Уравнение реакции гидролиза солей kcn (5 видео)

Гидролиз цианида калия

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

Молекулярное уравнение
KCN + HOH ⇄ HCN + KOH

Полное ионное уравнение
K + + CN — + HOH ⇄ HCN + K + + OH —

Сокращенное (краткое) ионное уравнение
CN — + HOH ⇄ HCN + OH —

Содержание

Среда и pH раствора цианида калия
Вычислить рН и степень гидролиза 0,001м р-ра цианида калия. KCN
Гидролиз солей, образованных кислотой и основанием
💥 Видео

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

Среда и pH раствора цианида калия

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

Видео:Гидролиз солей. 9 класс.Скачать

Вычислить рН и степень гидролиза 0,001м р-ра цианида калия. KCN

Цианид калия – соль, образованная сильным основанием КОН и слабой кислотой HCN, которая в водном растворе гидролизуется по аниону.
KCN + HOH ↔ KOH + HCN
CN(-) + HOH ↔ OH(-) + HCN (pH > 7 – среда щелочная)
Константа гидролиза соли, образованной слабой кислотой и сильным основанием.
Kh = Kw/Kd(кислоты)
Kw = 10^(-14) – ионное произведение воды
Kd(HCN) = 5*10^(-10) – константа диссоциации циановодородной кислоты
Константа гидролиза цианида калия
Kh(KCN) = Kw/Kd(HCN) = 10^(-14)/5*10^(-10) = 2,0*10^(-5)
Степень гидролиза цианида калия
α = √(Kh(KCN)/См (KCN)) = √(2,0*10^(-5)/0,001) = 0,14
Молярная концентрация ионов OH(-) в растворе
[OH(-)] = α*См (KCN) = 0,14*0,001 = 1,4*10^(-4) моль/л
Гидроксильный показатель
рОН = — lg[OH(-)] = – lg1,4*10^(-4) = 3,85
Водородный показатель
рН = 14 – рОН = 14 – 3,85 = 10,15

Видео:ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ | 9 класс | Кратко и понятноСкачать

Гидролиз солей, образованных кислотой и основанием

» data-shape=»round» data-use-links data-color-scheme=»normal» data-direction=»horizontal» data-services=»messenger,vkontakte,facebook,odnoklassniki,telegram,twitter,viber,whatsapp,moimir,lj,blogger»>

Гидролиз солей.

Гидролиз – химическое обменное взаимодействие ионов растворенной соли с водой, приводящее к образованию слабодисcоциирующих продуктов (молекул слабых кислот или оснований, анионов кислых или катионов основных солей) и сопровождающееся изменением рН среды. Гидролизу не подвергаются соли, образованные сильными кислотами и основаниями, например КСl.

Гидролиз соли, образованной слабой кислотой и сильным основанием, например CH₃COONa. Соль в растворе полностью диссоциирует на ионы:

Вода, как уже указывалось, является слабым электролитом:

Ионы водорода воды взаимодействуют с ацетат-ионами с образованием слабой уксусной кислоты

Таким образом, гидролиз в ионной форме можно представит уравнением

Как видно, в результате гидролиза появилось некоторое избыточное количество гидроксид-ионов, а реакция среды стала основной, следовательно, при гидролизе соли, образованной сильным основанием и слабой кислотой, происходит увеличение рН системы, т. е. среда становится основной (происходит подщелачивание раствора).

Показателем глубины протекания гидролиза является степень гидролиза β, представляющая собой отношение концентрации гидролизованных молекул с_гидр к исходной концентрации растворенных молекул электролита:

Принимая для упрощения, что в разбавленных растворах активность ионов мало отличается от их концентрации с_иона = а_иона, запишем константу равновесия реакции гидролиза:

Так как концентрация воды при гидролизе изменяется очень мало, то принимаем ее постоянной и, умножая на константу равновесия, получим константу гидролиза Кr:

Как указывалось ранее, [OH – ][ Н + ] ≈ К_В, а отношение – [Н + ][А – ] / [НА]

является константой диссоциации К_Д слабой кислоты НА. Таким образом, константа гидролиза равна отношению ионного произведения воды и константы диссоциации слабого электролита:

Если выразить концентрацию ионов и молекул при установлении равновесия

через степень гидролиза β и исходную концентрацию иона с, то получаем, что

Подставив эти значения в уравнение

Если гидролизу подвергается многоосновной анион, то гидролиз протекает по стадиям:

Константа гидролиза по первой ступени значительно выше, чем константа гидролиза по последней ступени. Например, для гидролиза СО₃ 2 – , при 298 К

Поэтому, при расчете концентраций ионов [ОН – ] или [Н + ], второй и третьей ступенью гидролиза обычно пренебрегают. Анализ уравнений гидролиза показывает, что в уравнении Кr = К_В / К_Д для расчета константы гидролиза по первой ступени входит константа диссоциации слабого электролита по последней ступени. Например, константа гидролиза иона СО₃ 2- по первой ступени

Гидролиз солей, образованных сильной кислотой и слабым основанием, напримерNH₄C1. В растворе соль NH₄Cl диссоциирована

Гидролизу подвергается ион слабого основания NH₄ +

Как видно, в результате гидролиза соли появляется некоторое избыточное количество ионов водорода, т. е. среда подкисляется. Таким образом, гидролиз соли, образованной сильной кислотой и слабым основанием, приводит к подкислению раствора.

