Zrób równanie hydrolizy soli k2s. Opracowanie jonowo-molekularnych i molekularnych równań hydrolizy soli
1.4. Hydroliza soli
Hydroliza to proces wymiany jonów soli z wodą, prowadzący do powstania substancji nisko zdysocjowanych, któremu towarzyszy zmiana odczynu ( pH) środowisko.
Istota hydrolizy soli polega na tym, że równowaga dysocjacji wody jest przesunięta na skutek związania jednego z jej jonów z wytworzeniem słabo zdysocjowanej lub trudnorozpuszczalnej substancji. W wyniku hydrolizy mogą powstawać cząsteczki słabych kwasów i zasad, aniony soli kwaśnych lub kationy soli zasadowych. W większości przypadków hydroliza jest procesem odwracalnym. Wraz ze wzrostem temperatury i rozcieńczenia wzrasta hydroliza. Hydroliza przebiega różnie w zależności od mocy kwasu i zasady tworzących sól. Rozważmy różne przypadki hydrolizy soli.
a) Powstaje sól słaby kwas i mocna podstawa ( K 2 S).
Po rozpuszczeniu w wodzie K 2 S dysocjuje
K 2 S2K + + S 2-.
Przy sporządzaniu równań hydrolizy należy przede wszystkim określić jony soli, które wiążą jony wody w związki słabo dysocjujące, tj. jony powodujące hydrolizę.
V ta sprawa jony S 2- wiążą kation H +, tworząc jon HS -
S 2– + H 2 BHP - + OH -
Równanie hydrolizy w postaci cząsteczkowej
K 2 S + H 2 OKHS + KOH.
W praktyce hydroliza soli jest korzystnie ograniczona do pierwszego etapu z wytworzeniem soli kwasowej (w tym przypadku KHS). Tak więc hydroliza soli utworzonej przez mocną zasadę i słaby kwas (taki jak K2S) przebiega przy anionie soli. Nadmiar OH - jonów w roztworze powoduje reakcja alkaliczna medium w roztworze (pH> 7).
b)Col składa się ze słabej zasady i mocnego kwasu (CuCl 2, Glin 2 ( WIĘC 4 ) 3).
Po rozpuszczeniu w wodzie CuCl 2 dysocjuje
CuCl 2 Cu 2+ + 2Cl -
Jony Cu 2+ łączą się z jonami OH - tworząc jony CuOH +. Hydroliza soli jest ograniczona do pierwszego etapu, a tworzenie się cząsteczki Cu(OH)2 nie występuje. Równanie jonowo-molekularne ma postać
Cu 2+ + HOHCuOH + + H +.
W tym przypadku produktami hydrolizy są sól zasadowa i kwas. Równanie hydrolizy w postaci molekularnej jest zapisane w następujący sposób:
CuCl2 + H2OCuOHCl + HCl.
Tak więc hydroliza soli utworzonej przez słabą zasadę i mocny kwas (w tym przypadku CuCl 2) przebiega przez kation soli. Nadmiar jonów H + w roztworze powoduje kwaśną reakcję ośrodka w roztworze (pH<7).
Po rozpuszczeniu w wodzie Al 2 (SO 4) 3 dysocjuje
Al 2 (SO 4) 3 2 Al 3+ + 3 SO 4 2-.
W tym przypadku jony Al 3+ łączą się z jonami OH - tworząc wodorotlenki AlOH 2+ ... Hydroliza soli ogranicza się do pierwszego etapu i tworzenia cząsteczki Al (OH ) 3 nie zdarza się. Równanie jonowo-molekularne ma postać
Al 3+ + H2O AlOH 2+ + H+.
Produktami elektrolizy są sól zasadowa i kwas.
Równanie hydrolizy w postaci molekularnej jest zapisane w następujący sposób:
Al 2 (SO 4) 3 +2 H 2 O 2AlOHSO 4 + H 2 SO 4.
c) Sól jest utworzona przez słaby kwas i słabą zasadę (CH 3 COONH 4).
CH3COO - + NH4 + + H2O CH3COOH + NH4OH.
W tym przypadku powstają dwa słabo zdysocjowane związki, a pH roztworu zależy od względnej mocy kwasu i zasady. Jeżeli produkty hydrolizy można usunąć z roztworu, to hydroliza dochodzi do końca. Na przykład
Al 2 S 3 + 6 H 2 O = 2Al (OH) 3↓ + 3H2S.
Możliwe są również inne przypadki nieodwracalnej hydrolizy, które nie są trudne do przewidzenia, ponieważ aby proces był nieodwracalny konieczne jest, aby co najmniej jeden z produktów hydrolizy opuścił sferę reakcji.
G) Sole utworzone przez mocny kwas i mocną zasadę ( NaCl, K 2 WIĘC 4 , RbBri inne) nie ulegają hydrolizie, odkąd jedynym związkiem o niskiej dysocjacji jest H2O (pH = 7). Roztwory tych soli mają środowisko obojętne. Na przykład
NaCl + H2O NaOH + HCl
Na + + Cl - + H 2 O Na + + OH - + H + + Cl -
H 2 O H + + OH -.
Reakcje hydrolizy odwracalnej podlegają całkowicie zasadzie Le Chateliera. Dlatego hydrolizę soli można wzmocnić (a nawet uczynić to nieodwracalnym) w następujący sposób:
1) dodać wodę;
2) podgrzać roztwór, podczas gdy endotermiczna dysocjacja wody wzrasta, co oznacza, że wzrasta liczba jonów H+ i OH-, które są niezbędne do hydrolizy soli;
3) związanie jednego z produktów hydrolizy w słabo rozpuszczalny związek lub usunięcie jednego z produktów do fazy gazowej; np. hydroliza cyjanku amonu NH4CN zostanie znacznie wzmocniony przez rozkład hydratu amoniaku z powstawaniem amoniaku NH3 i woda:
NH4 + + CN - + H2O NH3 + H2O + HCN.
