Материал: Конспект лекций для студентов специальности 1 48 01 02 Химическая технология органических веществ, материалов и изделий

Скачать

Заказать новую работу

Внимание! Если размещение файла нарушает Ваши авторские права, то обязательно сообщите нам
–– уравнение диссоциации (выделены ионы слабой кислоты);Анионы многозарядные, поэтому гидролиз протекает ступенчато.Первая ступень:S2– + HOH HS–+ OH–– сокращенное ионно-молекулярноеуравнение (выделен анион слабой кислоты);2K+ + S2– + HOH 2K+ + HS–+ OH– – полное ионно-молекулярное уравнение;K2S + H2O KHS + KOH – молекулярное уравнение.Вторая ступень:HS–+ HOH H2S + OH–… – сокращенное ионно-молекулярное уравнение;K+ + HS–+ HOH H2S + K+ + OH– – полное ионно-молекулярное уравнение;KHS + H2O H2S + KOH – молекулярное уравнение.Гидролиз солей слабых оснований и слабых кислотЕсли в состав соли входят катионы слабого основания и анионы слабой кислоты (NH4F, NH4CN и др.), то в реакции с водой участвуют и те, и другие: катионы соли связываются с гидроксид-ионами, а анионы – с ионами водорода. Однако в большинстве случаев баланс ионов воды при этом в растворе не сохраняется, т. к. образующиеся основание и кислота по силе, как правило, разные. В результате таких реакций раствор становится кислым, если образующаяся кислота сильнее, чем основание, и щелочным, – если наоборот:а) NH4F NH4+ + F–– уравнение диссоциации (выделены ионы слабого основания и слабой кислоты);уравнение гидролиза катионов соли:NH4+ + HOHNH3∙H2O + H+– сокращенное ионно-молекулярное уравнение, из которого видно, что в результате этой реакции раствор подкисляется;
уравнение гидролиза анионов соли:F– + HOH HF + OH– – сокращенное ионно-молекулярное уравнение, из которого видно, что раствор при этом подщелачивается;сложив оба уравнения, получимNH4+ + F– + HOH NH3∙H2O + HF – полное ионно-молекулярноеуравнение;объединив катионы с анионами в левой частях уравненя, получим NH4F + H2O NH3∙H2O + HF – молекулярное уравнение.Для определения реакции среды сравним константы диссоциации:KHF= 610–4 и KNH3·H2O= 1,810–5. Вследствие того, что константа кислоты больше, чем основания, раствор будет кислым (pH < 7).Необратимый (полный) гидролизЕсли катиону соли соответствует слабое малорастворимое основание, а аниону – слабая малорастворимая кислота, то такие соли гидролизуются полностью, необратимо; в водных растворах они не существуют и не образуются (например, сульфиды алюминия, хрома (III), их карбонаты и др.).Сульфид алюминия можно получить реакцией алюминия с серой, но при растворении в воде он полностью гидролизуется, при этом выделяются малорастворимые Al(OH)3 – осадок и H2S – газ:Al2S3 + 6HOH 2Al(OH)3 + 3H2SНеобратимый гидролиз протекает и в тех случаях, когда соответствующие катионы и анионы оказались в растворе не из одной соли, аиз разных. Например, при смешении растворов хлорида алюминия и сульфида натрия результат будет аналогичным рассмотренному выше, т. к. в растворе оказались одновременно те же ионы, Al3+ и S2–: AlCl3 + Na2S + HOH

Al(OH)3 + H2S + …

Коэффициенты в таких уравнениях расставляются на основании того, что заряд гидролизующегося катиона становится множителем перед гидролизующимся анионом и наоборот. Вследствие того, что сульфид-анион двухзарядный, перед AlCl3 и Al(OH)3 ставится коэффициент «2»; вследствие того, что катион алюминия трехзарядный, перед Na2S и H2S ставим коэффициент «3»:

2AlCl3 + 3Na2S + HOH 2Al(OH)3 + 3H2S + …
Далее для образования 2Al(OH)3 требуются шесть гидроксид-ионов, также как шесть ионов H+ требуются для образования 3H2S; очевидно, что для этого потребуются 6H2O:

