме:
CH3COO- + NH4+ + H2O
CH3COOH + NH4OH
По закону действующих масс константа равновесия этой реакции будет
иметь вид
9
[CH 3 COOH ][ NH 4 OH ]
Кр =

[CH 3 COO  ][ NH 4 ][ H 2 O]
;
(29)
концентрация воды в растворе соли есть величина постоянная [H2O] = const,
поэтому
Кг = Кр[H2O] =
[CH 3 COOH ][ NH 4 OH ]
(30)

[CH 3 COO  ][ NH 4 ]
Умножим и числитель и знаменатель на ионное произведение воды
КH2O = [H+] * [OH-]
(31)
Тогда уравнение (30) можно записать таким образом:
[CH 3 COOH ][ NH 4 OH ][ H  ][OH  ]
Кг =



[CH 3 COO ][ H ][ NH 4 ][OH ]
[CH 3 COOH ]


[CH 3 COO ][ NH 4 ]
[ NH 4 OH ]



[ NH 4 ][OH ]


1
,
Ккисл
1
,
Косн

К H 2O
, (32)
К КИСЛ  К ОСН
(33)
(34)
где Ккисл – константа диссоциации CH3COOH, а Косн – константа диссоциации NH4OH.
Итак, в данном случае
Кг =
К H 2O
.
Ккисл  Косн
(35)
Из полученного уравнения следует, что константа гидролиза тем больше, чем больше KH2O, чем меньше константа диссоциации кислоты (Ккисл) и
основания (Косн), то есть чем слабее кислота и основание, образующие соль,
подвергающуюся гидролизу.
Гидролиз представляет собой в большинстве случаев обратимый процесс, следовательно, может установиться равновесие.
Рассмотрим это на примере гидролиза хлорида сурьмы (III) SbCI3:
I стадия:
а) в молекулярной форме
SbCI3 + H2O
Sb(OH)CI2↓+HCI;
б) в ионно-молекулярной форме
Sb3+ + 3CI- + H2O
[Sb(OH)]2+ + 2CI- + H+ + CI-;
в) в краткой ионно-молекулярной форме
Sb3++ H2O [Sb(OH)]2+ + H+.
II стадия:
а) в молекулярной форме
Sb(OH)CI2 + H2O Sb(OH)2CI + HCI;
б) в ионно-молекулярной форме
[Sb(OH)]2+ + 2CI- + H2O
[Sb(OH)2]+ + CI- + H+ + CI-;
в) в краткой ионно-молекулярной форме
[Sb(OH)]2+ + H2O
[Sb(OH)2]+ + H+.
10
Полученная основная соль Sb(OH)2CI при стоянии разлагается по схеме
Sb(OH)2CI
SbOCI + H2O
хлористый
антимонил
и гидролиз по третьей ступени не протекает.
Установившееся химическое равновесие можно сместить.
Внесение в рассматриваемую равновесную систему HCI растворяет осадок хлористого антимонила SbOCI и по принципу Ле-Шателье сдвигает равновесие влево, то есть в сторону образования ионов Sb 3+. Добавление воды
способствует усилению гидролиза, что сопровождается выпадением осадка
SbOCI.
Введение в раствор сильного электролита, образующегося в результате
гидролиза, уменьшает степень гидролиза соли. Наоборот, связывание какоголибо из веществ, образующихся при гидролизе, или введение воды усиливает
гидролиз.
Однако известны случаи и полного (необратимого) гидролиза. Если вещество, образующееся в результате гидролиза, выпадает в осадок или улетучивается в виде газа, то это делает гидролиз необратимым.
Следовательно, когда продукты гидролиза уходят из реакции, гидролиз
протекает необратимо. Например:
AI2S3 + 6H2O
2AI(OH)3↓ + 2 H2S↑
Такого рода соли не могут существовать в растворе.
В общем виде гидролиз солей можно представить в виде сводной таблицы.
