Поляризаційна взаємодія катіонів і аніонів з сильною полярними молекуламиводи веде до особливої хімічної реакціїіонного обміну, званої гідролізом солей .

Якісну та кількісну сторону гідролізу зручно розглядати з позиції концепції сильних та слабких електролітів (неасоційованих та асоційованих). Практично всі електроліти, що належать до категорії слабких у водних розчинах (див. розділ 3.2), характеризуються тим, що рівновага їхньої дисоціації зміщена вліво, у бік недисоційованих частинок. Інакше кажучи, їм характерна не дисоціація, а навпаки – асоціація, тобто зв'язування відповідними аніонами протонів, катіонами – іонів ВІН – в недисоційовані частки. А іони Н+ та ВІН – завжди є у воді за рахунок її незначної дисоціації. Розглянемо докладніше що відбуваються на прикладах двох солей – CuCl 2 і Na 2 CO 3 .

Хлорид міді (II) є сильним електролітом, тому у водному розчині повністю дисоціює на іони:

Гідроксид міді (II) відноситься до слабких електролітів (див. розділ 3.2), тобто катіон Cu 2+ за наявності в розчині іонів ВІН – активно пов'язуватиме їх у малодисоційовану частину СуОН + , порушуючи тим самим рівновагу дисоціації води:

В результаті, згідно з принципом Ле Шательє, посилиться дисоціація води та у розчині збільшиться концентрація іонів водню порівняно з тією, що була у воді. Розчин стає кислим, його рН<7, подобная ситуация называется гідролізом по катіону .

Зрозуміло, гідроліз хлориду міді може йти далі, по другому ступені:

Однак, зважаючи на те, що продукти гідролізу по першому ступені пригнічують другий ступінь і те, що поляризаційна взаємодія іона Cu 2+ з молекулами води незрівнянно сильніша, ніж іона CuOH + приходимо до наступного важливого висновку. За наявності можливості протікання ступінчастого гідролізу цей процес реально протікає лише по першому ступені.

Подібна ситуація виникає і в розчині Na 2 CO З. У результаті повної дисоціації цієї солі в розчині утворюються іони CO 3 2- є аніонами слабкої вугільної кислоти. Цей іон за наявності в розчині протонів активно пов'язуватиме їх у малодисоційовану частинку HCO 3 – , порушуючи тим самим рівновагу дисоціації води:

В результаті посилиться дисоціація води та в розчині збільшиться концентрація іонів ВІН – у порівнянні з тією, що була у воді. Розчин став лужним, його рН > 7, у цьому випадку говорять про гідролізі по аніону .

Заради справедливості слід зазначити, що реальний механізм гідролізу дещо інший. Будь-які іони у водному розчині гідратовані та поляризаційна взаємодія здійснюється між іоном та молекулами води, що становлять його гідратну оболонку, наприклад:

Це уточнення аж ніяк не змінює зроблені вище висновки та не позначається на подальших кількісних викладках.

Таким чином, гідроліз піддаються або солі, що містять катіони слабких основ (гідроліз по катіону), або солі, що містять аніони слабких кислот (гідроліз по аніону). Якщо ж катіон та аніон у молекулі солі є іонами відповідних сильної основи
і сильної кислоти, то розчині такої солі гідролізу немає, його рН 7.

Якщо ж сіль містить у своєму складі катіон слабкої основи та аніон слабкої кислоти, то гідроліз у цьому випадку йде за двома напрямками і, як правило, глибоко. Що ж до кислотності такого розчину, то вона визначатиметься напрямком переважного гідролізу.

Способи посилення гідролізу солей:

1) розведення розчину солі;

2) нагрівання розчину, оскільки ентальпії гідролізу позитивні;

3) додавання лугу в розчин для посилення гідролізу по катіону, додавання кислоти в розчин для посилення гідролізу по аніону.

Способи придушення гідролізу:

1) охолодження розчину,

2) додавання кислоти в розчин для придушення гідролізу по катіону, додавання лугу в розчин для придушення гідролізу
по аніону.

Розглянемо кількісні характеристикигідролізу. Такими є, насамперед, ступінь та константа гідролізу. Ступенем гідролізу ( h) аналогічно ступеня дисоціації називають частку гідролізованих молекул по відношенню до загальному числумолекул. Константа гідролізу є константою рівноваги процесу гідролізу. Вище було показано, що гідроліз протікає лише на першій стадії. Першу стадію гідролізу по катіону можна записати в загальному вигляді:

К равн = К гідр = . (3.23)

Домножуємо чисельник та знаменник цього виразу на концентрацію іона ВІН – і отримуємо:

К гідр = = (3.24)

Таким чином, константа гідролізу по катіону дорівнює відношенню іонного добутку води до константи дисоціації тієї самої слабкої основи, чия сіль піддається гідролізу, або до константи дисоціації основи по відповідній стадії.