Степень гидролиза и константа гидролиза в данном случае описываются теми же уравнениями, но лишь с включением константы диссоциации слабого основания.

Гидролиз соли, образованной слабым основанием и слабой кислотой, напримерNH₄F

Как видно, в результате гидролиза образуются как ионы водорода, так и ионы гидроксида. Константа гидролиза зависит от константы диссоциации как слабого основания К_Д,О, так и слабой кислоты К_Д,К

Как видно, в зависимости от соотношения рК_Д,К и рК_Д,О среда может иметь как кислую, так и основную реакцию.

Гидролиз играет важную роль в природных и технологических процессах. Например, расщепление пищи в желудочно-кишечном тракте идет по реакции гидролиза ее компонентов. Энергия в организмах в основном переносится с помощью аденозинтрифосфата (АТФ), гидролиз которого характеризуется отрицательным значением энергии Гиббса (-30,5 кДж/моль).

Гидролиз используется в технике при получении ценных продуктов из древесины, жиров и других веществ.

Пример 1. Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза солей: a) KCN; б) Na₂CO₃; в) ZnSO₄. Определите реакцию среды растворов этих солей.

Решение, а) Цианид калия KCN — соль слабой одноосновной кислоты (см. табл. 9) HCN и сильного основания КОН. При растворении в воде молекулы KCN полностью диссоциируют на катионы K + и анионы CN. Катионы K + не могут связывать ионы ОН воды, так как КОН — сильный электролит. Анионы же CN связывают ионы H + воды, образуя молекулы слабого элекролита HCN. Соль гидролизуется по аниону. Ионно-молекулярное уравнение гидролиза:

CN – + H₂O ↔ HCN + OH –

или в молекулярной форме

KCN + H₂O↔ HCN + KOH

В результате гидролиза в растворе появляется некоторый избыток ионов ОН, поэтому раствор KCN имеет щелочную реакцию( рН > 7).

Таблица 19. Константы и степени диссоциации некоторых слабых электролитов

Электролиты	Формула	Численные значения констант диссоциации	Степень диссоциации в 0,1 н. растворе, %
Азотистая кислота	HNO₂	K= 4,0 · 10 -4	6,4
Аммиак (гидроксид)	NH₄OH	K= 1,8 · 10 -5	1,3
Муравьиная кислота	HCOOH	K= 1,76 · 10 -4	4,2
Ортоборная кислота	H₃BO₃	K₁= 5,8 · 10 -10	0,007
		K₂= 1,8 · 10 -13
		K₃= 1,6 · 10 -14
Ортофосфорная кислота	H₃PO₄	K₁= 7,7 · 10 -3	27
		K₂= 6,2 · 10 -8
		K₃= 2,2 · 10 -13
Сернистая кислота	H₂SO₃	K₁= 1,7 · 10 -2	20,0
Сернистая кислота	H₂SO₃	K₂= 6,2 · 10 -8	20,0
Сероводородная кислота	H₂S	K₁= 5,7 · 10 -8	0,07
Сероводородная кислота	H₂S	K₂= 1,2 · 10 -15	0,07
Синильная кислота	HCN	K= 7,2 · 10 -10	0,009
Угольная кислота	H₂CO₃	K₁= 4,3 · 10 -7	0,17
Угольная кислота	H₂CO₃	K₂= 5,6 · 10 -11	0,17
Уксусная кислота	CH₃COOH	K= 1,75 · 10 -5	1,3
Фтороводородная кислота	HF	K= 7,2 · 10 -4	8,5
Хлорноватистая кислота	HClO	K= 3,0 · 10 -8	0,05

б) Карбонат натрия Na₂CO₃ — соль слабой многоосновной кислоты и сильного основания. В этом случае анионы соли CO₃ 2- , связывая водородные ионы воды, образуют анионы кислой соли НСО₃, а не молекулы Н₂СО₃, так как ионы НСО₃ диссоциируют гораздо труднее, чем молекулы Н₂СО₃. В обычных условиях гидролиз идет по первой ступени. Соль гидролизуется по аниону. Ионно-молекулярное уравнение гидролиза

или в молекулярной форме

В растворе появляется избыток ионов ОН, поэтому раствор Na₂CO₃ имеет щелочную реакцию (рН > 7).

в) Сульфат цинка ZnSO₄ — соль слабого многокислотного основания Zn(OH)₂ и сильной кислоты H₂SO₄. В этом случае катионы Zn 2+ связывают гидроксильные ионы воды, образуя катионы основной соли ZnOH + . Образования молекул Zn(OH)₂ не происходит, так как ионы ZnOH + диссоциируют гораздо труднее, чем молекулы Zn(OH)₂. В обычных условиях гидролиз идет по первой ступени. Соль гидролизуется по катиону. Ионно-молекулярное уравнение гидролиза

Zn 2+ + H₂O ↔ ZnOH + + H +

или в молекулярной форме

В растворе появляется избыток ионов водорода, поэтому раствор ZnSO₄ имеет кислую реакцию (рН 3+ + H₂O ↔ AlOH 2+ + H +

Если растворы этих солей находятся в одном сосуде, то идет взаимное усиление гидролиза каждой из них, ибо ионы H + и ОH образуют молекулу слабого электролита Н₂O. При этом гидролитическое равновесие сдвигается вправо и гидролиз каждой из взятых солей идет до конца с образованием А1(ОН)₃ и СО₂ (Н₂СО₃). Ионно-молекулярное уравнение: