Решение. Примеры решения задач

ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ

Примеры решения задач

Пример 1. Записать уравнение гидролиза солей: KCl, Na₂CO₃, Mn(NO₃)₂, CH₃COONH₄.

Какое значение рН (>7, < 7 или ≈7) имеют растворы этих солей?

1. Хлорид калия KCl – соль, образованная сильным основанием KOH и сильной кислотой HCl.Такие соли гидролизу не подвергаются, рН водного раствора =7.

2. Карбонат натрия Na₂CO₃ - соль, образованная сильным основанием NaOH и слабой кислотой H₂CO₃. Такие соли подвергаются гидролизу по аниону, в сокращенной ионной форме уравнение гидролиза запишется следующим образом:

СО₃^2- + Н₂О ↔ НСО₃^- + ОН^-

Поскольку при гидролизе в свободном виде образуются ионы гидроксила, водный раствор данной соли имеет щелочную среду (рН>7).

Для записи полной ионной формы уравнения следует добавить в правую и левую части уравнения ионы Na⁺, которые присутствуют в реакционной смеси, но участия в гидролизе не принимают:

2Na⁺ + СО₃^2- + Н₂О ↔ НСО₃^- + ОН^- + 2Na⁺

Объединив ионы в молекулы, получим молекулярную форму уравнения гидролиза:

Na₂СО₃ + Н₂О ↔ NaНСО₃ + NaОН

В результате гидролиза образуется кислая соль NaНСО_3.

3. Нитрат марганца Mn(NO₃)₂ - соль, образованная слабым основанием Mn(OH)₂ и сильной кислотой HNO₃. Такие соли подвергаются гидролизу по катиону, в сокращенной ионной форме уравнение гидролиза запишется следующим образом:

Mn²⁺ + H₂O ↔MnOH⁺ + H⁺

Поскольку при гидролизе в свободном виде образуются ионы водорода, водный раствор данной соли имеет кислую среду (рН< 7).

Для записи полной ионной формы уравнения следует добавить в правую и левую части уравнения ионы NО₃^-, которые присутствуют в реакционной смеси, но участия в гидролизе не принимают:

2NО₃^- Mn²⁺ + H₂O ↔MnOH⁺ + H⁺ + 2NО₃^-

Объединив ионы в молекулы, получим молекулярную форму уравнения гидролиза:

Mn(NO₃)₂ + H₂O ↔MnOHNО₃ + HNО₃

В результате гидролиза образуется основная соль MnOHNО_3.

4. Ацетат аммония CH₃COONH₄ - соль, образованная слабым основанием NН₄OH и слабой уксусной кислотой CH₃COOH. Такие соли подвергаются гидролизу одновременно по катиону и по аниону, в сокращенной ионной форме уравнение гидролиза запишется следующим образом:

NH₄⁺ + CH₃COO^- + H₂O ↔ NH₄OH + CH₃COOH

Поскольку при гидролизе в свободном виде не образуются ни ионы водорода, ни ионы гидроксила водный раствор данной соли имеет близкую к нейтральной среду (рН≈7).

Уравнение гидролиза в молекулярной форме имеет вид:

CH₃COONH₄ + H₂O ↔ NH₄OH + CH₃COOH

Пример 2. Чему равна степень гидролиза h и значение рН сульфита натрия в растворе концентрации 0,1 моль/л?

Решение. Na₂SО₃ - соль, образованная сильным основанием NaOH и слабой кислотой H₂SО₃. Гидролиз протекает по аниону, в сокращенной ионной форме уравнение гидролиза запишется следующим образом:

SО₃^2- + Н₂О ↔ НSО₃^- + ОН^-

х х

Константа гидролиза Кг рассчитывается с использованием справочных данных по формуле:

В соответствии с уравнением реакции можно выразить через равновесные концентрации ионов: ; отсюда

Степень гидролиза h показывает долю прогидролизовавшихся молекул и рассчитывается по формуле: ;

Пример 3. Вычислите константу гидролиза и степeнь гидролиза раствора сульфата хрома Cr₂(SO₄)₃, рН которого равен 3.