Повернемося до співвідношення (3.23). Нехай загальна концентрація солі, що гідролізується, в розчині дорівнює змоль/л, а ступінь її гідролізу – h. Тоді, враховуючи, що = і h= /з, отримуємо із співвідношення (3.23):

К гідр = . (3.25)

Співвідношення (3.25) формою збігається з виразом закону розведення Оствальда (3.8), що вкотре нагадує про генетичного зв'язкупроцесів гідролізу та дисоціації.

Першу стадію гідролізу по аніону можна записати у загальному вигляді

наступним чином:

Константа рівноваги цього процесу – константа гідролізу дорівнює:

К равн = К гідр = . (3.26)

Домножуємо чисельник і знаменник цього виразу на концентрацію іона Н+ та отримуємо:

К гідр = = . (3.27)

Таким чином, константа гідролізу по аніону дорівнює відношенню іонного добутку води до константи дисоціації тієї слабкої кислоти, чия сіль піддається гідролізу, або до константи дисоціації кислоти по відповідній стадії. Звернемося знову до виразу (3.26). Перетворимо його, вважаючи, що загальна концентрація солі в розчині дорівнює змоль/л і з огляду на, що = ; h = / c, отримуємо:

К гідр = . (3.28)

Вирази (3.23), (3.24) і (3.27), (3.28) є достатніми для знаходження рівноважних концентрацій іонів, констант і ступенів гідролізу у водних розчинах солей, що гідролізуються.

Неважко здогадатися, що константа гідролізу солі, що піддається гідролізу по катіону та аніону одночасно, дорівнює відношенню іонного твору води до твору констант дисоціації слабкої основи та кислоти або твору констант дисоціації відповідних стадій. Дійсно, гідроліз солі по катіону та аніону одночасно можна представити у загальному вигляді наступним чином:

Константа гідролізу має вигляд:

К гідр = . (3.29)

Домножуємо чисельник і знаменник співвідношення (3.29) на W і отримуємо:

К гідр = . (3.30)

Нехай загальна концентрація солі, гідролізованої одночасно по катіону та аніону, дорівнює cмоль/л, ступінь гідролізу становить h. Вочевидь, що ==hc; ==c–hc. Підставляємо ці співвідношення у вираз (3.29):

К гідр = . (3.31)

Вийшов цікавий результат - концентрація явно не входить у вираз константи гідролізу, іншими словами, ступінь гідролізу солі, що піддається гідролізу по катіону та аніону одночасно, буде однією і тією ж при будь-яких концентраціях солі в розчині.

Знайдемо вираз для рН розчину солі. Для цього чисельник і знаменник співвідношення (3.29) домножимо на концентрацію іона Н + і перетворимо отриманий вираз:

До гідр = 3.32)

Нарешті, отримуємо:

K дис.к-ти × . (3.33)

Зупинимося тепер на зв'язку характеристик гідролізу та дисоціації у разі ступінчастого гідролізу. Як приклад розглянемо гідроліз вже згадуваного карбонату натрію. Рівновагу гідролізу Na 2 CO 3 за ступенями та відповідні константи рівноваги наведені нижче:

К гідр (1) = = = = ;

К гідр (2) = = = .

Таким чином, першому ступені гідролізу відповідає останній ступінь дисоціації відповідного слабкого електроліту і навпаки – останньому ступеню гідролізу відповідає перший ступінь дисоціації електроліту. При аналізі питання про гідроліз кислих солейнеобхідно зіставляти значення констант гідролізу та констант дисоціації аніонів. Якщо константа гідролізу більша за константу дисоціації кислого аніону, то гідроліз по аніону має місце і розчин характеризується рН > 7. Якщо ж константа гідролізу менша за константу дисоціації відповідного кислого аніону, то гідроліз пригнічений, реально протікає лише дисоціація кислого аніону і розчин солі має рН< 7.

Вище зазначалося, що найпростішим способом посилення гідролізу солі катіону є введення в такий розчин лугу. Аналогічно для посилення гідролізу солі по аніону необхідно ввести кислоту в розчин. А що станеться при зливанні розчинів двох солей, з яких одна гідролізована по катіону, а інша – по аніону, наприклад, розчинів Na 2 CO 3 та CuCl 2 ? Рівноваги гідролізу в цих розчинах:

Як видно, гідроліз першої солі посилюватиме гідроліз другої та навпаки. В цьому випадку говорять про взаємне посилення гідролізу. Зрозуміло, що у подібній ситуації утворення продукту обмінної реакціїнеможливо, повинні утворюватися продукти гідролізу. Склад їх залежить від великої кількостіфакторів: концентрацій розчинів, що зливаються, порядку змішування, ступеня перемішування і т.д.

У системі (і подібних їй) утворюються основні карбонати, в деякому наближенні їх склад можна розглядати як ЕCO 3 ×Е(OH) 2 =(ЕOH) 2 CO 3 .

Рівняння процесу:

2CuCl 2 + 2 Na 2 CO 3 +H 2 O = (CuOH) 2 CO 3 + CO 2 + 4 NaCl .

Аналогічні малорозчинні сполуки виходитимуть при взаємодії розчинних карбонатів із солями будь-яких двовалентних металів, гідролізованими по катіону. Якщо ж солі не гідролізовані, відбувається звичайний обмінний процес, наприклад:

BaCl 2 + Na 2 CO 3 = BaCO 3 + 2 NaCl.

У загальному випадку солі Ме 3+ більш гідролізовані, ніж солі Ме 2+ тому, якщо в обговорюваному процесі CuCl 2 замінити на сіль Ме 3+, то слід очікувати сильнішого взаємного посилення гідролізу. І справді, при зливанні розчинів солей Fe 3+ , Al 3+ , Cr 3+ з розчином Na 2 CO 3 спостерігається виділення Вуглекислий газта випадання осаду гідроксиду металу. Іншими словами, у цьому випадку взаємне посилення гідролізу веде до повного (необоротного) гідролізу, наприклад:

2FeCl 3 + 3Na 2 CO 3 + 3H 2 O = 2Fe(OH) 3 + 6NaCl + 3CO 2 .

Подібні процеси будуть спостерігатися при змішуванні розчинів солей Ме 3+ з розчинами інших солей, гідролізованих по аніону, наприклад:

2AlCl 3 + 3Na 2 SO 4 + 3H 2 O = 2Al(OH) 3 + 3SO 2 + 6NaCl

Cr 2 (SO 4) 3 + 3Na 2 S + 6H 2 O = 2Cr(OH) 3 + 3H 2 S + 3Na 2 SO 4 .

На відміну від солей гідроліз похідних кислот - галогенангідридів, тіоангідридів - протікає глибоко і часто повністю (необоротно), наприклад:

SO 2 Cl 2 + 2H 2 O = H 2 SO 4 + 2HCl;

SOCl 2 + H 2 O = SO 2 + 2HCl;

COCl 2 + H 2 O = CO 2 + 2HCl;

BCl 3 + 3H 2 O = H 3 BO 3 + 3HCl;

PCl 3 + 3H 2 O = H 3 PO 3 + 3HCl;

CrO 2 Cl 2 + 2H 2 O = H 2 CrO 4 + 2HCl;

CS 2 + 2H 2 O = CO 2 + 2H 2 S.

Нарешті, відзначимо особливий випадок гідролізу сполук Вi(III), Sb(III), солей d-елементів – з утворенням оксосоединений, наприклад:

SbCl 3 + H 2 O = SbOCl + 2HCl;

Bi(NO 3) 3 + H 2 O = BiONO 3 + 2HNO 3;

Ti(SO 4) 2 + H 2 O = TiOSO 4 + H 2 SO 4 .

Константа гідролізу як будь-яка інша константа рівноваги може бути обчислена на основі термодинамічних даних.

"Мідь хімія" - Збагачення. Норильська збагачувальна фабрика. Нікелевий дріб. Продукція План. Влаштування приладу для електролізу водних розчинів солей. Колір. Самородки міді. Мідна катанка (мал.) Мідь катодна. Конвертерний проліт. Норильськ- найбільший центрмідно-нікелевого виробництва країни. Ni Al Cu Mg Li.

"Метал мідь" - Попадання солей міді в організм призводить до різним захворюваннямлюдини. Щільність 8,92 г/см3 температура плавлення 1083,4 °C, температура кипіння 2567 °C. МЕДЬ (лат. Всього в організмі середньої людини (маса тіла 70 кг) міститься 72 мг міді. Через високу теплопровідність мідь – незамінний матеріал різних теплообмінників та холодильної апаратури).

"Гідроліз солі" - Гідроліз солей. Контрольний тест. Гідроліз бінарних сполук. У складі крові містяться: NaHCO3, Na2H2PO4. Сильні основи (Луки) LiOH NaOH KOH RbOH CsOH Ca(OH)2 Sr(OH)2 Ba(OH)2. Зміна напряму гідролізу. Пригнічення. Гідроліз по аніону (сіль утворена сильною основою та слабкою кислотою).