11
12
ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ
Образующие соль
Характерные катионы
Кислота
Сильное
2. Сильное
Слабое
3. Слабое
Сильное
Cu +; Fe ; Zn ; Mn ; SO4 ; NО3 ; CI ; Br
AI3+; Ni3+.
; J-; CIO4-; MnO4- и
др.
4. Слабое
Слабое
Cu2+; Fe3+; Zn2+; Mn2+;
AI3+; Ni3+.
Катионы щелочных и SO42-; NО3-; CI-; Brщелочноземельных ; J-; CIO4-; MnO4- и
металлов
др.
2Катионы щелочных и
CO3 ; SO32-; S2-;
щелочноземельных
PO43-; CN- и др.
металлов
3+
2+
2+
Реакция раствора,
величина pH
-
Нейтральная
pH = 7
Кислые соли,
содержащие ионы:
HSO3-; HPO42-; H2PO4-
Щелочная
pH > 7
и т.д.
Основные соли,
содержащие ионы:
[Cu(OH)]+; [Fe(OH)]2+
и др.
Кислая
pH < 7
Характерные анионы
Основание
1. Сильное
2
Продукты гидролиза
2-
-
-
CO32-; SO32-; S2-;
PO43-; CN- и др.
-
Основание и
кислота
Почти
нейтральная
pH ≈ 7
(зависит от
соотношения
Косн. и Ккисл.)
14
Примеры решения задач
1. Вычислить степень гидролиза цианида калия при концентрации 0,1 и
0,001 г-экв/л, если константа диссоциации HCN = 7,2 * 10-10.
Решение
1) Запишем уравнение диссоциации HCN:
HCN
H+ + CNKHCN =
[ H  ][CN  ]
 7,2  10 10
[ HCN ]
2) Запишем уравнение гидролиза KCN в 3-х формулах:
а) молекулярной
KCN + H2O
HCN + KOH;
б) ионно-молекулярной
K+ + CN- + H2O
HCN + K+ + OH- ;
в) в краткой ионно-молекулярной форме
CN- + H2O
HCN + OH- .
Подставляем данные значения в формулу определения степени гидролиза:
h=
К H 2O
=
C  К К ТЫ
1  10 14
= 0.0118,
0,1  7,2  10 10
% = 0.0118  100 = 1.18%; h = 1,18 .
Для с= 0,001
К H 2O
г  экв
имеем h =
=
л
C  К К ТЫ
1 10 14
= 0.118
10 3  7,2 10 10
h = 0.118  100 = 11,8%.
2. Вычислить К гидролиза, h и pH 0,1 моль/л раствора CH3COONa.
Решение:
Запишем уравнение гидролиза CH3COONCI в 3-х формулах:
а) молекулярной
CH3COONa + H2O
CH3COOH + NaOH;
б) ионно-молекулярной
CH3COO- + Na+ + H2O
CH3COOH + Na+ + OH- ;
в) краткой ионно-молекулярной
CH3COO- + H2O
CH3COOH + OH- .
K H 2O
,
K к  ты
KCH3COOH = 1,74  10-5 ,
Kг =
KH2O = 10-14 ,
10 14
Kг =
= 5,7  10-10 ;
5
1,74  10
15
степень гидролиза h определяем по формуле
h=
К H 2O
=
C  К К ТЫ
10 14
= 7,4  10-5 или h = 0,0076 %
5
1,74  10  0,1
[OH-]- = c  h
[OH-] = 10-1  7,6  10-6 моль;
ионное произведение воды
[H+]  [OH-] = KH2O ,
отсюда [H+] =
K H 2O
[OH  ]
отсюда pH = - Ig

10 14
; pH = - Ig [H+],
7,6  10  6
10 14
≈ 6,88 .
7,6  10  6
3. Вычислить, чему равна константа гидролиза, h и pH 0,1 моль/л раствора фосфата натрия Na3PO4.
