Р ассчитайте степень, константу гидролиза и рН раствора соли Na 2 SO 3 для концентрации См = 0,03 М, учитывая только 1-ю ступень гидролиза. Решение:
Сульфит натрия подвергается гидролизу по аниону, реакция среды раствора соли щелочная (рН > 7): Na 2 SO 3 + H 2 O NaOH + NaHSO 3 SO3² ¯ + H 2 O OH ¯ + HSO 3 ¯ Из сокращенного ионного уравнения следует, что для расчета константы следует взять вторую константу диссоциации сернистой кислоты.
Константа гидролиза Кг = Kw / Kd 2 (H 2 SO 3 ) = 10¯¹ ⁴ 4 / 6,3*10 ¯ ⁸ = 1,58*10 ¯ ⁷ Степень гидролиза рассчитывается по формуле α ²/(1 — α) = Кг/См. Однако, если значение константы гидролиза мало и, как следствие, невысока и степень гидролиза, то: α
Видео:Лабораторная работа №3 Гидролиз. Кислотно-основные взаимодействия в растворахСкачать
Среда и pH раствора сульфита натрия
В результате гидролиза образовались гидроксид-ионы (OH — ), поэтому раствор имеет щелочную среду (pH > 7).
Видео:Ступенчатый гидролиз солей по аниону. Решаем примеры.Скачать
Гидролиз
Темы кодификатора ЕГЭ: Гидролиз солей. Среда водных растворов: кислая, основная и щелочная.
Гидролиз – взаимодействие веществ с водой. Гидролизу подвергаются разные классы неорганических и органических веществ: соли, бинарные соединения, углеводы, жиры, белки, эфиры и другие вещества. Гидролиз солей происходит, когда ионы соли способны образовывать с Н + и ОН — ионами воды малодиссоциированные электролиты.
Гидролиз солей может протекать:
→ обратимо : только небольшая часть частиц исходного вещества гидролизуется.
→ необратимо : практически все частицы исходного вещества гидролизуются.
Для оценки типа гидролиза необходимо рассмотреть соль, как продукт взаимодействия основания и кислоты. Любая соль состоит из металла и кислотного остатка. Металлы соответствует основание или амфотерный гидроксид (с той же степенью окисления, что и в соли), а кислотному остатку — кислота. Например, карбонату натрия Na2CO3 соответствует основание — щелочь NaOH и угольная кислота H2CO3.
Механизм обратимого гидролиза будет зависеть от состава исходной соли. Можно выделить 4 основных варианта, которые мы рассмотрим на примерах:
1. Соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой , гидролизуются ПО АНИОНУ .
CH3COONa + HOH ↔ CH3COOH + NaOH
CH3COO — + Na + + HOH ↔ CH3COOH + Na + + OH —
сокращенное ионное уравнение:
CH3COO — + HOH ↔ CH3COOH + OH —
Таким образом, при гидролизе таких солей в растворе образуется небольшой избыток гидроксид-ионов OH — . Водородный показатель такого раствора рН>7 .
Гидролиз солей многоосновных кислот (H2CO3, H3PO4 и т.п.) протекает ступенчато, с образованием кислых солей:
CO3 2- + HOH ↔ HCO3 2- + OH —
или в молекулярной форме:
или в молекулярной форме:
Продукты гидролиза по первой ступени подавляют вторую ступень гидролиза, в результате вторая ступень гидролиза протекает незначительно.
2. Соли, образованные слабым основанием и сильной кислотой , гидролизуются ПО КАТИОНУ . Пример такой соли: NH4Cl, FeCl3, Al2(SO4)3 Уравнение гидролиза:
или в молекулярной форме:
При этом катион слабого основания притягивает гидроксид-ионы из воды, а в растворе возникает избыток ионов Н + . Водородный показатель такого раствора рН .
Гидролиз по второй и, в особенности, по третьей ступени практически не протекает при комнатной температуре.
3. Соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой , гидролизуются И ПО КАТИОНУ, И ПО АНИОНУ .
В этом случае реакция раствора зависит от соотношения констант диссоциации образующихся кислот и оснований. В большинстве случаев реакция раствора будет примерно нейтральной, рН ≅ 7 . Точное значение рН зависит от относительной силы основания и кислоты.
4. Гидролиз солей, образованных сильным основанием и сильной кислотой , в водных растворах НЕ ИДЕТ .
Сведем вышеописанную информацию в общую таблицу:
Видео:Гидролиз солей. Теория для задания 23 ЕГЭ по химии.Скачать
Необратимый гидролиз
Необратимый гидролиз происходит, если при гидролизе выделяется газ, осадок или вода, т.е. вещества, которые при данных условиях не могут взаимодействовать между собой. Необратимый гидролиз является химической реакцией, т.к. реагирующие вещества взаимодействуют практически полностью.