"Приклади гідролізу солей" - Визначити рН розчину. Складіть іонне та молекулярне рівняння процесів, що відбуваються. Ступінь гідролізу (частка гідролізованих одиниць) Константа гідролізу - Кг. Приклад: Гідроліз катіону. M+ + н2о?moh + н+. У багатьох випадках необхідно запобігти гідролізу. Процес обмінного розкладання води іонами солі називається гідроліз.

«Гідроліз розчинів солей» - Завдання В9: маса оцтової кислоти, що міститься в 0,5 л розчину CH3COOH масовою часткою 80% (щільність 1,1 г/мл), що дорівнює ____________. 1) Записано рівняння реакції: H2SO4 + 2KOH??? K2SO4 + 2H2O. Єдиний державний іспитз ХІМІІ (консультація 3). В результаті реакції, термохімічне рівнянняякої C + O2 = CO2 +393,5 кДж, виділилося 1967,5 кДж теплоти.

«Хімія Гідроліз» - вплив гідролізу на процес геологічної, хімічної та біологічної еволюції планети. Зв'язок теми з повсякденним життям. Зміст уроку. Ознайомлення із видами контролю знань. Методи мотивації вчення. Способи діяльності викладача та учнів. Постановка мети та завдань уроку. Томілова наталія владимирівна.

Уфімський державний нафтовий технічний університет

Кафедра загальної та аналітичної хімії

Навчально-методичний посібник

до лабораторних робіт на тему:

Гідроліз солей

Призначено для студентів нехімічних

та хімічних факультетів вузів.

Укладачі: Сиркін А.М., проф., канд.хім.наук, Рольник Л.З., доц.,

д-р хім.

Рецензент Сергєєва Л.Г., доц., канд.хім.наук.

© Уфімський державний

нафтовий технічний

університет, 2002

Гідроліз солей

Гідролізом солей називається взаємодія їх іонів з водою, заснована на поляризуючій дії іонів на молекули води, в результаті якої, як правило, порушується рівність

Характерне для чистої води.

Розрізняють 4 групи солей:

сіль, утворена сильною основою та сильною кислотою;

сіль, утворена слабкою основою та сильною кислотою;

сіль, утворена сильною основою та слабкою кислотою;

сіль, утворена слабкою основою та слабкою кислотою.

Тому розглянемо 4 варіанти дії води на солі.

1) До цієї групи відносяться такі солі, як NaCI, KCI, NaNO 3 , Na 2 SO 4 та ін. Катіони та аніони цих солей мають невеликі заряди та значні розміри. При цьому їхня поляризуюча дія на молекули води невелика, тобто взаємодія солі з водою практично не відбувається. Це відноситься до таких катіонів, як K + і Na + , і таких аніонів, як CI - і NO 3 - . Отже, солі сильної основи та сильної кислоти гідролізу не піддаються. І тут рівновага дисоціації води у присутності іонів солі майже порушується.

Тому розчини таких солей практично нейтральні (pH ≈ 7).

2) Якщо сіль утворена катіоном слабкої основи NH 4 + , AI 3+ , Mg 2+ і т.д. і аніоном сильної кислоти (Cl - , NO 3 - , SO 4 2- та ін), то відбувається гідроліз по катіону(Поляризуючу дію має тільки катіон солі). Прикладом є процес:

а) у молекулярній формі

NH 4 CI + H 2 O NH 4 OH + HCI;

б) у іонно-молекулярній формі

NH 4 + + CI - + H 2 O NH 4 OH + H + + CI -;

в) у короткій іонно-молекулярній формі

NH 4 + + H 2 O NH 4 OH + H +.

Гідроліз обумовлений утворенням малодисоційованої сполуки - NH 4 OH. В результаті рівновага електролітичної дисоціації води зміщується і в розчині з'являється надлишок водневих іонів, тому кисла реакція середовища (pH< 7). Очевидно, чем полнее протекает гидролиз, тем более показатель среды отличается от состояния нейтральности.

Відразу зазначимо, що кількісно процес гідролізу можна охарактеризувати двома величинами: 1) ступенем гідролізу (h); 2) константою гідролізу (К г).

Ступенемгідролізуназивається відношення кількості молекул солі, що зазнали гідролізу, до загальної кількості молекул солі в розчині; або під ступенем гідролізу розуміють число, що показує, яка частина від загальної кількості солі гідролізована, тобто перетворена дією води на відповідну кислоту або основу (або кислі або основні солі).

Ступінь гідролізу обчислюють, виходячи з рівняння константи дисоціації відповідної слабкої основи (або кислоти) та іонного добутку води.

Розглянемо ці параметри для гідролізу солі хлориду амонію.