Решение:
Запишем уравнение гидролиза по 3-м ступеням в 3-х формах:
I ступень:
а) молекулярная
Na3PO4 + H2O
Na2HPO4 + NaOH;
б) ионно-молекулярная
3Na+ + PO43- + H2O
2Na+ + (HPO4)2- + Na+ + OH- ;
в) краткая ионно-молекулярная
PO43- + H2O
HPO42- + OH- .
II ступень:
а) молекулярная
Na2HPO4 + H2O
NaH2PO4 + NaOH;
б) ионно-молекулярная
2 Na+ + HPO42- + H2O
Na+ + H2PO4 + Na+ + OH- ;
в) краткая ионно-молекулярная
HPO42- + H2O H2PO4- + OH- .
III ступень:
а) молекулярная
NaH2PO4 + H2O
H3PO4 + Na+ + OH- ;
б) ионно-молекулярная
Na+ + H2PO4- + H2O
H3PO4 + NaOH;
в) краткая ионно-молекулярная
H2PO4 + H2O
H3PO4 + OH- .
Хотя ионы HPO42- и H2PO4- способны гидролизоваться, однако степени
гидролиза ионов HPO42- и H2PO4- малы.
Второй и третьей стадией гидролиза можно пренебречь.
Тогда К гидролиза, h и pH раствора определяем для уравнения
16
PO43- + H2O
HPO4 + OH-
Из табл. 2 имеем:
KH3PO4 = 7,6  10-3,
KH2PO4- = 6,2  10-8,
KHPO42- = 44  10-13,
2
Кг =
[ HPO 4 ][OH  ]
3
[ PO4 ]
=
K H 2O
1  10 14
=
= 0,023.
K HPO42
4,4  10 13
Для определения h воспользуемся формулой
h=
К H 2O
=
С  Ккисл 3
1  10 14
= 0.377, или в процентах 37,7%.
0,1  4,4  10 13
Отсюда
[OH-] = ch = 0,1  0,377 = 3,77  10-2,
pOH ≈ 1,42 ,
pH = 10 – 1,42 = 12,6 .
4. Как будет изменяться pH при растворении в воде солей CuCI2,
Na2SO3, K2SO4 ?
1) Гидролиз соли CuCI2 проходит ступенчато (в основном по I ступени)
по катиону Cu2+.
Первая ступень гидролиза в 3-х формах:
а) молекулярная
CuCI2 + H2O
Cu(OH)CI + HCI;
б) ионно-молекулярная
Cu2+ + 2CI- + H2O
(CuOH)+ + CI- + H+ + CI- ;
в) краткая ионно-молекулярная
Cu2+ + H2O (CuOH)+↓ + H+ .
2. Вторая ступень гидролиза практически не протекает:
а) молекулярная
Cu(OH)CI + H2O
(CuOH)2↓ + HCI;
б) ионно-молекулярная
(CuOH)+ + CI- + H2O
(CuOH)2↓ + H+ + CI- ;
в) краткая ионно-молекулярная
(CuOH)+ + H2O
(CuOH)2↓ + H+ .
2) Гидролиз соли Na2SO3 гидролиз протекает по аниону.
I ступень гидролиза:
а) молекулярная
Na2SO3 + H2O
б) ионно-молекулярная
2Na+ + SO32- + H2O
в) краткая ионно-молекулярная
SO32- + H2O
NaHSO3 + NaOH;
Na+ + HSO3- + Na+ + OH- ;
HSO3- + OH- .
17
II ступень гидролиза:
а) молекулярная
NaHSO3 + H2O
б) ионно-молекулярная
Na+ + HSO3-+ H2O
в) краткая ионно-молекулярная
HSO3-+ H2O
H2SO3 + NaOH ;
H2SO3 + Na+ + OH- ;
H2SO3 + OH- .
3) Соль K2SO4 образована сильным основанием (КОН) и сильной кислотой (Na2SO4).