Hydrolizę można stłumić działając w następujący sposób:
1) zwiększyć stężenie substancji rozpuszczonej;
2) schłodzić roztwór (aby osłabić hydrolizę, roztwory soli należy przechowywać stężone i w niskich temperaturach);
3) dodać do roztworu jeden z produktów hydrolizy; na przykład zakwasić roztwór, jeśli jego środowisko jest kwaśne w wyniku hydrolizy, lub zalkalizować, jeśli jest zasadowy.
Wzajemne wzmocnienie hydrolizy Załóżmy, że równowagi ustalają się w różnych naczyniach
CO 3 2– + H 2 O HCO 3 - + OH -
Al 3+ + H 2 O AlOH 2+ + H +
Obie sole są lekko zhydrolizowane, ale jeśli roztwory zostaną zmieszane, następuje wiązanie jonów H + i OH -. Zgodnie z zasadą Le Chateliera obie równowagi przesuwają się w prawo, hydroliza nasila się i przebiega całkowicie
2 AlCl 3 + 3 Na 2 CO 3 + 3 H 2 O = 2 Al (OH) 3↓ + 3 CO 2 + 6 NaCl.
Nazywa się wzajemne wzmocnienie hydrolizy ... Tak więc, jeśli zmieszasz roztwory soli, z których jedna jest hydrolizowana przez kation, a druga przez anion, hydroliza jest wzmocniona i przebiega całkowicie.
O.A. Napilkova, N.S. Dozorcewa
Zadanie 201.
Narysuj jonowo-molekularne i molekularne równania hydrolizy występujące podczas mieszania roztworów K 2S i CrCl3 ... Każda z pobranych soli ulega nieodwracalnej hydrolizie do końca z utworzeniem odpowiedniej zasady i kwasu.
Rozwiązanie:
K 2 S - sól mocnej zasady i słabego kwasu hydrolizuje anion, a CrCl 3 - sól słabej zasady i mocnego kwasu hydrolizuje kation:
K 2 S ⇔ 2K + + S 2-; CrCl3 Cr 3+ + 3Cl -;
a) S 2 - + H 2 O HS - + OH -;
b) Cr3+ + H2O⇔ CrOH2+ + H+.
Jeżeli roztwory tych soli znajdują się w jednym naczyniu, to następuje wzajemne wzmocnienie hydrolizy każdej z nich, ponieważ wiążące się jony H+ i OH- tworzą cząsteczki słabego elektrolitu H 2 O (H + + OH - ⇔ H 2 O). Wraz z utworzeniem dodatkowej ilości wody równowaga hydrolityczna obu soli przesuwa się w prawo, a hydroliza każdej soli kończy się wraz z utworzeniem osadu i gazu:
3S 2- + 2Cr 3+ + 6H2O⇔ 2Cr(OH)3↓ + 3H2S (jonowa postać cząsteczkowa);
3K 2 S + 2CrCl 3 + 6H 2 O 2Cr (OH) 3 ↓ + 3H 2 S + 6KCl (postać cząsteczkowa).
Zadanie 202.
Do roztworu FeCl3 dodano następujące substancje: a) HCl; b) KOH; c) ZnCl2; d) Na2CO3. W jakich przypadkach wzrośnie hydroliza chlorku żelaza(III)? Czemu? Sporządź równania jonowo-cząsteczkowe dla hydrolizy odpowiednich soli.
Rozwiązanie:
a) Sól FeCl 3 jest hydrolizowana przez kation, a HCl dysocjuje w roztworze wodnym:
FeCl 3 Fe 3+ + 3Cl -;
HCl ⇔ H + + Cl -
Jeżeli roztwory tych substancji znajdują się w jednym naczyniu, to hydroliza soli FeCl3 jest zahamowana, ponieważ powstaje nadmiar jonów wodorowych H+ i równowaga hydrolizy przesuwa się w lewo:
b) Sól FeCl 3 jest hydrolizowana przez kation, a KOH dysocjuje w roztworze wodnym z utworzeniem OH -:
FeCl 3 Fe 3+ + 3Cl -;
Fe 3+ + H 2 O ⇔ FeOH 2+ + H +;
KOH ⇔ K + + OH -
Jeżeli roztwory tych substancji znajdują się w jednym naczyniu, to następuje hydroliza soli FeCl3 i dysocjacja KOH, ponieważ wiążące się jony H+ i OH- tworzą cząsteczki słabego elektrolitu H 2 O (H + + OH - ⇔ H2O). W tym przypadku równowaga hydrolityczna soli FeCl3 i dysocjacja KOH przesuwają się w prawo, a hydroliza soli i dysocjacja zasady kończą się z utworzeniem osadu Fe(OH)3. W rzeczywistości, gdy FeCl3 i KOH zostaną zmieszane, zachodzi reakcja wymiany. joński
Fe 3+ + 3OH - Fe (OH) 3 ↓;
Równanie molekularne procesu:
FeCl3 + 3KOH ⇔ Fr (OH) 3 ↓ + 3KCl.
c) Sól FeCl 3 i sól ZnCl 2 hydrolizowana kationami:
Fe 3+ + H 2 O ⇔ FeOH 2+ + H +;
Zn 2+ + H 2 O ⇔ ZnOH + + H +
Jeżeli w jednym naczyniu znajdują się roztwory tych soli, to następuje wzajemne tłumienie hydrolizy każdej z nich, ponieważ nadmiar jonów H+ powoduje przesunięcie równowagi hydrolitycznej w lewo, w kierunku spadku stężenia jony wodorowe H+.
d) Sól FeCl 3 jest hydrolizowana przez kation, a sól Na 2 CO 3 jest hydrolizowana przez anion:
Fe 3+ + H 2 O ⇔ FeOH 2+ + H +;
CO 3 2- + H 2 O ⇔ HCO 3 - + OH -
Jeśli roztwory tych soli znajdują się w jednym naczyniu, następuje wzajemne wzmocnienie hydrolizy każdej z nich, ponieważ wiążące się jony H + i OH - tworzą cząsteczki słabego elektrolitu H 2 O (H + + OH - ⇔ H 2 O). Wraz z utworzeniem dodatkowej ilości wody równowaga hydrolityczna obu soli przesuwa się w prawo, a hydroliza każdej soli przebiega do końca z utworzeniem osadu Fe (OH) 3 ↓, słabego elektrolitu H 2 CO 3:
2Fe 3+ + 3CO 3 2- + 3H 2O ⇔ 2Fe (OH) 3 ↓ + 3CO 2 (jonowa postać cząsteczkowa);
2FeCl 3 + 3Na 2 CO 3 + 3H 2 O ⇔ 2Fe (OH) 3 ↓ + 3CO 2 + 6NaCl (postać cząsteczkowa).
