Уравнения гидролиза и растворения цинка (3 видео)

Содержание

Соли цинка
Соли цинка
Нитрат и сульфат цинка
Комплексные соли цинка
Гидролиз солей цинка
Цинкаты
Сульфид цинка
Гидролиз хлорида цинка
Первая стадия (ступень) гидролиза
Вторая стадия (ступень) гидролиза
Среда и pH раствора хлорида цинка
Схема гидролиза хлорида цинка
🎥 Видео

Видео:Гидролиз солей. 9 класс.Скачать

Соли цинка

Нитрат и сульфат цинка

Нитрат цинка при нагревании разлагается на оксид цинка, оксид азота (IV) и кислород:

Сульфат цинка при сильном нагревании разлагается аналогично — на оксид цинка, сернистый газ и кислород:

Комплексные соли цинка

Для описания свойств комплексных солей цинка — гидроксоцинкатов, удобно использоваться следующий прием: мысленно разбейте тетрагидроксоцинкат на две отдельные частицы — гидроксид цинка и гидроксид щелочного металла.

Например , тетрагидроксоцинкат натрия разбиваем на гидроксид цинка и гидроксид натрия:

Na₂[Zn(OH)₄] разбиваем на NaOH и Zn(OH)₂

Свойства всего комплекса можно определять, как свойства этих отдельных соединений.

Таким образом, гидроксокомплексы цинка реагируют с кислотными оксидами .

Например , гидроксокомплекс разрушается под действием избытка углекислого газа. При этом с СО₂ реагирует NaOH с образованием кислой соли (при избытке СО₂), а амфотерный гидроксид цинка не реагирует с углекислым газом, следовательно, просто выпадает в осадок:

Аналогично тетрагидроксоцинкат калия реагирует с углекислым газом:

А вот под действием избытка сильной кислоты осадок не выпадает, т.к. амфотерный гидроксид цинка реагирует с сильными кислотами.

Например , с соляной кислотой:

Правда, под действием небольшого количества ( недостатка ) сильной кислоты осадок все-таки выпадет, для растворения гидроксида цинка кислоты не будет хватать:

Аналогично с недостатком азотной кислоты выпадает гидроксид цинка:

Если выпарить воду из раствора комплексной соли и нагреть образующееся вещество, то останется обычная соль-цинкат:

Гидролиз солей цинка

Растворимые соли цинка и сильных кислот гидролизуются по катиону. Гидролиз протекает ступенчато и обратимо, т.е. чуть-чуть:

I ступень: Zn 2+ + H₂O = ZnOH + + H +

II ступень: ZnOH + + H₂O = Zn(OH )₂ + H +

Более подробно про гидролиз можно прочитать в соответствующей статье.

Цинкаты

Соли, в которых цинк образует кислотный остаток (цинкаты) — образуются из оксида цинка при сплавлении с щелочами и основными оксидами:

Для понимания свойств цинкатов их также можно мысленно разбить на два отдельных вещества.

Например, цинкат натрия мы разделим мысленно на два вещества: оксид цинка и оксид натрия.

Na₂ZnO₂ разбиваем на Na₂O и ZnO

Тогда нам станет очевидно, что цинкаты реагируют с кислотами с образованием солей цинка :

Под действием избытка воды цинкаты переходят в комплексные соли:

Сульфид цинка

Сульфид цинка — так называемый «белый сульфид». В воде сульфид цинка нерастворим, зато минеральные кислоты вытесняют из сульфида цинка сероводород (например, соляная кислота):

ZnS + 2HCl → ZnCl₂ + H₂S

Под действием азотной кислоты сульфид цинка окисляется до сульфата:

(в продуктах также можно записать нитрат цинка и серную кислоту).

Концентрированная серная кислота также окисляет сульфид цинка:

При окислении сульфида цинка сильными окислителями в щелочной среде образуется комплексная соль:

ZnS + 4NaOH + Br₂ = Na₂[Zn(OH)₄] + S + 2NaBr

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

Гидролиз хлорида цинка

ZnCl₂ — соль образованная слабым основанием и сильной кислотой, поэтому реакция гидролиза протекает по катиону.