Гидролизу не подвергается, pH = 7.
5. Закончить уравнение реакции с учётом возможности необратимого
гидролиза образуемых солей.
AI2(SO4)3 + Na2S + H2O
?
Гидролиз в данном случае идёт до конца, так как образуются осадок
AI(OH)3 и газ H2S.
Уравнение гидролиза будет выглядеть следующим образом:
AI2(SO4)3 + 3Na2S + 6H2O 3Na2SO4 + 2AI(OH)3↓ + 3H2S↑
Вопросы и задачи
1. Написать ионно-молекулярные уравнения реакции гидролиза с указанием pH при растворении в воде следующих солей: сульфата цинка, нитрата
калия, хлорида цезия, сульфата хрома (III).
2. Написать в ионно-молекулярной форме уравнения гидролиза следующих солей: K2S, K2CO3, Li2S, K3PO4, K2SO3.
3. Написать в молекулярной форме уравнение гидролиза гидросолей и
определить pH среды их водных растворов: NaHSO3, NaHS, KHCO3,
Na2HPO4, NaH2PO4.
4. Написать в молекулярно-ионной форме уравнение гидролиза солей и
указать реакцию их водных растворов: ZnCI2, Cu(NO3)2, FeSO4, AICI3, CrCI3.
5. Написать молекулярно-ионные формы уравнений гидролиза (отдельно
для катиона и аниона) и указать реакцию водных растворов солей: (NH4)2S,
(NH4)2SO3, (NH4)3PO4, (NH4)2HPO4.
6. Написать молекулярно-ионные формы уравнений гидролиза и указать
реакцию водных растворов солей:
а) NH4HS; б) NH4HSO3; в)NH4H2PO4.
7. Написать молекулярно-ионные формы уравнений гидролиза и указать
реакцию водных растворов солей:
а) AI(CH3COO)3; б) Fe(HCOO)3; в) Cu(CH3COO)3.
8. Написать в молекулярной и молекулярно-ионной форме уравнения
реакций и объяснить механизм их протекания:
а) Fe2(SO4)3 + Na2CO3 + H2O
......
б) AICI3 + (NH4)2S + H2O
......
18
в) Cr2(SO4)3 + (NH4)2S + H2O
......
9. Написать в молекулярной и молекулярно-ионной форме уравнения
реакций и объяснить механизм их протекания:
а) AICI3 + CH3COONa + H2O AI(OH) (CH3COO)2 + ......
б) CuSO4 + Na2CO3 + H2O
[Cu(OH)]2CO3 + ......
в) Na2SiO3 + NH4CI + H2O
......
10. Указать, не производя вычислений, в каком из растворов двух солей
равной концентрации pH больше или меньше (см. табл. 2):
а) NaCIO4 и NaCIO ;
б) K2S и K2Se ;
в) Na2CO3 и NaHCO3 .
11. Указать, не производя вычислений, в каком из растворов двух солей
равной концентрации pH больше или меньше (см. табл. 2).
а) CH3COONa и HCOONa ;
б) Na2CO3 и NaSO3 ;
в) HCOONa и HCOONH4 .
12. Охарактеризовать поведение в растворе следующих солей и указать
реакцию их водных растворов: HCOOK, NH4Br, K2HPO4, Cu(NO3)2.
13. Раствор NaH2PO4 имеет слабо кислую, а раствор Na3PO4 имеет сильнощёлочную реакцию. Объяснить эти факты, подтвердить уравнениями.
14. При сливании водных растворов Cr(NO3)3 и Na2S образуется осадок
Cr(OH)3 и выделяется газ. Составить молекулярное и ионно-молекулярное
уравнение реакций.
15. Какие из перечисленных солей подвергаются гидролизу:
а) NaHCO3; б) NaCN; в) KNO3.
Написать молекулярные и ионно-молекулярные уравнения гидролиза.