Zadanie 203.
Które sole Al 2 (SO4) 3, K 2 S, Pb (NO 3) 2, KCl ulegają hydrolizie? Sporządź równania jonowo-molekularne i cząsteczkowe dla hydrolizy odpowiednich soli. Jaka jest wartość pH? (> 7 <)
masz roztwory tych soli?
Rozwiązanie:
a) Al 2 (SO 4) 3 jest solą słabej zasady i mocnego kwasu. W tym przypadku kationy Al 3+ wiążą jony OH - wody, tworząc kationy zasadowej soli AlOH 2+. Nie dochodzi do powstawania Al(OH) 2+ i Al(OH) 3, ponieważ jony AlOH 2+ dysocjują znacznie trudniej niż jony Al(OH) 2+ i cząsteczki Al(OH) 3. W normalnych warunkach hydroliza przebiega zgodnie z pierwszym etapem. Sól jest hydrolizowana kationowo. Równanie hydrolizy jonowo-molekularnej:
Al2 (SO 4) 3 Al 3+ + 3SO 4 2-;
lub w postaci molekularnej:
Al 2 (SO 4) 3 + 2Н 2 О ⇔ 2AlOHSO 4 + H 2 SO 4
W roztworze pojawia się nadmiar jonów wodorowych, które nadają roztworowi Al2 (SO4) 3 kwaśne środowisko, NS< 7 .
b) K 2 S - sól mocna zasada monokwasowa KOH i słaby kwas wielozasadowy H 2 S. W tym przypadku aniony S2 wiążą jony wodorowe H + wody, tworząc aniony kwaśnej soli HS-. Tworzenie H2S nie występuje, ponieważ jony HS- dysocjują znacznie trudniej niż cząsteczki H2S. W normalnych warunkach hydroliza przebiega zgodnie z pierwszym etapem. Sól jest hydrolizowana na anionie. Równanie hydrolizy jonowo-molekularnej:
K 2 S ⇔ 2K + + S 2-;
S 2- + H 2 O ⇔ H S- + OH -
lub w postaci molekularnej:
K2S + 2H2O ⇔ KHS + KOH
W roztworze pojawia się nadmiar jonów wodorotlenowych, które nadają roztworowi K 2 S środowisko alkaliczne, pH>7.
c) Pb (NO 3) 2 jest solą słabej zasady i mocnego kwasu. W tym przypadku kationy Pb 2+ wiążą jony wody OH–, tworząc kationy soli zasadowej PbOH +. Powstawanie Pb(OH)2 nie występuje, ponieważ jony PbOH+ dysocjują znacznie trudniej niż cząsteczki Pb(OH)2. W normalnych warunkach hydroliza przebiega zgodnie z pierwszym etapem. Sól jest hydrolizowana kationowo. Równanie hydrolizy jonowo-molekularnej:
Pb 2+ + H 2 O ⇔ PbOH + + H +
lub w postaci molekularnej:
< 7.
d) KCl - sól mocnej zasady i mocnego kwasu nie ulega hydrolizie, ponieważ jony K +, Cl - nie są związane z jonami wody H + i OH -. Jony K +, Cl -, H + i OH - pozostaną w roztworze. Ponieważ roztwór soli zawiera równe ilości jonów H+ i OH-, roztwór ma środowisko obojętne, pH = 0.
Zadanie 204.
Podczas mieszania roztworów FeCl3 i Na2CO3 każda z pobranych soli jest nieodwracalnie hydrolizowana do końca z utworzeniem odpowiedniej zasady i kwasu. Wyraź tę wspólną hydrolizę za pomocą równań jonowo-molekularnych i molekularnych.
Rozwiązanie:
FeCl 3 jest solą słabej zasady i mocnego kwasu. W tym przypadku kationy Fe 3+ wiążą jony OH - wody, tworząc kationy zasadowej soli FeOH 2+. Nie dochodzi do powstawania Fe(OH)2+ i Fe(OH)3, ponieważ jony FeOH2+ dysocjują znacznie trudniej niż jony Fe(OH)2+ i cząsteczki Fe(OH)3. W normalnych warunkach hydroliza przebiega zgodnie z pierwszym etapem. Sól jest hydrolizowana kationowo. Równanie hydrolizy jonowo-molekularnej:
FeC l3 ⇔ Fe 3+ + 3Cl -
Fe 3+ + H 2 O ⇔ FeOH 2+ + H +
Na 2 CO 3 jest solą mocnej zasady i słabego kwasu. W tym przypadku aniony CO 3 2- wiążą jony wodorowe H + woda, tworząc aniony kwaśnej soli HCO 3 -. Tworzenie się H 2 CO 3 nie występuje, ponieważ jony HCO 3 - dysocjują znacznie trudniej niż cząsteczki H 2 CO 3 . W normalnych warunkach hydroliza przebiega zgodnie z pierwszym etapem. Sól jest hydrolizowana na anionie. Równanie hydrolizy jonowo-molekularnej:
2Fe 3+ + 3CO 3 2- + 3H 2O 2Fe (OH) 3 ⇔ + 3CO 2 (jonowa postać cząsteczkowa);
2FeCl 3 + 3Na 2 CO 3 + 3 H 2 O ⇔ 2Fe (OH) 3 + + 3CO 2 + 6NaCl.