Видео:РЕАКЦИИ ИОННОГО ОБМЕНА, ИОННОЕ УРАВНЕНИЕ - Урок Химия 9 класс / Подготовка к ЕГЭ по ХимииСкачать

Первая стадия (ступень) гидролиза

Молекулярное уравнение
ZnCl₂ + HOH ⇄ ZnOHCl + HCl

Полное ионное уравнение
Zn 2+ + 2Cl — + HOH ⇄ ZnOH + + Cl — + H + + Cl —

Сокращенное (краткое) ионное уравнение
Zn 2+ + HOH ⇄ ZnOH + + H +

Видео:ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ | 9 класс | Кратко и понятноСкачать

Вторая стадия (ступень) гидролиза

Молекулярное уравнение
ZnOHCl + HOH ⇄ Zn(OH)₂ + HCl

Полное ионное уравнение
ZnOH + + Cl — + HOH ⇄ Zn(OH)₂ + H + + Cl —

Сокращенное (краткое) ионное уравнение
ZnOH + + HOH ⇄ Zn(OH)₂ + H +

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

Среда и pH раствора хлорида цинка

В результате гидролиза образовались ионы водорода (H + ), поэтому раствор имеет кислую среду (pH

Видео:Получение осадка гидроксида цинка и растворение его в избытке щёлочиСкачать

Схема гидролиза хлорида цинка

Первая ступень ZnCl₂ + Н₂O → ZnOHCl + HC1

Zn 2+ + Н₂O→ (ZnOH) + + НС1

Вторая ступень ZnOHCl + Н₂O →Zn (ОН)₂ + НС1

Гидролиз соли идет по катиону; катионы цинка Zn 2+ связывают гидроксид-ионы ОН — воды. На первой ступени образуется основная соль ZnOHCl и сильная кислота НСl. На второй ступени образуется слабое основание Zn(OH)₂ и тоже сильная хлороводородная кислота. Гидролиз по первой ступени протекает значительно больше, чем по второй.

В растворе увеличивается концентрация ионов водорода H + и реакция среды будет кислая (рН 3+ +3S 2 » + 6H₂O = 2Cr(OH)₃↓ + 3H₂S↑

В водных растворах не могут существовать карбонаты хрома и железа, силикат аммония, так как сразу образуются продукты их гидролиза:

Вопросы для самоподготовки:

1. Составьте ионные уравнения реакций; какие из них не протекают и
почему:

Гидроксид натрия + хлорид калия; Сульфат железа (III) + хлорид бария; Хлорид магния + нитрат натрия; Нитрат железа (III) + гидроксид калия; Хлорид цинка + гидроксид натрия; Сульфат натрия + хлорид меди (II).

2. Укажите, могут ли находиться в растворе одновременное ионы:

а) Ва 2+ и SO 2- ₄; б) Са 2+ и Mg 2+ ; в) Сu 2+ и ОН — ; г) Fe 3+ и SO 2- ₄; д) S 2- и Na + ; е) РO 3- ₄ и Mg 2+ .

3. Напишите несколько уравнений реакций нейтрализации и выведите для них общее сокращенное ионное уравнение.

4. Используя какие вещества, можно осуществлять следующие реакции:

б) Fe 2- + 2OH — = Fe(OH)₂

5. Что называется гидролизом соли?

6. Как изменяется рН раствора солей; образованных анионом слабой
кислоты и катионом сильного основания?

7. Степень гидролиза какой соли будет больше, сульфида калия K₂S или
нитрита калия KNO₂?

8. Какова реакция среды — кислая, щелочная или нейтральная — растворе каждой соли: хлорида марганца (II) МnС1₂, карбоната калия К₂СO₃, хлорида калия КС1, нитрата натрия NaNO₃, нитрата аммония NH₄NO₃, ацетата бария Ва(СН₃СОО)₂, сульфида натрия Na₂S?

9. Что нужно добавить к раствору нитрата свинца (II), чтобы он был пригоден длительное время?