Запишемо ще раз рівняння гідролізу в іонно-молекулярному вигляді:

NH 4 + + H 2 O NH 4 OH + H +

За законом діючих мас константа рівноваги цієї реакції матиме такий вигляд:

К р =
(1)

Концентрація води практично не змінюється в розчині солі, тобто 0 = рівн = const (2)

= К р = К г (3)

Добуток двох констант К р є величина постійна і називається константоюгідролізуДо р.

З рівняння іонного твору води маємо

До H 2 O = (4)

=
(5)

Тоді рівняння (1) можна записати таким чином:

К г =
(6)

Ставлення

=, (7)

де До осн. – константа дисоціації слабкої основи NH 4 OH.

Тоді вираз (6) має вигляд

К г = (8)

Чим більше К г, тим сильніше сіль піддається гідролізу.

З рівняння (3) можна вирахувати ступінь гідролізу солі.

К г = =
(9)

Припустимо, що концентрація вихідної солі дорівнює моль/л, ступінь гідролізу h, то гідролізовано ch молей солі, утворилося ch молей NH 4 OH і ch г-іонів H + .

У стані рівноваги концентрації матимуть такі значення:

= (c - ch)

Підставимо ці значення рівняння (5).

, (10)

К г = (11)

Оскільки h– незначна величина (h ≤ 0,01), можна прийняти, що (1 -h) ≈ 1

К г =
; (12)

h = =
. (13)

З отриманого рівняння випливає, що ступінь гідролізу (h) тим більший:

чим більше До H 2 O тобто чим вища температура (іонний добуток води До H 2 O залежить від температури прямо пропорційно);

чим менше До осн, тобто чим слабкіша основа, що утворюється в результаті гідролізу;

чим менша концентрація солі, тобто чим більше розбавлений розчин.

Таким чином, для підвищення ступеня гідролізу необхідно розбавити розчин та підняти температуру. Ми розглянули 2-й варіант гідролізу солі, утвореної слабкою основою та сильною кислотою. До цього ж різновиду солей відноситься і хлорид міді (II). Ця сіль утворена двокислотною основою Cu(OH) 2 та одноосновною кислотою. У такому випадку процес гідролізу протікає східчасто. При кімнатній температурі в основному здійснюється 1 стадія гідролізу. Запишемо 1 стадію гідролізу солі хлориду міді (II) у 3-х формах:

у молекулярній формі

CuCI 2 + H 2 O CuOHCI + HCI;

в іонно-молекулярній формі

Cu 2+ + 2CI - + H 2 O (CuOH) + + CI - + H + + CI -;

у короткій іонно-молекулярній формі

Cu 2+ + H 2 O (CuOH) + + H +

Гідроліз обумовлений утворенням малодисоціюючих часток (CuOH) + . В результаті рівновага електролітичної дисоціації води зміщується, у розчині з'являється надлишок водневих іонів, реакція середовища pH< 7. Гидролиз протекает по катіону.

Основна сіль, що утворюється в результаті першого ступеня гідролізу, може піддаватися подальшій взаємодії з водою. Однак другий ступінь гідролізу виражений менш сильно. Це пов'язано з зменшенням До осн. при переході від До осн.1 до Осн.2 і т.д. Наприклад, оскільки іони (CuOH) + дисоціюють слабше, ніж Cu(OH) 2 то він і утворюється в першу чергу при гідролізі CuCI 2 .

Другий ступінь гідролізу хлориду міді (II) можна представити так:

у молекулярній формі

CuOHCI + H 2 O Cu(OH) 2  + HCI;

(CuOH) + + CI - +H 2 O Cu(OH) 2  + H + + CI - ;

у короткій іонно-молекулярній формі

(CuOH) + + H 2 O Cu (OH) 2 + H + .

Електроліз розплавів солей

Для отримання високоактивних металів (натрію, алюмінію, магнію, кальцію та ін.), що легко вступають у взаємодію з водою, застосовують електроліз розплаву солей або оксидів:

1. Електроліз розплаву хлориду міді (ІІ).

Електродні процеси можуть бути виражені напівреакціями:

на катоді K(-): Сu 2+ + 2e = Cu 0 - катодне відновлення

на аноді A(+): 2Cl - - 2e = Cl 2 - анодне окиснення

Загальна реакція електрохімічного розкладання речовини є сумою двох електродних напівреакцій, і для хлориду міді вона виразиться рівнянням:

Cu 2+ + 2 Cl - = Cu + Cl 2

При електролізі лугів та солей оксокислот на аноді виділяється кисень:

4OH - - 4e = 2H 2 O + O 2

2SO 4 2– - 4e = 2SO 3 + O 2

2. Електроліз розплаву хлориду калію:

Електроліз розчинів

Сукупність окислювально-відновних реакцій, що протікають на електродах у розчинах або розплавах електролітів під час пропускання через них електричного струмуназивають електролізом.