Zadanie 205.
Do roztworu Na2CO3 dodano następujące substancje: a) HCl; b) NaOH; c) Cu (NO3) 2; d) K 2 S. W jakich przypadkach nasili się hydroliza węglanu sodu? Czemu? Sporządź równania jonowo-cząsteczkowe dla hydrolizy odpowiednich soli.
Rozwiązanie:
a) Sól Na 2 CO 3 jest hydrolizowana przez anion, a HCl dysocjuje w roztworze wodnym:
Na 2 CO 3 ⇔ 2Na + + CO 3 2-;
CO 3 2 - + H 2 O HCO 3 - + OH -;
HCl ⇔ H + + Cl -
Jeżeli roztwory tych substancji znajdują się w jednym naczyniu, następuje wzajemne wzmocnienie hydrolizy każdego z nich, ponieważ wiążące się ze sobą jony H + i OH - tworzą cząsteczki słabego elektrolitu H 2 O (H + + OH - ⇔ H 2 O). W tym przypadku równowaga hydrolityczna soli Na2CO3 i dysocjacja HCl przesuwają się w prawo, a hydroliza soli i dysocjacja kwasu kończą się z utworzeniem gazowego dwutlenku węgla. Równanie jonowo-molekularne procesu:
CO 3 2- + 2H + ⇔ CO 2 + H 2 O
Równanie molekularne procesu:
Na 2 CO 3 + 2HCl ⇔ 2NaCl + CO 2 + H 2 O
b) Sól Na 2 CO 3 jest hydrolizowana przez anion, a NaOH dysocjuje w roztworze wodnym:
NaOH ⇔ Na + + OH -.
Jeśli roztwory tych substancji zostaną zmieszane, powstaje nadmiar jonów OH -, co przesuwa równowagę hydrolizy Na 2 CO 3 w lewo i hydroliza soli zostanie zahamowana.
c) Sól Na 2 CO 3 jest hydrolizowana przez anion, a sól Cu (NO 3) 2 jest hydrolizowana przez kation:
CO 3 2 - + H 2 O HCO 3 - + OH -;
Cu 2+ + H 2 O ⇔ CuOH + + H +.
Jeśli roztwory tych soli znajdują się w jednym naczyniu, następuje wzajemne wzmocnienie hydrolizy każdej z nich, ponieważ wiążące się jony H + i OH - tworzą cząsteczki słabego elektrolitu H 2 O (H + + OH - ⇔ H 2 O). Wraz z utworzeniem dodatkowej ilości wody równowaga hydrolityczna obu soli przesuwa się w prawo, a hydroliza każdej soli kończy się wraz z utworzeniem osadu i gazu:
Cu 2+ + CO 3 2- + H 2 O ⇔ Cu (OH) 2 ↓ + CO 2 (jonowa postać cząsteczkowa);
Cu (NO 3) 2 + Na 2 CO 3 + H 2 O ⇔ Cu (OH) 2 ↓ + CO 2 + 2NaNO 3 (postać cząsteczkowa).
d) Na 2 CO 3 i K 2 S są solami mocnej zasady i słabego kwasu, dlatego obie są hydrolizowane przez anion:
CO 3 2 - + H 2 O HCO 3 - + OH -;
S 2- + H 2 O ⇔ HS - + OH -.
Jeżeli roztwory tych soli znajdują się w jednym naczyniu, to następuje wzajemne tłumienie hydrolizy każdej z nich, ponieważ nadmiar jonów OH - zgodnie z zasadą Le Chateliera przesuwa równowagę hydrolizy obu soli w lewo, w kierunku zahamowany zostanie spadek stężenia jonów OH -, czyli hydroliza obu soli.
Zadanie 206.
Jaka jest wartość pH (> 7<) имеют растворы солей Na 2 S, АlСl 3 , NiSO 4 ? Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза этих солей.
Rozwiązanie:
a) Na 2 S - mocna sól zasada monokwasowa NaOH i słaby kwas wielozasadowy H 2 S. W tym przypadku aniony S 2 wiążą jony wodorowe H + wody, tworząc aniony kwaśnej soli HS-. Tworzenie się H 2 S nie występuje, ponieważ jony HS - dysocjują znacznie trudniej niż cząsteczki H 2 S. W normalnych warunkach hydroliza przebiega zgodnie z pierwszym etapem. Sól jest hydrolizowana na anionie. Równanie hydrolizy jonowo-molekularnej:
Na 2 S ⇔ 2Na + + S 2-;
S 2- + H 2 O ⇔ S - + ОH -
lub w postaci molekularnej:
Na2S + 2H2O NaHS + KOH
W roztworze pojawia się nadmiar jonów wodorotlenowych, co powoduje, że roztwór Na2S ma środowisko alkaliczne o pH>7.
b) AlCl3 jest solą słabej zasady i mocnego kwasu. W tym przypadku kationy Al3 + wiążą jony OH- wody, tworząc kationy zasadowej soli AlOH2 +. Nie dochodzi do powstawania Al(OH) 2+ i Al(OH) 3, ponieważ jony AlOH 2+ dysocjują znacznie trudniej niż jony Al(OH) 2+ i cząsteczki Al(OH) 3. W normalnych warunkach hydroliza przebiega zgodnie z pierwszym etapem. Sól jest hydrolizowana kationowo. Równanie hydrolizy jonowo-molekularnej:
AlCl3⇔Al3+ + 3Cl-;
Al 3+ + H 2 O ⇔ AlOH 2+ + H +
lub w postaci molekularnej:
AlCl3 + H2O ⇔ 2AlOHCl2 + HCl
W roztworze pojawia się nadmiar jonów wodorowych, co powoduje, że roztwór Al2 (SO4) 3 ma kwaśne środowisko, pH< 7.