10. Составьте уравнение реакции, проходящей при смешивании растворов хлорида алюминия А1С1₃ и сульфида калия K₂S, имея в виду, что сульфид алюминия Al₂S₃ полностью гидролизуется.

11. При смешивании растворов сульфата алюминия A1₂(SO₄)₃ и карбоната натрия Na₂СО₃ выпадает в осадок гидроксид алюминия А1(ОН)₃. Укажите причину этого и составьте уравнение.

12. Биологическое значение гидролиза.

Лекция №13

Тема: «Классификация химических реакций. Химическое равновесие и

1. Классификация химических реакций.

2. Скорость химических реакций.

3. Факторы, влияющие на скорость реакции:

а) влияние концентрации реагирующих веществ;

б) влияние температуры;

в) влияние катализатора;

4. Химическое равновесие.

1. Классификация химических реакций.

Реакции, идущие без изменения качественного состава веществ: аллотропизация и изомеризация.

Реакции, идущие с изменением состава веществ: по числу и характеру реагирующих и образующихся веществ (разложения, соединения, замещения, обмена); по изменению степеней окисления элементов (окислительно-восстановительные и не окислительно-восстановительные реакции); по тепловому эффекту (экзо- и эндотермические); по фазе (гомо- и гетерогенные); по направлению (обратимые и необратимые); по использованию катализатора (каталитические и некаталитические); по механизму (радикальные, молекулярные и ионные).

2. Скорость химических реакций.

Любая химическая реакция проходит во времени и поэтому характеризуется той или иной скоростью. Учение о скоростях и механизмах химических реакций называется химической кинетикой.

Скорость химической реакции это изменение концентрации одного из реагирующих веществ в единицу времени при неизменном объеме системы.

Концентрацию выражают количеством вещества (моль), содержащихся в одном литре раствора; время — в секундах или минутах. По изменению концентрации одного из веществ можно судить о соответствующих изменениях концентрации всех остальных.

Если в течение промежутка времени (t) концентрация (С) одного из реагирующих веществ уменьшилось от С₁ до С₂, то средняя скорость Uреакции за этот промежуток времени была V

Пример: реакция между оксидом углерода (II) и хлором протекает с образованием фосгена по уравнению:

В одном из опытов была определена начальная концентрация хлора (0,0187 моль/л., через 2 минуты, т.е. 120 сек, концентрация хлора оказалась равной 0,0133 моль/л.

Следовательно, средняя скорость данной реакции равна

U= 0,0187 — 0,0133 =4,5-10″ 5 моль/л сек

Для определения скорости реакции достаточно проследить за изменением концентрации одного из них, так как все вещества расходуются и образуются в эквивалентных количествах (в указанном примере расход 0,0054 моль хлора (0,00187 — 0,0133) соответствует убыли такого же количества оксида углерода (II), это видно из уравнения реакции, так как при образовании фосгена на одну молекулу хлора требуется одна молекула оксида углерода (II)).

3.Факторы, влияющие на скорость реакции.

Скорость химических реакций зависит от концентрации участвующих в них веществ, температуры, катализатора, природы реагирующих веществ, величины поверхности соприкосновения веществ. Давление влияет на скорость химических реакций через увеличение концентрации реагирующих веществ, находящихся в газообразном состоянии.

а) Влияние концентрации реагирующих веществ: чем больше концентрация реагирующих веществ, тем больше молекул находятся в единице объема, тем чаще они сталкиваются, превращаясь в продукты реакции, уменьшается, это вызвано тем, что в растворе становится все меньше и меньше реагирующих молекул; столкновение будет происходить реже, меньше образуется новых веществ.

На основе экспериментального материала сформулирован основной закон химической кинетики, устанавливающий зависимость скорости реакций от концентрации реагирующих веществ.

При постоянной температуре скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению молярных концентраций реагирующих веществ.

Этот закон, открытый Гульдбергом и Вааге в 1867 году получил название закон действующих масс.