16. Вычислить константу гидролиза фторида калия, определить степень
гидролиза этой соли в 0,01 М растворе и pH раствора.
17. Вычислить pH 0,02
г  экв
раствора соды Na2CO3, учитывая только
л
первую ступень гидролиза.
18. Сравнить степень гидролиза соли и pH среды в 0,1 М и 0,001 М растворах цинанида калия.
19. При 600С ионное произведение воды КH2O = 10-12. Считая, что константа диссоциации хлориноватистой кислоты не изменяется с температурой,
определить pH 0,001Н раствора KOCI при 25 и 600С.
20. pH 0,1М раствора натриевой соли органической одноосновной кислоты равен 10.
Вычислить К диссоциации этой кислоты.
21. Исходя из значений К диссоциации соответствующих кислот и оснований, указать реакцию водных растворов следующих солей: NH4CN, NH4F,
(NH4)2S.
22. Почему раствор NaHCO3 имеет слабощелочную среду, а NaHSO3
слабокислую реакцию? Ответ обосновать.
19
23. Вычислить константу гидролиза карбоната натрия, степень гидролиза соли в 0,1 М растворе и pH среды.
24. Вычислить константу гидролиза ортофосфата калия. Каков pH в
2,4 М растворе Na3PO4.Определить степень гидролиза.
25. Вычислить константу гидролиза ортофосфата калия. Каков pH в 3 Н
растворе Na3PO4. Какова степень гидролиза?
26. Вычислить константу гидролиза сульфита натрия, степень гидролиза
и pH 0,6 М раствора.
27. Вычислите pH 0,2 М раствора NaHCOO, если KHCOOH =1,7  10-4.
28. Оцените pH раствора, полученного растворением 0,001 г NH4CI в 10
л воды. KNH4OH = 1,8  10-5.
29. В чем состоит отличие реакций гидролиза AI(CH3COO)3 и AI2S3 ?
30. Объясните, почему при введении в раствор FeCI3 раствора соды в
осадок выпадает не карбонат железа, а его гидроксид. Напишите уравнение
процессов.
31. Составьте уравнение реакций, протекающих в водных растворах:
а) AICI3 + H2O
б) AICI3 + (NH4)2S + H2O
в) AICI3 + (NH4)2CO3 + H2O
32. Предполагают, что гидролиз буры протекает в 2 стадии:
B4O72- + 3H2O
2H3BO3 + 2BO2BO2- + 2H2O
H3BO3 + OHКак рассчитать pH раствора буры известной концентрации ?
33. Вычислите pH раствора, в 5л которого содержится 20 г NH4CI, если
KNH4OH = 1,8  10-5.
34. У какого раствора pH больше SnCI2 или SnCI4 (при одинаковых
концентрациях)?
35. Отличается ли гидролиз AICI3 от AIF3? Ответ обосновать уравнениями.
36. Приведите возможные способы смещения равновесия реакций гидролиза вправо и влево.
37. Приготовлены растворы солей Na2CO3, FeCI3 и CuSO4. Напишите постадийно уравнения гидролиза. Как осуществить последнюю стадию гидролиза ?
38. Расположите соединения Na2CO3, NaHCO3 и NaOH в порядке увеличения pH их растворов одинаковой концентрации.
39. Напишите сокращенным молекулярно-ионным способом уравнения
реакций гидролиза следующих солей:
1) FeCI3; 2) Fe2(SO4)3; 3) Fe(OH)CI2.
40. Напишите сокращённое молекулярно-ионное уравнение реакций
гидролиза следующих солей:
1) NaNO3; 2) NH4NO2; 3) NH4NO3.
41. Напишите сокращённое молекулярно-ионное уравнение реакций
гидролиза следующих солей:
1) Zn(NO3)2; 2) Cu(NO3)2; 3)Ca(NO2)2.