Решение. Cr₂(SO₄)₃ - соль, образованная слабым основанием Cr(OH)₃ и сильной кислотой H₂SО₄. Гидролиз протекает по катиону, в сокращенной ионной форме уравнение гидролиза запишется следующим образом:

Cr³⁺ + H₂O ↔ CrOH²⁺ + H⁺

^{Х Х}

Константа гидролиза Кг рассчитывается с использованием справочных данных по формуле:

Вычислим концентрацию ионов водорода, исходя из значения рН = -lg , отсюда . В соответствии с уравнением реакции можно выразить через равновесные концентрации ионов: , отсюда = 0,77 ^.10^-2Степень гидролиза h показывает долю прогидролизовавшихся молекул и рассчитывается по формуле:

Пример 4. Вычислите константу диссоциации селенистоводородной кислоты Н₂Se, если рН 0,05 М раствора Na₂Se, равен 11,85.

Решение. Na₂Sе - соль, образованная сильным основанием NaOH и слабой кислотой H₂Sе. Гидролиз протекает по аниону, в сокращенной ионной форме уравнение гидролиза запишется следующим образом:

Sе^2- + Н₂О ↔ НSе^- + ОН^-

х х

Вычислим концентрацию ионов водорода, исходя из значения рН = -lg , отсюда . Вычислим концентрацию ионов ОН: . В соответствии с уравнением реакции можно выразить через равновесные концентрации ионов: .

Константа гидролиза Кг рассчитывается по формуле: отсюда

Пример 5. Вычислите константы гидролиза раствора хромата калия К₂CrO₄ и напишите уравнения гидролиза. По какой ступени гидролиз протекает в большей степени?

Решение. К₂CrO₄- соль, образованная сильным основанием КOH и слабой кислотой H₂CrO₄. Гидролиз протекает по аниону, в сокращенной ионной форме уравнение гидролиза запишется следующим образом:

1-ая ступень: CrO₄^2- + Н₂О ↔ НCrO₄^- + ОН^-

2К⁺ + CrO₄^2- + Н₂О↔ НCrO₄^- + ОН^- + 2К⁺

К₂CrO₄ + Н₂О ↔ КНCrO₄ + КОН

Константа гидролиза К_1,г рассчитывается по формуле:

2-ая ступень: НCrO₄^- + Н₂О ↔ Н₂CrO₄ + ОН^-

К⁺ + НCrO₄^- + Н₂О ↔ Н₂CrO₄ + ОН^- + К⁺

КНCrO₄ + Н₂О ↔ Н₂CrO₄ + КОН

Константа гидролиза К_2,г рассчитывается по формуле:

Так как К_1,г˃ К_2,г, то гидролиз по второй ступени практически не протекает.

12. ОКИСЛИТЕЛЬНО – ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) имеют большое значение в теории и практике. С ними связаны процессы: дыхание, обмен веществ, фотосинтез, гниение, горение, электролиз, коррозия металлов и др.

ОВР называются реакции, протекающие с изменением степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ.

Степень окисления (зарядность, окислительное число) – это условный заряд, который приобрел бы атом элемента, если предположить, что он принял или отдал то или иное число электронов.

Повышение или понижение степени окисления атомов отражается в электронных уравнениях.

Окислитель принимает электроны. Процесс приема электронов называется восстановлением, например:

Mn⁶⁺ + 2e^- ® Mn⁴⁺,

Мn⁶⁺ - окислитель, в процессе реакции восстанавливается до Mn⁴⁺.

Восстановитель отдает электроны. Процесс отдачи электронов называется окислением, например:

Zn⁰ – 2e^- ® Zn²⁺,

Zn⁰ – восстановитель, в процессе реакции окисляется до Zn²⁺.

Степень окисления может иметь нулевое, отрицательное, положительное значения.

При определении степени окисления следует знать несколько основных положений:

(-2) - степень окисления атома кислорода в соединениях:

H₂⁺O^-2, Cu⁺²O^-2 (исключение: пероксиды: H₂ ⁺O₂ ^-1, Na₂O₂^-1, CaO₂^-1; супероксиды (надперекиси): KO₂^-1/2, CsO₂^-1/2; фторид кислорода O⁺²F₂ ^-).

(-1) - степень окисления фтора в соединениях: H⁺F^-, Са⁺²F₂^-.

(0) - нулевую степень окисления имеют атомы в молекулах простых веществ и свободные металлы: H₂⁰, O₂⁰, Cl₂⁰, Zn⁰, Cu⁰ и др.

(+1) - степень окисления щелочных металлов (I А погруппа): Na⁺Cl^-, K⁺Br^- и др.

(+2) - степень окисления щелочноземельных металлов (II А подгруппа): Сa⁺²Cl₂^-, Ba⁺²O^-2 и др.

Используя эти данные, можно вычислять степени окисления других атомов в соединениях, зная, что алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов, входящих в молекулу, равна нулю.

Дата добавления: 2015-07-13