Для реакции А + В = С

Скорость U=R[A]·[B], где R — коэффициент пропорциональности или константа скорости — величина постоянная для данной реакции. Она не зависит от времени и концентрации, а зависит от природы реагирующих веществ и температуры. Физический смысл константы скорости R-она численно равна скорости реакции, когда концентрации каждого из реагирующих веществ составляют 1 моль/л или когда их произведение равно единице.

Если во взаимодействие вступает несколько частиц какого-либо вещества, то его концентрация должна быть возведена в степень с показателем, численно равным коэффициенту при формуле вещества в химическом уравнении.

Математическое выражение закона действующих масс с учетом коэффициентов примет вид:

U=[А] m • [В] n , где «m» и «n» — коэффициенты уравнения реакции.

Пример: как изменится скорость реакции:

3Н₂ + N₂ = 2 КН₃, если концентрацию водорода увеличить в 3 раза?

После увеличения концентрации

Следовательно, скорость реакции возрастает

Рассмотренные выражения закона действующих масс относятся к гомогенным системам, когда все компоненты находятся в одинаковом физическом состоянии — в газообразном или растворенном. Если наряду с ними в реакции участвуют также и твердые вещества, то скорость реакции изменяется только в зависимости от концентрации газов или растворенных веществ. Например, скорость горения фосфора в кислороде пропорциональна только концентрации кислорода:

На скорость реакции влияет поверхность соприкосновения веществ. Так, из колбы, где находятся мелкие кусочки мела, при взаимодействии с соляной кислотой быстрее выделяется оксид углерода (IV), чем из колбы, где находятся крупные куски мела.

б) влияние температуры.

Течение многих химических процессов значительно ускоряется при повышении температуры, рост которой усиливает скорость движения молекул, увеличивая тем самым число столкновений между ними.

Зависимость скорости реакции от температуры определяется правилом Вант-Гоффа; при повышении температуры на каждые 10° С скорость большинства реакций увеличивается в 2 — 4 раза. Математически эта зависимость выражается соотношением

где U_t₁, U_t₂— скорость реакции соответственно при начальной (t₁) и конечной (t₂) температурах; γ — температурный коэффициент скорости реакции, который показывает, во сколько раз увеличивается скорость реакции с повышением температуры реагирующих веществ на 10 °С.

Пример. Как возрастает скорость реакции при повышении температуры с 20 до 50° С, если температурный коэффициент реакции равен 3?

10 = U₂₀∙3= 27U₂₀; то есть скорость реакции возрастает в 27 раз.

Быстрое измерение скорости реакции с изменением температуры объясняет теория активации: в химическое взаимодействие вступают только активные молекулы (частицы), обладающие энергией, достаточной для осуществления данной реакции. Неактивные частицы можно сделать активными, если сообщить им необходимую дополнительную энергию. Этот процесс называется активацией. Один из способов активации — увеличение температуры: при повышении температуры число активных частиц сильно возрастает, благодаря чему резко увеличивается скорость реакции.

Энергия, которую необходимо сообщить молекулам (частицам) реагирующих веществ, чтобы превратить их в активные, называется энергией активации. Ее величина определяется опытным путем, обозначается Еа в кДж/моль. Величина энергии активации Еа зависит от природы реагирующих веществ и служит характеристикой каждой реакции.

в) влияние катализатора. В 1812 г. русский химик К.С. Кирхгоф обнаружил, что при нагревании крахмала с разбавленной серной кислотой крахмал обращается в сахар, а серная кислота по завершении реакции остается неизрасходованной.

Существует много таких веществ, которые изменяют скорость химической реакции, а сами по окончании реакций химически не меняются.

Такие реакции получили название каталитических реакций, а вещества, которые изменяют их скорость, были названы катализаторами. Изменение скорости реакций под действием катализаторов называется катализом.

Положительный катализ — катализаторы сильно ускоряют реакцию (получение серной кислоты; окисление аммиака в азотную кислоту с помощью платины).