c) NiSO4 jest solą słabej polikwasowej zasady Ni(OH)2 i mocnego dwuzasadowego kwasu H2SO4. W tym przypadku kationy Ni2+ wiążą jony OH- wody, tworząc kationy zasadowej soli NiOH+. Ni (OH) 2 nie powstaje, ponieważ jony NiOH + dysocjują znacznie trudniej niż cząsteczki Ni (OH) 2 . W normalnych warunkach hydroliza przebiega zgodnie z pierwszym etapem. Sól jest hydrolizowana kationowo. Równanie hydrolizy jonowo-molekularnej:
Ni (NO 3) 2 ⇔ Ni 2+ + 2NO 3 -;
Ni 2+ + H 2 O ⇔ NiOH + + H +
lub w postaci molekularnej:
2NiSO 4 + 2Н 2 О (NiOH) 2 SO 4 + H 2 SO 4
W roztworze pojawia się nadmiar jonów wodorowych, co powoduje, że roztwór NiSO 4 ma kwaśne środowisko, pH< 7.
Zadanie 207.
Uzupełnij równania jonowo-molekularne i molekularne dla hydrolizy soli Pb (NO 3) 2, Na 2 CO 3, Fe 2 (SO 4) 3. Jaka jest wartość pH (> 7<) имеют растворы этих солей?
Rozwiązanie:
a) Pb (NO 3) 2 to sól słabej zasady i mocnego kwasu. W tym przypadku kationy Pb 2+ wiążą jony OH - woda, tworząc kationy soli zasadowej PbOH +. Powstawanie Pb(OH)2 nie występuje, ponieważ jony PbOH+ dysocjują znacznie trudniej niż cząsteczki Pb(OH)2. W normalnych warunkach hydroliza przebiega zgodnie z pierwszym etapem. Sól jest hydrolizowana kationowo. Równanie hydrolizy jonowo-molekularnej:
Pb (NO 3) 2 ⇔ Pb 2+ + 2NO 3 -;
Pb 2+ + H 2 O ⇔ PbOH + + H +
lub w postaci molekularnej:
Pb (NO 3) 2 + H 2 O ⇔ PbOHNO 3 + HNO 3
W roztworze pojawia się nadmiar jonów wodorowych, co powoduje, że roztwór Pb (NO 3) 2 ma kwaśne środowisko, pH< 7.
b) Na 2 CO 3 jest solą mocnej zasady i słabego kwasu. W tym przypadku aniony CO 3 2- wiążą jony wodorowe H + woda, tworząc aniony kwaśnej soli HCO 3 -. Tworzenie się H 2 CO 3 nie występuje, ponieważ jony HCO 3 - dysocjują znacznie trudniej niż cząsteczki H 2 CO 3 . W normalnych warunkach hydroliza przebiega zgodnie z pierwszym etapem. Sól jest hydrolizowana na anionie. Równanie hydrolizy jonowo-molekularnej:
Na 2 CO 3 ⇔ 2Na + + CO 3 2-;
CO 3 2- + H 2 O ⇔ HCO 3 - + ОH -
lub w postaci molekularnej:
Na 2 CO 3 + H 2 O ⇔ CO 2 + 2NaOH
W roztworze pojawia się nadmiar jonów wodorotlenowych, co powoduje, że roztwór Na2CO3 ma środowisko alkaliczne o pH>7.
c) Fe 2 (SO 4) 3 jest solą słabej zasady i mocnego kwasu. W tym przypadku kationy Fe 3+ wiążą jony OH - wody, tworząc kationy zasadowej soli FeOH 2+. Nie dochodzi do powstawania Fe(OH)2+ i Fe(OH)3, ponieważ jony FeOH2+ dysocjują znacznie trudniej niż jony Fe(OH)2+ i cząsteczki Fe(OH)3. W normalnych warunkach hydroliza przebiega zgodnie z pierwszym etapem. Sól jest hydrolizowana kationowo. Równanie hydrolizy jonowo-molekularnej:
Fe 2 (SO 4) 3 ⇔ 2Fe 3+ + 3SO 4 2 -
Fe 3+ + H 2 O ⇔ FeOH 2+ + H +
Forma molekularna procesu:
Fe 2 (SO 4) 3 + 2H 2 O ⇔ 2FeOHSO 4 + H 2 SO 4.
W roztworze pojawia się nadmiar jonów wodorowych, co powoduje, że roztwór Fe2 (SO4) 3 ma kwaśne środowisko, pH< 7.
Zadanie 208.
Uzupełnij równania jonowo-molekularne i molekularne dla hydrolizy soli NSOOK, ZnSO 4, Al (NO 3) 3. Jaka jest wartość pH (> 7<) имеют растворы этих солей?
Rozwiązanie:
a) NSOOK - sól mocna zasada monokwasowa KOH i słaby kwas jednozasadowy UNLO. W tym przypadku СОО - aniony wiążą jony wodorowe Н + wody, tworząc słaby elektrolit НСООН. Równanie hydrolizy jonowo-molekularnej:
НСООК ⇔ К + + НСОО -;
НСОО - + H 2 O ⇔ НСООН + ОH -
lub w postaci molekularnej:
NSOOK + H 2 O NSOOH + KOH
W roztworze pojawia się nadmiar jonów wodorotlenowych, które nadają roztworowi NSOOK środowisko alkaliczne o pH>7.
b) ZnSO4 jest solą słabej zasady polikwasu Zn(OH)2 i mocnego kwasu wielozasadowego. W tym przypadku kationy Zn 2+ wiążą jony OH - woda, tworząc kationy soli zasadowej ZnOH +. Powstawanie Zn(OH)2 nie występuje, ponieważ jony CoOH+ dysocjują znacznie trudniej niż cząsteczki Zn(OH)2. W normalnych warunkach hydroliza przebiega zgodnie z pierwszym etapem. Sól jest hydrolizowana kationowo. Równanie hydrolizy jonowo-molekularnej:
ZnSO 4 Zn 2+ + SO 4 2-;
Zn 2+ + H 2 O ZnOH + + H +
lub w postaci molekularnej:
2ZnSО4 + 2Н2О (ZnOH) 2SO4 + H2SO4
W roztworze pojawia się nadmiar jonów wodorowych, które nadają roztworowi ZnSО 4 kwaśne środowisko, pH< 7.