На катоді «-» джерела струму відбувається процес передачі електронів катіона з розчину або розплаву, тому катод є «відновником».

На аноді «+» відбувається віддача електронів аніонами, тому анод є окислювачем.

При електролізі як у аноді, і на катоді можуть відбуватися конкуруючі процеси.

При проведенні електролізу з використанням інертного (невитратного) анода (наприклад, графіту або платини), як правило, конкуруючими є два окисних і два відновлювальні процеси:
на аноді - окислення аніонів та гідроксид-іонів,
на катоді - відновлення катіонів та іонів водню.

При проведенні електролізу з використанням активного (витратного) анода процес ускладнюється і конкуруючими реакціями на електродах є:
на аноді – окислення аніонів та гідроксид-іонів, анодне розчинення металу – матеріалу анода;
на катоді – відновлення катіону солі та іонів водню, відновлення катіонів металу, отриманих при розчиненні анода.

При виборі найбільш ймовірного процесу на аноді та катоді слід виходити з положення, що протікатиме та реакція, для якої потрібно найменша витрата енергії. Крім того, для вибору найбільш ймовірного процесу на аноді та катоді при електролізі розчинів солей з інертним електродом використовують наступні правила:

1. На аноді можуть утворюватися такі продукти:

а) при електролізі розчинів, що містять у своєму складі аніони SO 4 2-, NО - 3, РО 4 3-, а також розчинів лугів на аноді окислюється вода і виділяється кисень;

А + 2H 2 O - 4e - = 4H + + O 2

б) при окисленні аніонів Сl-, Вr-, I- виділяються відповідно хлор, бром, йод;

А + Cl - + e - = Cl 0

2. На катоді можуть утворюватися такі продукти:

а) при електролізі розчинів солей, що містять іони, розташовані в ряді напруг лівіше за Аl 3+ , на катоді відновлюється вода і виділяється водень;

К - 2H 2 O + 2e - = H 2 + 2OH -

б) якщо іон металу розташований у ряді напруг правіше водню, то на катоді виділяється метал.

До - Me n+ + ne - = Me 0

в) при електролізі розчинів солей, що містять іони, розташовані в ряді напруг між Al + і Н +, на катоді можуть протікати конкуруючі процеси відновлення катіонів, так і виділення водню.

Приклад: Електроліз водного розчинунітрату срібла на інертних електродах

Дисоціація нітрату срібла:

АgNО 3 = Аg + + NO 3 -

При електролізі водного розчину АgNО 3 на катоді відбувається відновлення іонів Аg + а на аноді - окислення молекул води:

Катод: Аg + + е = А g

Анод: 2Н 2 Про - 4е = 4Н + + Про 2

Сумарне рівняння:______________________________________________

4AgNО 3 + 2Н 2 О = 4Ag + 4НNО 3 + О 2

Складіть схеми електролізу водних розчинів: а) сульфату міді; б) хлориду магнію; в) сульфату калію.

У всіх випадках електроліз проводиться з використанням вугільних електродів.

Приклад: Електроліз водного розчину хлориду міді на інертних електродах

Дисоціація хлориду міді:

CuCl 2 ↔ Сu 2+ + 2Cl -

У розчині знаходяться іони Сі 2+ і 2Сl - , які під дією електричного струму прямують до відповідних електродів:

Катод – Cu 2+ + 2e = Cu 0

Анод + 2Cl - - 2e = Cl 2

_______________________________

CuCl 2 = Cu + Cl 2

На катоді виділяється металева мідь, аноді - газоподібний хлор.

Якщо в розглянутому прикладі електролізу розчину CuCl 2 як анод взяти мідну пластинку, то на катоді виділяється мідь, а на аноді, де відбуваються процеси окислення, замість розрядки іонів Сl 0 і виділення хлору протікає окислення анода (міді).

У цьому випадку відбувається розчинення анода, і у вигляді іонів Сu 2+ він переходить в розчин.

Електроліз CuCl 2 з розчинним анодом можна записати так:

Електроліз розчинів солей з розчинним анодом зводиться до окислення матеріалу анода (його розчинення) та супроводжується перенесенням металу з анода на катод. Ця властивість широко використовується під час рафінування (очищення) металів від забруднень.

Приклад: Електроліз водного розчину магнію хлориду на інертних електродах

Дисоціація хлориду магнію у водному розчині:

MgCl 2 ↔ Mg 2+ +2Сl -

Іони магнію що неспроможні відновлюватися у водному розчині (йде відновлення води) , хлорид-ионы - окислюються.

Схема електролізу:

Приклад: Електроліз водного розчину сульфату міді на інертних електродах

У розчині сульфат міді дисоціює на іони:

СuSО 4 = Сu 2+ + SO 4 2-

Іони міді можуть відновлюватись на катоді у водному розчині.