2AlCl3 + 3Na2S + 6HOH 2Al(OH)3 + 3H2S + …

Осталось добавить в правую часть по шесть ионов Na+ и Cl–, в виде 6 NaCl:

2AlCl3 + 3Na2S + 6H2O 2Al(OH)3 + 3H2S + 6NaCl – молекулярное уравнение;

2Al3+ + 3S2– + 6H2O 2Al(OH)3 + 3H2S – сокращенное ионно- молекулярное уравнение.
Специфически протекает необратимый гидролиз

метасолей амфотерных металлов, таких, как NaAlO2, Na2ZnO2 и др. – при их гидролизе образуются гидроксокомплексы:NaAlO2 + 2H2O Na[Al(OH)4] – молекулярное уравнение;AlO2–+ 2H2O [Al(OH)4]–– ионно-молекулярное уравнение.Гидролиз протекает вследствие того, что из слабого электролита – воды – образуется еще более слабый – гидроксид-ионы.Гидролиз кислых солейКислые соли (NaHCO3, NaH2PO4, KH2PO3, KHSO3, KHS и т. д.) образуют слабые многоосновные кислоты.Вследствие того, что в состав этих солей входят анионы слабых кислот, эти соли гидролизуются, подобно солям слабых кислот, рассмотренным ранее. Например, раствор NaH2PO4 подщелачивается за счет гидролиза дигидрофосфат-ионов:NaH2PO4 Na+ + H2PO4–H2PO4– + HOH H3PO4 + OH–В то же время, часть ионов H2PO4– не гидролизуется, а диссоциирует, в результате чего раствор подкисляется: H2PO4– HPO42– + H+Очевидно, что реакция раствора, кислая или щелочная, зависит от того, какое равновесие преобладает, гидролиз или диссоциация: если преобладает гидролиз, то раствор будет щелочным, если диссоциация – кислым. Количественно диссоциацию электролита характеризует константа диссоциации; равновесие гидролиза, по-видимому, – константа гидролиза, о чем мы пока не говорили. Поэтому к вопросу о pH в растворах кислых солей мы вернемся чуть позже.Применение закона действующих масс к равновесию гидролиза. Константа гидролизаКонстанта гидролиза количественно характеризует глубину протекания реакции: чем сильнее гидролизуется соль, тем больше константа гидролиза. Степень гидролиза также является его количественной характеристикой, но в отличие от константы, зависящей только от природы соли и температуры

, степень гидролиза зависит еще и от ее концентрации.
а) гидролиз с участием однозарядных катионов слабых оснований или анионов слабых кислот:

NH4NO3 NH4+ + NO3–

соль гидролизуется по катиону:

NH4+ + HOH NH4OH + H+
Применив закон действующих масс к равновесию гидролиза, получим следующее уравнение:

Kгидр. = ; обратите внимание, что в знаменатель не включена [H2O] – реагент в большом избытке (см. тему «Константа химического равновесия»).

Сделав в полученном уравнении подстановку [H+] = , получим следующее уравнение: Kгидр. = или


Kгидр. = =

(7.1)
Из уравнения (7.1) видно, что константу гидролиза соли слабого однокислотного основания рассчитывают, поделив ионное произведение воды кна константу диссоциации основания. Чем слабее основание, тем меньше его константа диссоциации, тем сильнее гидролизуется его соль.KF K+ + F– Если соль гидролизуется по аниону:F– + HOH HF + OH– Применив закон действующих масс к этому равновесию, получим следующее уравнение:Kгидр. = ; после подстановки [OH–] = получимKгидр. =
Источник: https://files.student-it.ru/previewfile/274165

Смотрите также:

ЦЕНОВАЯ ПОЛИТИКА ПРЕДПРИЯТИЯ НА ПРИМЕРЕ ООО «ДНС РИТЕЙЛ»
_archivetempпротивовоспалительные
- Сопротивление изоляции 25
!Контрольная работа (задание)
!Фармакология препаратов для терапии заболеваний дыхательных путей
'Свадьба'. Керамика
«Предмет, метод предпринимательского права и принципы предпринимательского права» (Понятие предмета и метода российского предпринимательского права)
«Українська література в першій половині ХХ століття»
03
0303_Болкунов_ВО_ЛР1