c) Al (NO 3) 3 - sól słabej baza polikwasowa Al (OH) 3 i silny kwas jednozasadowy HNO 3. W tym przypadku kationy Al 3+ wiążą jony OH - wody, tworząc kationy zasadowej soli AlOH2 +. Nie dochodzi do powstawania Al(OH) 2+ i Al(OH) 3, ponieważ jony AlOH 2+ dysocjują znacznie trudniej niż jony Al(OH) 2+ i cząsteczki Al(OH) 3. W normalnych warunkach hydroliza przebiega zgodnie z pierwszym etapem. Sól jest hydrolizowana kationowo. Równanie hydrolizy jonowo-molekularnej:
Al (NO3) 3 ⇔ Cr 3+ + 3NO 3 -
Al 3+ + H 2 O ⇔ AlOH 2+ + H +
Al (NO 3) 3 + H 2 O ⇔ AlOH (NO 3) 2 + HNO 3
< 7.
Zadanie 209.
Jaka jest wartość pH (> 7<) имеют растворы солей Na 3 PO 4 , K 2 S, CuSO 4 ? Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза этих солей.
Rozwiązanie:
a) Ortofosforan sodu Na 3 PO 4 jest solą słabego wielozasadowego kwasu H 3 PO 4 i mocnej zasady jednokwasowej. W tym przypadku aniony РО 4 3- wiążą jony wodorowe Н + wody, tworząc aniony kwaśnej soli HРО 4 2-. Tworzenie się H 2 PO 4 - i H 3 PO 4 nie występuje, ponieważ jony HRO 4 2 - dysocjują znacznie trudniej niż jony H 2 PO 4 - i cząsteczka H 3 PO 4 . W normalnych warunkach hydroliza przebiega zgodnie z pierwszym etapem. Sól jest hydrolizowana na anionie. Równanie hydrolizy jonowo-molekularnej:
Na 3 PO 4 ⇔ 3Na + + PO 4 3-;
PO 4 3- + H 2 O ⇔ HRO 4 2- + OH -
lub w postaci molekularnej:
Na 3 PO 4 + H 2 O ⇔ Na 2 HPO 4 + NaOH
W roztworze pojawia się nadmiar jonów wodorotlenowych, co powoduje, że roztwór Na 3 PO 4 ma środowisko alkaliczne o pH>7.
b) K2S jest solą mocnej jednokwasowej zasady KOH i słabego kwasu wielozasadowego H 2 S. W tym przypadku aniony S 2 wiążą jony wodorowe H + wody, tworząc aniony kwaśnej soli HS -. Tworzenie się H 2 S nie występuje, ponieważ jony HS - dysocjują znacznie trudniej niż cząsteczki H 2 S. W normalnych warunkach hydroliza przebiega zgodnie z pierwszym etapem. Sól jest hydrolizowana na anionie. Równanie hydrolizy jonowo-molekularnej:
K 2 S ⇔ 2K + + S 2-;
S 2- + H 2 O ⇔ S - + ОH -
lub w postaci molekularnej:
K2S + 2H 2 O ⇔ KHS + KOH
W roztworze pojawia się nadmiar jonów wodorotlenowych, co powoduje, że roztwór K2S ma środowisko alkaliczne, pH>7.
c) CuSO4 jest solą słabej zasady i mocnego kwasu. W tym przypadku kationy Cu 2+ wiążą jony OH - wody, tworząc kationy zasadowej soli CuOH +. Tworzenie Cu(OH) 2 nie występuje, ponieważ jony CuOH + dysocjują znacznie trudniej niż cząsteczki Cu (OH) 2 . W normalnych warunkach hydroliza przebiega zgodnie z pierwszym etapem. Sól jest hydrolizowana kationowo. Równanie hydrolizy jonowo-molekularnej:
CuSO 4 ⇔ Cu 2+ + SO 4 2-;
Cu 2+ + H 2 O ⇔ CuOH + + H +
lub w postaci molekularnej:
2CuSO 4 + 2Н 2 О ⇔ (CuOH) 2 SO 4 + H 2 SO 4
W roztworze pojawia się nadmiar jonów wodorowych, co powoduje, że roztwór CuSO 4 ma kwaśne środowisko, pH< 7.
Zadanie 210.
Uzupełnij równania jonowo-molekularne i cząsteczkowe dla hydrolizy soli CuCl 2, Cs 2 CO 3, Cr (NO 3) 3 . Jaka jest wartość pH (> 7<) имеют растворы этих солей?
Rozwiązanie:
a) CuCl2 jest solą słabej polikwasowej zasady Cu(OH)2 i mocnego jednozasadowego kwasu HCl. W tym przypadku kationy Cu 2+ wiążą jony OH - wody, tworząc kationy zasadowej soli CuOH +. Tworzenie Cu(OH) 2 nie występuje, ponieważ jony CuOH + dysocjują znacznie trudniej niż cząsteczki Cu (OH) 2 . W normalnych warunkach hydroliza przebiega zgodnie z pierwszym etapem. Sól jest hydrolizowana kationowo. Równanie hydrolizy jonowo-molekularnej:
CuCl 2 Cu 2+ + 2Cl -;
Cu 2+ + H 2 O ⇔ CuOH + + H +
lub w postaci molekularnej:
CuCl2 + H2O ⇔ CuOHCl + HCl
W roztworze pojawia się nadmiar jonów wodorowych H+, co powoduje, że roztwór CuCl2 ma kwaśne środowisko, pH< 7.