20
42. Напишите сокращённое молекулярно-ионное уравнение реакций
гидролиза следующих солей:
1) Cu(CH3COO)2; 2) CuSO4; 3) Cu(OH)NO3.
Укажите реакцию среды.
43. Укажите способы смещения равновесия реакций гидролиза вправо:
CO32- + H2O
HCO3- + OHHCO3- + H2O
H2CO3 + OH44. Приготовлены растворы солей Na2CO3, FeCI3 и CuSO4. Напишите постадиям уравнения реакций их гидролиза. Как осуществить последнюю стадию гидролиза.
45. Какие соли железа гидролизуются сильнее: FeCI2 или FeCI3 и
почему? Ответ обосновать.
46. Вычислите pH 0,1 М раствора NH4CI (KNH4OH = 1,8  10-5).
47. Раствор, содержащий в 1л 3,81 г тетрабората натрия Na 2B4O7 
10H2O (бура), имеет pH = 9,18. Напишите уравнение реакции гидролиза и
вычислите константу первой стадии гидролиза, предполагая, что она обусловливает щёлочную среду раствора.
48. Вычислите константу диссоциации BeOH+
BeOH+ = Be2+ + OHисходя из того, что pH 2  10-2М раствора BeCI2 составляет 4,2.
49. Соли, образованные многоосновными кислотами и многокислотными основаниями, гидролизуются по ступеням. Докажите, что полная константа гидролиза равна произведению константы гидролиза всех ступеней
гидролиза.
50. Вычислите pH 0,2 М раствора NaHCOO, если KNaHCOO = 1,7 * 10-4.
51. У какого раствора pH больше: SnCI2 или SnCI4 (при одинаковых
концентрациях)?
52.Напишите сокращенное молекулярно-ионное уравнение реакций гидролиза следующих солей (если возможно):
NaCIO4, NH4CIO4, Na2S.
53. При каких условиях можно ожидать (теоретически) нейтральную
реакцию среды раствора соли ?
54. Реакция среды водного раствора MgCI2 нейтральна. О чём это говорит?
55. Напишите сокращенное молекулярно-ионное уравнение реакций
гидролиза следующих солей:
NaCH3COO, NH4CH3COO, Fe(OH)SO4.
56. Водные растворы HCI и FeCI3 показывают кислую среду. Это объясняется протеканием следующих процессов:
HCI + H2O = H2O+ +CIFeCI3 + 2H2O H3O+ + CI- + FeOHCI2
Укажите признаки сходства и различия этих процессов. Назовите процессы.
21
57. Разбавленные растворы LiJ и CsF нейтральны. По мере повышения
концентрации раствор LiJ начинает показывать кислую реакцию, а раствор
CsF - щёлочную. Как это объяснить ?
58. Предскажите реакцию среды (кислая или щёлочная) водных растворов Na3PO4, Na2HPO4 и NaH2PO4.
59. Напишите сокращенное молекулярно-ионное уравнение реакций
гидролиза следующих солей:
Fе(NO3)3, Fe(OH)2NO3, Cu(NO3)2.
60. Определите pH 0,1 М раствора ортофосфата калия.
Варианты контрольных заданий
Вариант
1
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
Номер задачи
2
16
31
17
32
18
33
19
34
20
35
21
36
22
37
23
38
24
39
25
40
26
41
27
42
28
43
29
44
30
45
46
47
48
49
50
51
52
53
54
55
56
57
58
59
60
Лабораторная работа «Гидролиз солей»
Опыт 1. Определение pH растворов кислот и оснований:
HCI, CH3COOH, NaOH, NH4OH
На часовое стекло положить полоски универсального индикатора, нанести на них 1-2 капли испытуемого раствора и тотчас же сравнить окраску бумаги со шкалой универсального индикатора. Сделать выводы о силе электролитов. Записать уравнения диссоциации.
