Уравнение гидролиза соли карбоната цезия (7 видео)

Гидролиз карбоната цезия

Cs₂CO₃ — соль образованная сильным основанием и слабой кислотой, поэтому реакция гидролиза протекает по аниону.

Содержание

Первая стадия (ступень) гидролиза
Вторая стадия (ступень) гидролиза
Среда и pH раствора карбоната цезия
Уравнение гидролиза соли карбоната цезия
Уравнения гидролиза солей
🎥 Видео

Видео:11 класс. Гидролиз солей.Скачать

Первая стадия (ступень) гидролиза

Молекулярное уравнение
Cs₂CO₃ + HOH ⇄ CsHCO₃ + CsOH

Полное ионное уравнение
2Cs + + CO₃ 2- + HOH ⇄ Cs + + HCO₃ — + Cs + + OH —

Сокращенное (краткое) ионное уравнение
CO₃ 2- + HOH ⇄ HCO₃ — + OH —

Видео:Гидролиз солей. Классификация солей. Решение примеров.Скачать

Вторая стадия (ступень) гидролиза

Молекулярное уравнение
CsHCO₃ + HOH ⇄ H₂CO₃ + CsOH

Полное ионное уравнение
Cs + + HCO₃ — + HOH ⇄ H₂CO₃ + Cs + + OH —

Сокращенное (краткое) ионное уравнение
HCO₃ — + HOH ⇄ H₂CO₃ + OH —

Видео:Гидролиз солей. 9 класс.Скачать

Среда и pH раствора карбоната цезия

В результате гидролиза образовались гидроксид-ионы (OH — ), поэтому раствор имеет щелочную среду (pH > 7).

Видео:Гидролиз солей. 1 часть. 11 класс.Скачать

Уравнение гидролиза соли карбоната цезия

Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза солей CuCl₂, Cs₂CO₃, Cr(NO₃)₃. Какое значение pH (> 7

CuCl₂ + HOH ⇄ CuOHCl + HCl
Cu 2+ + 2Cl — + HOH ⇄ CuOH + + Cl — + H + + Cl —
Cu 2+ + HOH ⇄ CuOH + + H +
Водный раствор хлорида меди имеет pH + ).

Cs₂CO₃ + HOH ⇄ CsHCO₃ + CsOH
2Cs + + CO₃ 2- + HOH ⇄ Cs + + HCO₃ — + Cs + + OH —
CO₃ 2- + HOH ⇄ HCO₃ — + OH —
Водный раствор карбоната цезия имеет pH > 7, т. к. в результате гидролиза образуются гидроксид-анионы (OH — ).

ZnCl₂ + HOH ⇄ ZnOHCl + HCl
Zn 2+ + 2Cl — + HOH ⇄ ZnOH + + Cl — + H + + Cl —
Zn 2+ + HOH ⇄ ZnOH + + H +
Водный раствор хлорида цинка имеет pH + ).

Видео:ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ | 9 класс | Кратко и понятноСкачать

Уравнения гидролиза солей

По этой ссылке вы найдёте полный курс лекций по математике:

Растворение веществ в воде часто сопровождается химическим взаимодействием обменного характера. Подобные процессы объединяют под названием гидролиза. Гидролизу подвергаются самые различные виды веществ: соли, углеводы, белки, сложные эфиры, жиры и т. д. Одним из важнейших случаев гидролиза является гидролиз солей. Под ним понимают обменное взаимодействие ионов растворенной соли с водой с образованием слабого электролита.

В результате гидролиза образуются — либо слабое основание, либо слабая кислота, либо то и другое, вследствие чего имеет место смещение равновесия диссоциации воды: Рассмотрим следующие случаи гидролиза солей. Q При растворении соли, образованной катионом сильного основания и анионом сильной кислоты (например, KN03, CsCl, Rb2S04 и др.), равновесие диссоциации воды существенно не смещается, так как ионы такой соли с водой не образуют малодиссоциированных продуктов.