b) Cs 2 CO 3 jest solą mocnej jednokwasowej zasady CsOH i słabego dwuzasadowego kwasu H 2 CO 3. W tym przypadku aniony CO 3 2- wiążą jony wodorowe H + woda, tworząc aniony kwaśnej soli HCO 3 -. Tworzenie się H 2 CO 3 nie występuje, ponieważ jony HCO 3 - dysocjują znacznie trudniej niż cząsteczki H 2 CO 3 . W normalnych warunkach hydroliza przebiega zgodnie z pierwszym etapem. Sól jest hydrolizowana na anionie. Równanie hydrolizy jonowo-molekularnej:
Cs 2 CO 3 ⇔ 2 Cs + + CO 3 2-;
CO 3 2- + H 2 O ⇔ HCO 3 - + ОH -
lub w postaci molekularnej:
Cs2CO 3 + Н 2 О ⇔ СО 2 + 2CsOH
W roztworze pojawia się nadmiar jonów wodorotlenowych, co powoduje, że roztwór Cs2CO3 ma środowisko alkaliczne, pH>7.
c) Cr (NO 3) 3 jest solą słabej wielokwasowej zasady Cr (OH) 3 i mocnego kwasu jednozasadowego HNO 3. W tym przypadku kationy Cr 3+ wiążą jony OH - wody, tworząc kationy zasadowej soli CrOH 2+. Nie dochodzi do powstawania Cr(OH)2+ i Cr(OH)3, ponieważ jony CrOH2+ dysocjują znacznie trudniej niż jony Cr(OH)2+ i cząsteczki Cr(OH)3. W normalnych warunkach hydroliza przebiega zgodnie z pierwszym etapem. Sól jest hydrolizowana kationowo. Równanie hydrolizy jonowo-molekularnej:
Cr (NO 3) 3 ⇔ Cr 3+ + 3NO 3 -
Cr 3+ + H 2 O ⇔ CrOH 2+ + H +
Równanie reakcji molekularnej:
Cr (NO 3) 3 + Н 2 О ⇔ CrOH (NO 3) 2 + HNO 3
W roztworze pojawia się nadmiar jonów wodorowych, co powoduje, że roztwór Cr (NO 3) 3 ma kwaśne środowisko, pH< 7.
DEFINICJA
Siarczek potasu- średnia sól utworzona przez mocną zasadę - wodorotlenek potasu (KOH) i słaby kwas - siarkowodór (H 2 S). Formuła - K 2 S.
Masa molowa to 110g/mol. Reprezentuje bezbarwne kryształy sześcienne.
Hydroliza siarczku potasu
Zhydrolizowany anion. Podłoże ma charakter alkaliczny. Równanie hydrolizy wygląda następująco:
Pierwszy etap:
K 2 S ↔ 2K + + S 2- (dysocjacja soli);
S 2 - + HOH ↔ HS - + OH - (hydroliza anionów);
2K + + S 2- + HOH ↔ HS - + 2K + + OH - (równanie w postaci jonowej);
K 2 S + H 2 O ↔ KHS + KOH (równanie molekularne).
Drugi etap:
KHS ↔ K + + HS - (dysocjacja soli);
HS - + HOH ↔H2S + OH - (hydroliza anionów);
K + + 2HS - + HOH ↔ H 2 S + K + + OH - (równanie w postaci jonowej);
KHS + H 2 O ↔ H 2 S + KOH (równanie molekularne).
Przykłady rozwiązywania problemów
PRZYKŁAD 1
| Ćwiczenie | Siarczek potasu otrzymuje się przez ogrzewanie mieszaniny potasu i siarki w temperaturze 100-200 o C. Jaka masa produktu reakcji powstaje, gdy reaguje 11 g potasu i 16 g siarki? |
| Rozwiązanie | Napiszmy równanie reakcji interakcji siarki i potasu: Znajdźmy liczbę moli substancji wyjściowych, korzystając z danych podanych w opisie problemu. Masa molowa potasu wynosi –39 g/mol, siarka – 32 g/mol. υ (K) = m (K) / M (K) = 11/39 = 0,28 mola; υ (S) = m (S) / M (S) = 16/32 = 0,5 mol. Niedobór potasu (υ (K)< υ(S)). Согласно уравнению υ (K 2 S) = 2 × υ (K) = 2 × 0,28 = 0,56 mol. Znajdź masę siarczku potasu (masa molowa - 110 g / mol): m (K 2 S) = υ (K 2 S) × M (K 2 S) = 0,56 × 110 = 61,6 g. |
| Odpowiedź | Masa siarczku potasu wynosi 61,6 g. |
Hydroliza soli to chemiczne oddziaływanie jonów soli z jonami wody, prowadzące do powstania słabego elektrolitu.
Jeśli rozważymy sól jako produkt zobojętnienia zasady kwasem, to sole można podzielić na cztery grupy, dla których hydroliza będzie przebiegać na swój własny sposób.
1). Hydroliza niemożliwa
Sól utworzona przez mocną zasadę i mocny kwas ( KBr, NaCl, NaNO 3), nie ulegnie hydrolizie, ponieważ w tym przypadku nie powstaje słaby elektrolit.
pH takich roztworów = 7. Odczyn podłoża pozostaje obojętny.
2). Hydroliza przez kation (tylko kation reaguje z wodą)
W soli utworzonej ze słabej zasady i mocnego kwasu ( FeCl 2,NH4Cl2, Al 2 (SO 4) 3, MgSO4) kation ulega hydrolizie:
FeCl2 + HOH<=>Fe(OH)Cl + HCl
Fe 2+ + 2Cl - + H + + OH -<=>FeOH + + 2Cl - +
h +
W wyniku hydrolizy powstaje słaby elektrolit, jon H + i inne jony.
pH roztworu< 7 (раствор приобретает кислую реакцию).