Варианты необратимого гидролиза:
Гидролиз, в который вступают растворимые соли 2х-валентных металлов (Be 2+ , Co 2+ , Ni 2+ , Zn 2+ , Pb 2+ , Cu 2+ и др.) с сильным ионизирующим полем (слабые основания) и растворимые карбонаты/гидрокарбонаты. При этом образуются нерастворимые основные соли (гидроксокарбонаты):
!Исключения: (соли Ca, Sr, Ba и Fe 2+ ) – в этом случае получим обычный обменный процесс:
Взаимный гидролиз , протекающий при смешивании двух солей, гидролизованных по катиону и по аниону. Продукты гидролиза по второй ступени усиливают гидролиз по первой ступени и наоборот. Поэтому в таких процессах образуются не просто продукты обменной реакции, а продукты гидролиза (совместный или взаимный гидролиз). Соли металлов со степенью окисления +3 (Al 3+ , Cr 3+ ) и соли летучих кислот (карбонаты, сульфиды, сульфиты) при смешивании в растворе (взаимном гидролизе) образуют осадок гидроксида и газ (H2S, SO2, CO2):
Соли Fe 3+ при взаимодействии с карбонатами также при смешивании в растворе (взаимном гидролизе) образуют осадок гидроксида и газ:
! Исключения: при взаимодействии солей трехвалентного железа с сульфидами реализуется окислительно-восстановительная реакция:
При взаимодействии солей трехвалентного железа с сульфитами также реализуется окислительно-восстановительная реакция.
Полные уравнения таких реакций выглядят довольно сложно. Поначалу я рекомендую составлять такие уравнения в 2 этапа: сначала составляем обменную реацию без участия воды, затем разлагаем полученный продукт обменной реакции водой. Сложив эти две реакции и сократив одинаковые вещества, мы получаем полное уравнение необратимого гидролиза.
3. Гидролиз галогенангидридов и тиоангидридов происходит также необратимо. Галогенангидриды разлагаются водой по схеме ионного обмена (H + OH — ) до соответствующих кислот (в случае водного гидролиза) и солей (в случае щелочного гидролиза). Степень окисления центрального элемента и остальных при этом не изменяется!
Галогенангидрид – это соединение, которое получается, если в кислоте ОН-группу заменить на галоген. При гидролизе галогенангидридов кислот образуются соответствующие данным элементам и степеням окисления кислоты и галогеноводородные кислоты.
Галогенангидриды некоторых кислот:
Кислота
Галогенангидриды
H2SO4
SO2Cl2
H2SO3
SOCl2
H2CO3
COCl2
H3PO4
POCl3, PCl5
Тиоангидриды (сульфангидриды) — так называются, по аналогии с безводными окислами (ангидридами), сернистые соединения элементов (например, Sb2S3, As2S5, SnS2, CS2 и т. п.).
Необратимый гидролиз бинарных соединений, образованных металлом и неметаллом:
сульфиды трехвалентных металлов вводе необратимо гидролизуются до сероводорода и и гидроксида металла:
при этом возможен кислотный гидролиз, в таком случае образуются соль металла и сероводород:
гидролиз карбидов приводит к образованию гидроксида металла в водной среде, соли металла в кислой де и соответствующего углеводорода — метана, ацетилена или пропина:
Некоторые соли необратимо гидролизуются с образованием оксосолей :
BiCl3 + H2O = BiOCl + 2HCl,
SbCl3 + H2O = SbOCl + 2HCl.
Алюмокалиевые квасцы:
Количественно гидролиз характеризуется величиной, называемой степенью гидролиза .
Степень гидролиза (α) — отношение количества (концентрации) соли, подвергающейся гидролизу, к общему количеству (концентрации) растворенной соли. В случае необратимого гидролиза α≅1.
Факторы, влияющие на степень гидролиза:
1.Температура
Гидролиз — эндотермическая реакция! Нагревание раствора приводит к интенсификации процесса.
Пример : изменение степени гидролиза 0,01 М CrCl3 в зависимости от температуры:
2.Концентрация соли
Чем меньше концентрация соли, тем выше степень ее гидролиза.
Пример : изменение степени гидролиза Na2CO3 в зависимости от температуры:
По этой причине для предотвращения нежелательного гидролиза хранить соли рекомендуется в концентрированном виде.
3. Добавление к реакционной смеси кислоты или щелочи
Изменяя концентрация одного из продуктов, можно смещать равновесие реакции гидролиза в ту или иную сторону.