Поэтому, например, в системе: CsCl + НОН СзОН + НС1 или cs+ 4- сг + нон т± сз+ + он» + н+ + сг, нон он

единственным малодиссоциированным соединением является вода. В результате равновесие реакции нацело сдвинуто влево, т. е. гидролиз CsCl практически не происходит, и раствор не содержит заметного избытка ни ионов водорода, ни гидроксид-ионов, т. е. имеет нейтральную реакцию. [2]

Соли, образованные катионами сильных оснований и анионами слабых кислот (СН3СООК, Na2C03, K2S и др.), подвергаются гидролизу. Уравнение гидролиза таких солей на примере ацетата калия можно представить следующим образом: СН3СОК + НОН +± СН3СООН + КОН, СН3СОО» + К+ + НОН т± СН3СООН + К* + ОН» или сн3соо- + нон сн3соон 4- он-. (1) Уравнение показывает, что в данном случае гидролизу подвергается анион соли; реакция сопровождается образованием малодиссоциированной кислоты.

При этом связываются ионы водорода воды и в растворе накапливаются гидроксид-ионы, которые и придают ему щелочную реакцию. [3) Соли, образованные катионами слабых оснований и анионами сильных кислот, также гидролизуются (NH4C1, NH4N03, CuC12 и др.). Например: Гидролизу, в этом случае, подвергается катион соли; результатом реакции является образование малодиссо-циированного гидроксида. При этом связываются гид-роксид-иоиы воды и в растворе накапливаются ионы водорода, которые и придают раствору кислую реакцию.

Следует подчеркнуть, что в процессах, отражаемых уравнениями (1) и (2), вода является более слабым электролитом, чем уксусная кислота и гидроксид аммония. Поэтому равновесие реакций (1) и (2) сильно смещено влево, в результате чего гидролиз таких солей идет лишь в определенной степени. R] Соли, образованные катионами слабых оснований и анионами слабых кислот (CH3COONH4, AI2s3, А1(СН3СОО)3 и др.), наиболее легко подвергаются гидролизу, так как их ионы связывают одновременно в слабые электролиты и Н+ и ОН

, образующиеся при диссоциации.

Образование в результате гидролиза слабой кислоты и слабого гидроксида обеспечивает сдвиг равновесия этого процесса вправо.

Реакция среды в растворах подобных солей зависит от относительной силы кислоты и основания. При равной их силе она может быть и нейтральной, что имеет место, например, при гидролизе CH3COONH4: Практически приходится чаще всего иметь дело с гидролизом солей, содержащих в своем составе многозарядный ион слабого компонента (основания или кислоты) и однозарядные ионы сильного.

При гидролизе подобных соединений — например К2С03 или Cu(N03)2, образуются, как правило, соответственно кислые и основные соли: или Дальше, до образования свободной слабой кислоты или основания, гидролиз обычно не идет из-за накопления в растворе, соответственно, ионов ОН» или Н»1″. Исключения имеют место, когда основные или кислотные свойства многовалентных ионов выражены крайне слабо или когда процесс гидролиза усиливают специально (например, нагреванием).

В подобных случаях гидролиз идет ступенчато и часто практически до конца: FeCl3 + НОН ?± FeOHCl2 + НС1, (I ступень) FeOHCl2 + НОН £ Fe(OH)2Cl + НС1, (II ступень) Fe(OH)2Cl + НОН Fe(OH)3 I + НС1. (Ill ступень) Кислые соли слабых кислот также подвергаются гидролизу. Однако здесь наряду с гидролизом происходит и диссоциация аниона кислой соли. Так, в растворе гидрокарбоната калия одновременно протекают гидролиз иона НС03

, приводящий к накоплению гидроксид-ионов: НС03- + НОН Н2С03 + ОН» и его диссоциация, в результате которой образуются ионы Н+: НС03″ т± С032″ + Н+.

Таким образом, реакция раствора кислой соли может быть как щелочной (если гидролиз аниона преобладает над его диссоциацией — именно это и происходит в растворе гидрокарбоната), так и кислой (в обратном случае). Количественно процесс гидролиза характеризуется с помощью степени гидролиза h и константы КГ. Степенью гидролиза соли называется отношение числа гидро-лизованных молекул соли к общему числу растворенных молекул соли.