Сульфат-іони у водному розчині не окислюються, тому на аноді протікатиме окислення води.

Схема електролізу:

Електроліз водного розчину солі активного металуі кисневмісної кислоти(До 2 SО 4) на інертних електродах

Приклад: Дисоціація сульфату калію у водному розчині:

До 2 SО 4 = 2К + + SO 4 2-

Іони калію і сульфат-іони що неспроможні розряджатися на електродах у водному розчині, отже, на катоді протікатиме відновлення, але в аноді - окислення води.

Схема електролізу:

або, враховуючи, що 4Н + + 4ОН - = 4Н2О (здійснюється при перемішуванні),

H 2 O 2H 2 + O 2

Якщо пропускати електричний струм через водний розчин солі активного металу та кисневмісної кислоти, то ні катіони металу, ні іони кислотного залишкуне розряджаються.

На катоді виділяється водень, але в аноді - кисень, і електроліз зводиться до електролітичного розкладання води.

Електроліз розплаву гідроксиду натрію

Електроліз води проводиться завжди у присутності інертного електроліту (для збільшення електропровідності дуже слабкого електроліту – води):

Закон Фарадея

Залежність кількості речовини, що утворився під дією електричного струму, від часу, сили струму та природи електроліту може бути встановлена ​​на підставі узагальненого закону Фарадея:

де m - маса речовини, що утворилася при електролізі (г);

Е - еквівалентна маса речовини (г/моль);

М - молярна масаречовини (г/моль);

n - кількість електронів, що віддаються або приймаються;

I – сила струму (А); t – тривалість процесу (с);

F - константа Фарадея, що характеризує кількість електрики, необхідне виділення 1 еквівалентної маси речовини (F = 96 500 Кл/моль = 26,8 Ач/моль).

Гідроліз неорганічних сполук

Взаємодія іонів солі з водою, що веде до утворення молекул слабкого електроліту, називають гідролізом солей.

Якщо розглядати сіль як продукт нейтралізації основи кислотою, то можна розділити солі на чотири групи, для кожної з яких гідроліз протікатиме по-своєму.

1. Сіль, утворена сильною основою та сильною кислотою KBr, NaCl, NaNO 3) , гідролізу піддаватися не буде, так як у цьому випадку слабкий електроліт не утворюється. Реакція середовища залишається нейтральною.

2. У солі, утвореної слабкою основою і сильною кислотою FeCl 2 , NH 4 Cl, Al 2 (SO 4) 3 , MgSO 4) гідролізу піддається катіон:

FeCl 2 + HOH → Fe(OH)Cl + HCl

Fe 2+ + 2Cl - + H + + OH - → FeOH + + 2Cl - + Н +

В результаті гідролізу утворюється слабкий електроліт, іон H+ та інші іони. рН розчину< 7 (раствор приобретает кислую реакцию).

3. Сіль, утворена сильною основою та слабкою кислотою (КClO, K 2 SiO 3 , Na 2 CO 3 , CH 3 COONa) піддається гідролізу по аніону, внаслідок чого утворюється слабкий електроліт, гідроксид іон та інші іони.

K 2 SiO 3 + НОH → KHSiO 3 + КОН

2K + +SiO 3 2- + Н + + ОH - → НSiO 3 - + 2K + + ВІН -

рН таких розчинів > 7 (розчин набуває лужної реакції).

4. Сіль, утворена слабкою основою і слабкою кислотою (СН 3 СООNН 4 , (NН 4) 2 СО 3 , Al 2 S 3) гідролізується і по катіону, і по аніону. В результаті утворюється малодисоціююча основа і кислота. рН розчинів таких солей залежить від відносної сили кислоти та основи.

Алгоритм написання рівнянь реакцій гідролізу солі слабкої кислоти та силової основи

Розрізняють кілька варіантів гідролізу солей:

1. Гідроліз солі слабкої кислоти та сильної основи: (CH 3 COONa, KCN, Na 2 CO 3).

Приклад 1 Гідроліз ацетату натрію.

або CH 3 COO - + Na + + H 2 O ↔ CH 3 COOH + Na + + OH -

CH 3 COO - + H 2 O ↔ CH 3 COOH + OH -

Оскільки оцтова кислота слабо дисоціює, ацетат-іон зв'язує іон H + і рівновага дисоціації води зміщується вправо згідно з принципом Ле Шательє.

У розчині накопичуються іони OH - (pH >7)

Якщо сіль утворена багатоосновною кислотою, то гідроліз йде східчасто.