Отрицательный катализ — катализаторы замедляют реакцию (взаимодействие раствора сульфита натрия с кислородом воздуха в присутствии этилового спирта). Отрицательный катализ часто называют ингибированием; а отрицательные катализаторы, снижающие скорость реакции — ингибиторами.

Различают два вида катализа — гомогенный (однородный) и гетерогенный (неоднородный).

При гомогенном катализе реагирующие вещества и катализатор образуют однофазную систему — газовую или жидкую. В этом случае между катализатором и реагирующими веществами отсутствует поверхность раздела фаз. Для гомогенного катализа установлено, что скорость химической реакции пропорциональна концентрации катализатора.

При гетерогенном катализе реагирующие вещества и катализатор образуют систему из разных фаз. В этом случае между катализатором и реагирующими веществами существует поверхность раздела. Обычно катализатор является твердым веществом, а реагирующие вещества — газами или жидкостями. Все реакции при гетерогенном катализе протекают на поверхности катализатора. Поэтому активность твердого катализатора будет зависеть и от свойств его поверхности (величина, химического состава, строение и состояние).

Механизм действия катализаторов объединяют образованием промежуточных соединений с одним из реагирующих веществ.

Если медленно протекающую реакцию А+В=АВ вести в присутствии катализатора К, то катализатор вступает в химическое взаимодействие с одним из исходных веществ, образуя непрочное промежуточное соединение: А+К=АК.

Реакция протекает быстро, так как энергия активации этого процесса мала. Затем промежуточное соединение АК взаимодействует с другим исходным веществом, выделяя катализатор К в свободном состоянии: АК+В=АВ+К.

Энергия активации этого процесса такое малое, следовательно, реакция протекает с достаточной скоростью. Оба процесса, протекающие одновременно суммировать, то получим окончательное уравнение уже быстро протекающей реакции. А+В=АВ

Необратимые и обратимые реакции. Реакции, которые протекают только в одном направлении и завершаются полным превращением исходных реагирующих веществ в конечные вещества, называются необратимыми.

Обратимые реакции одновременно протекают в двух взаимно противоположных направлениях.

3H₂ + N₂ 2NH₃, ∆Н=-46,2 кДж/моль

4. Химическое равновесие.

Обратимые реакции не доходят до конца и заканчиваются установлением химического равновесия. В реакции синтеза аммиака равновесие наступает, когда в единицу времени будет образовываться столько же молекул аммиака, сколько их будет распадаться на молекулы азота и водорода.

Химическое равновесие это состояние системы реагирующих веществ, при котором скорости прямой и обратной реакции равны между собой.

В состоянии равновесия прямая и обратная реакция не прекращается. Такое равновесие называется подвижным или динамическим равновесием. Концентрации всех реагирующих веществ, остаются строго постоянными. Концентрации реагирующих веществ, которые устанавливаются при химическом равновесии называются равновесными (обозначение: [Н₂], [N₂], [NH₃] -концентрации; неравновесные – С_H₂; C_N₂; C_NH₃)

На состояние химического равновесия оказывают влияние концентрация реагирующих веществ, температура, а для газообразных веществ — и давление. При изменении одного из этих параметров равновесие нарушается, и концентрация всех реагирующих веществ будет изменяться до тех пор, пока не

установится новое равновесие, но уже при иных значениях равновесных

Переход реакционной системы от одного состояния равновесия к другому называется смещением (сдвигом) химического равновесия.

Если при изменении условий увеличивается концентрация конечных веществ — смещение равновесия вправо; если увеличивается концентрация исходных веществ — равновесие смещается влево.

Принцип Ле Шателье (принцип подвижного равновесия).

Если на систему находящуюся в равновесии, производится какое-либо внешнее воздействие (изменяется концентрация, температура, давление), то в системе возникают процессы, идущие в направлении, препятствующем этому воздействию.