Возможно вам будут полезны данные страницы:

Ее обычно выражают в процентах: число гидролизованных молекул . общее число растворенных молекул В большинстве случаев степень гидролиза солей незначительна. Так, в 1 % -ном растворе ацетата натрия h составляет 0,01 % при 25 °С. Степень гидролиза зависит от природы растворенной соли, ее концентрации и температуры раствора. Выражение для константы гидролиза соли (Кг) получают исходя из процесса гидролиза, константы равновесия и постоянства концентрации молекул воды: МАп + НОН МОН + НАп [МОН][НАп] [МАп][НОН] ‘ К[Н20] =

Влияние химической природы

составляющих данную соль ионов на степень и константу гидролиза было уже подробно рассмотрено выше. Ввиду обратимости гидролиза равновесие этого процесса зависит от всех тех факторов, которые влияют на равновесие реакций ионного обмена. Например, оно смещается в сторону разложения исходной соли, если получающиеся продукты (чаще всего в виде основных солей) малорастворимы.

Добавляя к системе избыток одного из образующихся при реакции веществ (обычно кислоты или щелочи), можно, в соответствии с законом действующих масс, сместить равновесие в сторону обратной реакции. Напротив, добавление избытка воды, т. е. разбавление раствора, в соответствии с законом действующих масс, ведет к тому, что гидролиз протекает полнее.

Влияние температуры на степень гидролиза вытекает из принципа JTe Шателье. Процесс гидролиза является эндотермическим (поскольку реакция нейтрализации, являющаяся обратной процессу гидролиза, экзотермич-на). С повышением температуры равновесие смещается в сторону эндотермической реакции, т. е. процесс гидролиза усиливается.

Из изложенного выше вытекают общие правила, касающиеся смещения гидролитического равновесия. Если желательно сместить его в сторону возможно более полного разложения соли, то нужно работать с разбавленными растворами и при высокой температуре. Напротив, чтобы гидролиз протекал как можно меньше, следует работать с концентрированными растворами и «на холо- ду». Вопросы и задачи для самостоятельного решения 1.

Какие ученые разработали теорию электролитической диссоциации? 2. Приведите примеры электролитов, относящихся к различным классам неорганических соединений. 3. Как влияет природа химической связи на диссоциацию веществ в растворах? 4. Изобразите схему диссоциации в воде электролитов, имеющих ионную кристаллическую решетку. 5. Изобразите схему диссоциации в воде полярных молекул электролитов. 6. Какова роль диэлектрической проницаемости растворителя в процессе электролитической диссоциации?

7. Как и почему изменяется степень диссоциации слабых электролитов при изменении концентрации раствора? Приведи примеры веществ, являющихся слабыми электролитами. 8. Каково влияние температуры на процесс электролитической диссоциации? 9. При каких условиях возможно сравнение значений степеней диссоциации слабых электролитов? 10. Каково принципиальное отличие сильных электролитов от слабых? 11. Почему разделение электролитов на сильные и слабые в значительной степени условно? 12. Каковы особенности поведения растворов сильных электролитов?

13. Изобразите схемы процессов диссоциации следующих веществ: а) Н3Р04; б) Си(ОН)2; в) MgS04; г) NaHS03; д) MgOHCl. 14. К какому классу неорганических соединений относят воду? Почему? 15. Рассчитайте концентрации ионов в растворах следующих электролитов: а) К+ в растворе карбоната калия с массовой долей К2С03Ю% (р-1,09 г/мл); б) S042

— в 0,5 М растворе K2S04 • A12(SG4)3. Ответ: 1,58; 2. 16. Концентрация сульфат-ионов в растворе сульфата железа (III) составляет 0,16 моль/л. Сколько граммов этой соли содержится в 1 л раствора? Диссоциация соли полная. Ответ: 20 г.

17. Определите степень диссоциации муравьиной кислоты в растворе с концентрацией 0,01 моль/л, если в 1 мл раствора содержится 6,82 • 1018 растворенных частиц (не-диссоциированных молекул и ионов). Ответ: 13,3%. 18. В 1л 0,01 М раствора уксусной кислоты содержится 6,26 • 1021 ее молекул и ионов. Определите степень диссоциации уксусной кислоты. Ответ: 4 %. 19. Рассчитайте массовую долю (%) раствора муравьиной кислоты (р= 1,0 г/мл), если концентрация ионов водорода в нем составляет 8,4 • 10″3 моль/л. Ответ: 1,55%.