3).Hydroliza anionów (tylko anion reaguje z wodą)
Sól utworzona przez mocną zasadę i słaby kwas ( KClO, K 2 SiO 3, Na2CO3, CH 3 COONa) ulega hydrolizie przez anion, w wyniku czego powstaje słaby elektrolit, jon wodorotlenkowy OH- i inne jony.
K 2 SiO 3 + HOH<=>KHSiO3 + KOH
2K + + SiO 3 2- + H + + OH -<=>HSiO 3 - + 2K + + OH -
pH takich roztworów wynosi > 7 (roztwór staje się zasadowy).
4). Hydroliza stawów (zarówno kation, jak i anion reagują z wodą)
Sól utworzona przez słabą zasadę i słaby kwas ( CO 3 COONH 4, (NH 4) 2 CO 3, Al 2 S 3) jest hydrolizowany zarówno przez kation, jak i anion. W rezultacie powstaje słabo dysocjująca zasada i kwas. pH roztworów takich soli zależy od względnej mocy kwasu i zasady. Miarą mocy kwasu i zasady jest stała dysocjacji odpowiedniego odczynnika.
Reakcja środowiska tych roztworów może być obojętna, lekko kwaśna lub lekko zasadowa:
Al2S3 + 6H2O => 2Al(OH)3↓ + 3H2S
Hydroliza jest procesem odwracalnym.
Hydroliza jest nieodwracalna, jeśli w wyniku reakcji powstaje nierozpuszczalna zasada i/lub lotny kwas
Algorytm sporządzania równań hydrolizy soli
|
Tok rozumowania |
Przykład |
||||
|
1. Określ moc elektrolitu - zasady i kwasu, które tworzą daną sól. Pamiętać! Hydroliza zawsze przebiega przez słaby elektrolit, silny elektrolit jest w roztworze w postaci niezwiązanych z wodą jonów.
|
Na 2 WSPÓŁ 3 - węglan sodu, sól utworzona z mocną zasadą (NaOH) i słaby kwas (h 2 WSPÓŁ 3 ) |
||||
|
2. Zapisujemy dysocjację soli w roztworze wodnym, wyznaczamy słaby jon elektrolitu wchodzący w skład soli: |
2 Na + + WSPÓŁ 3 2- + h + OH - ↔ To jest hydroliza anionowa Ze słabego elektrolitu w soli występuje anionWSPÓŁ 3 2- , będzie wiązał się z cząsteczkami wody do słabego elektrolitu – zachodzi hydroliza anionów. |
||||
|
3. Zapisujemy kompletny równanie jonowe hydroliza – słaby jon elektrolitu jest wiązany przez cząsteczki wody |
2Na + + CO 3 2- + H + OH - ↔ (HCO 3) - + 2Na + + OH - W produktach reakcji obecne są jony OH – dlatego środowisko ma odczyn zasadowypH>7 |
||||
|
4 ... Zapisywanie hydrolizy molekularnej |
Na2CO3 + HOH ↔ NaHCO3 + NaOH |
Praktyczne użycie.
W praktyce nauczyciel ma do czynienia z hydrolizą np. podczas przygotowywania roztworów soli hydrolizujących (np. octanu ołowiu). Zwykła „technika”: do kolby wlewa się wodę, wlewa się sól, wstrząsa. Pozostaje biały osad. Dodajemy więcej wody, wstrząsamy, osad nie znika. Dodaj z czajnika gorąca woda- osad wydaje się jeszcze większy... A powodem jest to, że hydroliza soli zachodzi jednocześnie z rozpuszczaniem, a biały osad, który widzimy, to już produkty hydrolizy - słabo rozpuszczalne sole zasadowe. Wszystkie nasze dalsze działania, rozcieńczanie, podgrzewanie, tylko zwiększają stopień hydrolizy. Jak powstrzymać hydrolizę? Nie podgrzewaj, nie przygotowywaj zbyt rozcieńczonych roztworów, a ponieważ hydroliza przez kation głównie przeszkadza - dodaj kwasy. Lepiej niż odpowiedni, czyli ocet.
W innych przypadkach pożądane jest zwiększenie stopnia hydrolizy, a w celu aktywizacji alkalicznego roztworu myjącego sody lnianej podgrzewamy - wzrasta stopień hydrolizy węglanu sodu.
Ważną rolę odgrywa hydroliza w procesie odżelaziania wody przez napowietrzanie. Gdy woda jest nasycona tlenem, zawarty w niej wodorowęglan żelaza (II) utlenia się do soli żelaza (III), która ulega znacznie silniejszej hydrolizie. W efekcie dochodzi do całkowitej hydrolizy i wydzielania żelaza w postaci osadu wodorotlenku żelaza(III).
Na tym opiera się również zastosowanie soli glinu jako koagulantów w procesach oczyszczania wody. Sole glinu dodane do wody w obecności jonów wodorowęglanowych ulegają całkowitej hydrolizie, a objętościowy wodorotlenek glinu koaguluje, wciągając różne zanieczyszczenia do osadu.„Wzmacnianie hydrolizy soli po podgrzaniu”
ZADANIA ZADANIA
№1.Zapisz równania hydrolizy soli i określ medium roztwory wodne(pH) i rodzaj hydrolizy:
Na2SiO3, AlCl3, K2S.
nr 2. Uzupełnij równania hydrolizy soli, określ rodzaj hydrolizy i medium roztworu:
Siarczyn potasu, chlorek sodu, bromek żelaza (III)
Nr 3. Uzupełnij równania hydrolizy, określ rodzaj hydrolizy i środowisko wodnego roztworu soli dla następujących substancji:
Siarczek potasu - K 2 S, Bromek glinu - AlBr 3, Chlorek litu - LiCl, Fosforan sodu - Na 3 PO 4, Siarczan potasu - K 2 SO 4, Chlorek cynku - ZnCl 2, Siarczyn sodu - Na 2 SO 3, Siarczan amonu - (NH 4) 2 SO 4, bromek baru - BaBr 2.