Наличие концентрации одного из участвующих в реакции веществ вызывает в системе процесс, ведущий к уменьшению концентрации этого вещества. Например, в равновесную систему N₂+3H₂ 2NH₃ ввести дополнительное количество водорода, то такое воздействие приведет к ускорению реакции взаимодействия водорода с газом. В результате водорода и азота будет уменьшаться, а концентрация аммиака — увеличиваться. В свою очередь, увеличение концентрации аммиака приведет к ускорению реакции его разложения. В итоге устанавливается новое состояние равновесия, в котором концентрация аммиака больше, чем до введения дополнительного количества водорода. Таким образом, происходит сдвиг равновесия в сторону прямой реакции, т.е. увеличение выхода аммиака.

При уменьшении концентрации одного из исходных веществ равновесие сдвигается в сторону обратной реакции, т.е. в сторону разложения аммиака.

Все химические реакции протекают либо с выделением теплоты (экзотермический процесс), либо с поглощением (эндотермический процесс).

экзотермический
2NO+O₂ 2NO₂+G(∆H=113,1 кДж)

эндотермический

Нагревание системы, находящийся в состоянии химического равновесия, вызывает в ней процесс, поглощающий теплоту, т.е. эндотермическую реакцию; охлаждении системы вызывает в ней процесс, выделяющий теплоту, т.е. экзотермическую реакцию.

Важным фактором, влияющим на состояние равновесия системы, содержащей газообразные вещества, является давление.

Рассмотрим на примере образование аммиака N₂+3H₂2NH₃

4 молекулы 2 молекулы

Процесс протекает с изменением числа молекул.

Наличие давления должно благоприятствовать процессу, ведущему к уменьшению объема, в данном случае равновесие сместится вправо; уменьшение давления сместит равновесие влево.

Таким образом, при увеличении давления в приведенном примере равновесие сместится в сторону образования аммиака; уменьшение давления способствует равновесию аммиака.

В тех случаях, когда число молекул газообразных веществ при химической реакции не изменяется, изменение давления не вызывает смещения химического равновесия.

N₂+O₂2NO

Большое значение при промышленном использовании обратимых химических реакций имеют катализаторы. Однако катализаторы никогда не смещают равновесия. Они уменьшают время необходимое для достижения равновесия.

Константа равновесия обратимых реакций.

Для обратимой реакции

аА + вВ cC+dD в состоянии равновесия

Отношение констант скоростей прямой и обратной реакций является величиной постоянной и называется константой равновесия (К_р):

Концентрации твердых веществ в выражение константы равновесия не входят.

Константа равновесия зависит от температуры и давления.

Численное значение константы равновесия характеризует выход продуктов реакции. Чем больше К_р, тем полнее исходные вещества превращаются в продукты реакции, то есть тем больше выход продуктов реакции.

Вопросы для самоконтроля:

1. Что называется скоростью реакции?

2. Какие факторы влияют на скорость химических реакций?

3. Как зависит скорость химической реакции от концентрации реагирующих веществ? Напишите математические выражения для скоростей реакций, протекающих по уравнениям:

4. Приведите примеры каталитических реакций. Можно ли с помощью катализаторов сместить химическое равновесие? Какова их роль при обратимых реакциях?

5. Чему равен температурный коэффициент реакции, если при увеличении температуры на 60° скорость реакции возросла в 10 раз?

6. Как изменится скорость реакции 2NO +O₂= 2NO₂, если концентрация исходных веществ увеличивается в 4 раза?

7. Как влияет площадь поверхности твердых веществ на скорость их взаимодействия? Приведите примеры использования этой зависимости в химической промышленности.

8. Что называется химическим равновесием?

9. Что называется константой равновесия? От чего зависит К_р? Что
характеризует численное значение К_р?

10.Какие и как внешние факторы влияют на химическое равновесие? Приведите примеры.

Лекция № 14

«Окислительно-восстановительные процессы»

План

1. Окислительно-восстановительные процессы.

2. Основные положения теории окисления-восстановления.

3. Основные восстановители. Основные окислители.

4. Классификация реакций окисления-восстановления.

5. Методика составления уравнений реакций окисления-восстановления.

Дата добавления: 2016-11-22 ; просмотров: 4410 ; ЗАКАЗАТЬ НАПИСАНИЕ РАБОТЫ