20. Рассчитайте рН раствора, если концентрация ионов водорода равна 4,2 • 10

5 моль/л. Ответ: 4,37. 21. Определите рН раствора, если концентрация ОН» равна 10″4 моль/л. Ответ: рН=10. 22. Определите концентрации ионов Н+ и ОН’в растворах, рН которых равна 5,8; 11,4. Ответ: 1,58 • 10

6 моль/л; 6,33 • 10

9 моль/л; 3,98 • 10

12 моль/л; 0,25 • 10

2 моль/л. 23. Напишите в молекулярной и ионно-молекулярной формах уравнения реакции взаимодействия следующих веществ:

а) K2S + NiS04 — д) Ca(N03)2 + К2С03 — б) K2S03 + НС1 — е) HN03 + Ва(ОН)2 в) AgN03 + KI ж) Fe(N03)2 + Na3P04 — г) Fe(S04)3 + КОН з) H2S04 + RbOH 24 Напишите в сокращенной ионной форме уравнения реакций, представленных следующими схемами: а) KOH + FeCl2— в) НСООК 4- H2S04 — б) СаС03 + НС1 — г) KCN + НС1 25. Что называется гидролизом солей? Почему растворы солей могут иметь кислую, щелочную или нейтральную реакцию среды? 26. Какие соли подвергаются гидролизу частично? Приведите примеры. 27. Какие соли и почему подвергаются гидролизу полностью? Приведите примеры.

28. Какие соли не подвергаются гидролизу? Почему это происходит? Приведите примеры таких солей и докажите справедливость своих суждений, написав соответствующие уравнения реакций. 29. В каких случаях при гидролизе солей образуются: а) кислые соли; б) основные соли? Приведите примеры на каждый случай, написав уравнения реакций. 30. Какие вещества помимо солей подвергаются процессу гидролиза? 31. Какое значение имеет гидролиз: а) в живых организмах; б) в важнейших химических производствах; в) в природе? 32. Что такое степень гидролиза и какие факторы влияют на ее величину?

Привести примеры. 33. Что характеризует константа гидролиза? От каких факторов она зависит? 34. Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакции гидролиза следующих солей: Са(СН3СОО)2, КС1, K2C03, Ni(N03)2. Укажите окраску индикаторов в их растворах. 35. Укажите, какие из солей подвергаются гидролизу: FeCl3, K2S, SnCl2, AgN03. Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения процесса гидролиза.

36. Изменится ли окраска фенолфталеина при добавлении к раствору сульфида натрия? 37. Почему раствор хлорида алюминия при добавлении лакмуса окрашивается в красный цвет? 38. Напишите уравнение реакции гидролиза карбоната рубидия и объясните, как влияет на гидролиз разбавление и нагревание раствора. 39. В одну пробирку поместили раствор карбоната цезия, в другую — раствор хлорида никеля (II). Почему при добавлении фенолфталеина малиновую окраску приобретает только один раствор?

Какой? Составьте уравнения гидролиза этих солей. 40. Закончите уравнения следующих реакций с учетом возможности необратимого гидролиза образуемых солей: а) A12(S04)8 + Na2S + НОН = б) FeCl3 + (NH4)2C03 + НОН = . 41. Составьте уравнения реакций необратимого гидролиза солей А1(СН3СОО)3и Сг2(С03)3. 42. Почему при добавлении воды к концентрированному водному раствору хлорида олова (И) выпадает осадок основной соли, а при добавлении раствора соляной кислоты выпадение осадка не происходит?

Присылайте задания в любое время дня и ночи в ➔

Официальный сайт Брильёновой Натальи Валерьевны преподавателя кафедры информатики и электроники Екатеринбургского государственного института.

Все авторские права на размещённые материалы сохранены за правообладателями этих материалов. Любое коммерческое и/или иное использование кроме предварительного ознакомления материалов сайта natalibrilenova.ru запрещено. Публикация и распространение размещённых материалов не преследует за собой коммерческой и/или любой другой выгоды.

Сайт предназначен для облегчения образовательного путешествия студентам очникам и заочникам по вопросам обучения . Наталья Брильёнова не предлагает и не оказывает товары и услуги.