Опыт 2. На отдельные часовые стёкла положить полоски универсального индикатора и нанести на них 1-2 капли растворов: MgCI2, CuSO4, NaCI,
Na2SO4, Na2CO3. Определить pH растворов этих солей, сравнивая со шкалой
универсального индикатора. Какие из испытуемых солей подвергаются гид-
22
ролизу? Составьте молекулярные и ионные уравнения реакций гидролиза
этих солей.
Опыт 3. Влияние температуры на гидролиз
В пробирку внести 5 капель раствора FeCI3 и 5 капель раствора
CH3COONa одинаковой нормальности. Нагреть смесь до кипения. Наблюдать выпадение бурого осадка основных уксуснокислых солей железа. Написать уравнение реакции гидролиза уксуснокислого железа (III).
Опыт 4. Влияние разбавления раствора на гидролиз
Нанести на часовое стекло 1-2 капли SbCI3 и 3-4 капли H2O. Наблюдать
образование осадка основной соли Sb(OH)2CI, которая легко теряет воду.
Написать уравнение реакции гидролиза SbCI3 с образованием хлористого антимонила SbOCI.
Опыт 5. Обратимость гидролиза
а) К раствору SbCI3 с осадком SbOCI (оп. 4) прилить 1-2 капли HCI до
растворения осадка. Затем добавить 3 капли H2O.
Дать объяснение наблюдаемым явлениям.
б) Внести в пробирку 10 капель 0,5 н раствора CH3COONa и 1 каплю
фенолфталеина. Нагреть жидкость до кипения. Наблюдать появление розовой окраски раствора. При охлаждении раствора окраска снова исчезает.
Написать уравнение гидролиза CH3COONa. Дать объяснение наблюдаемым
явлением.
Опыт 6. Полный гидролиз
В две пробирки внести по 5 капель раствора соли алюминия и к ней добавить 5 капель раствора Na2CO3. Наблюдать выпадение белого аморфного
осадка и выделение CO2. Убедитесь в том, что в осадке находится AI(OH)3. В
одной из пробирок осадок обработать разбавленной соляной кислотой, а в
другой – раствором едкого натра. В обоих случаях наблюдать растворение
осадка.
Составить уравнения реакций.
23
Приложение
Константы диссоциации некоторых слабых электролитов
в водных растворах при 250С
Электролит
Азотистая кислота
HNO2
Аммония гидроксид
NH4OH
Борная кислота
H3BO3
Бромноватистая кислота
HOBr
Водорода пероксид
H2O2
Кремниевая кислота
H2SiO3
Муравьиная кислота
Сернистая кислота
HCOOH
H2SO3
Сероводород
H2S
Угольная кислота
H2CO3
Уксусная кислота
Фосфорная кислота
CH3COOH
H3PO4
Циановодород
Щавелевая кислота
HCN
H2C2O4
K1
K1
K1
K2
K1
K2
K1
K2
K1
K2
K1
K2
K3
K1
K2
К
2,6  10-5
4  10-4
5,8  10-4
2,1  10-9
2,6  10-12
2,2  10-10
1,6  10-12
1,8  10-4
1,6  10-2
6,3  10-8
6  10-8
1  10-14
4,5  10-7
4,7  10-11
1,8  10-5
7,5  10-3
6,3  10-8
1,3  10-12
7,9  10-10
5,4  10-2
5,4  10-5
24
Список литературы
1. Карапетьянц М.Х., Дракин С.И.. Общая и неорганическая химия.- М.:
Химия, 1988.- 632 с.
2. Зайцев О.С. Задачи и вопросы по химии.- М.: Химия, 1985.- 301 с.
3. Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии.- Л.: Химия,
1986.- 270 с.
4. Гольбрайх З.Е. Сборник задач и упражнений по химии.- М.: Высшая
школа, 1984.- 224 с.
5. Щекотурова В.Я., Сыркин А.М. Гидролиз. Методические указания
для преподавателей средних специальных учебных заведений.- Уфа,
1980.
25
26
27
Скачать