Наприклад, гідроліз карбонату: Na 2 CO 3

I ступінь: CO 3 2– + H 2 O ↔ HCO 3 – + OH –

II ступінь: HCO 3 - + H 2 O ↔ H 2 CO 3 + OH -

Na 2 CO 3 + Н 2 О = NaHCO 3 + NaOH

Практичне значення зазвичай має лише процес, що йде по першому ступені, яким, як правило, і обмежуються в оцінці гідролізу солей.

Рівновага гідролізу по другому ступені значно змішане вліво порівняно з рівновагою першого ступеня, оскільки на першому ступені утворюється слабкіший електроліт (HCO 3 –), ніж на другому (H 2 CO 3 )

Приклад 2 . Гідроліз ортофосфату рубідії.

1. Визначаємо тип гідролізу:

Rb 3 PO 4 ↔ 3Rb + + PO 4 3–

Рубідій - лужний метал, його гідроксид - сильна основа, фосфорна кислота, особливо за третьою стадією дисоціації, що відповідає утворенню фосфатів, - слабка кислота.

Йде гідроліз аніоном.

PO 3-4 + H–OH ↔ HPO 2–4 + OH – .

Продукти - гідрофосфат-і гідроксид-іони, середовище - лужне.

3. Складаємо молекулярне рівняння:

Rb3PO4+H2O↔Rb2HPO4+RbOH.

Отримали кислу сіль – гідрофосфат рубідії.

Алгоритм написання рівнянь реакцій гідролізу солі сильної кислоти та слабкої основи

2. Гідроліз солі сильної кислоти та слабкої основи: NH 4 NO 3 , AlCl 3 , Fe 2 (SO 4) 3 .

Приклад 1. Гідроліз нітрату амонію.

NH 4 + + NO 3 - + H 2 O ↔ NH 4 OH + NO 3 - + H +

NH 4 + + H 2 O ↔ NH 4 OH + H +

У разі багатозарядного катіону гідроліз протікає східчасто, наприклад:

I ступінь: Cu 2+ + HOH ↔ CuOH + + H +

II ступінь: CuOH + + HOH ↔ Cu(OH) 2 + H +

СуСl 2 + Н 2 О = CuOHCl + HCl

При цьому концентрація іонів водню і pH середовища в розчині визначаються головним чином першим ступенем гідролізу.

Приклад 2. Гідроліз сульфату міді(ІІ)

1. Визначаємо тип гідролізу. На цьому етапі необхідно написати рівняння дисоціації солі:

CuSO 4 ↔ Cu 2+ + SO 2-4.

Сіль утворена катіоном слабкої основи (підкреслюємо) та аніоном сильної кислоти. Йде гідроліз катіоном.

2. Пишемо іонне рівняння гідролізу, визначаємо середовище:

Cu 2+ + H-OH ↔ CuOH + + H + .

Утворюється катіон гідроксомеді(II) та іон водню, середовище – кисле.

3. Складаємо молекулярне рівняння.

Треба враховувати, що складання такого рівняння є певним формальним завданням. З позитивних і негативних частинок, що у розчині, ми складаємо нейтральні частки, що є лише папері. В даному випадку ми можемо скласти формулу (CuOH) 2 SO 4 , але для цього наше іонне рівняння ми повинні помножити подумки на два.

Отримуємо:

2CuSO 4 + 2H 2 O ↔ (CuOH) 2 SO 4 + H 2 SO 4 .

Звертаємо увагу, що продукт реакції відноситься до групи основних солей. Назви основних солей, як і назви середніх, слід складати з назв аніону та катіону, у цьому випадку сіль назвемо «сульфат гідроксомеді(II)».

Алгоритм написання рівнянь реакцій гідролізу солі слабкої кислоти та слабкої основи

3. Гідроліз солі слабкої кислоти та слабкої основи:

Приклад 1. Гідроліз ацетату амонію.

CH 3 COO - + NH 4 + + H 2 O ↔ CH 3 COOH + NH 4 OH

У цьому випадку утворюються дві малодисоційовані сполуки, і pH розчину залежить від відносної сили кислоти та основи.

Якщо продукти гідролізу можуть видалятися з розчину, наприклад, у вигляді осаду або газоподібної речовинито гідроліз протікає до кінця.

Приклад 2. Гідроліз сульфіду алюмінію.

Al 2 S 3 + 6H 2 O = 2Al(ON) 3 + 3H 2 S

2А l 3+ + 3 S 2- + 6Н 2 О = 2Аl(OН) 3 (осад) + ЗН 2 S (газ)

Приклад 3 Гідроліз ацетату алюмінію

1. Визначаємо тип гідролізу:

Al(CH 3 COO) 3 = Al 3+ + 3CH 3 COO – .

Сіль утворена катіоном слабкої основи та аніонами слабкої кислоти.

2. Пишемо іонні рівняннягідролізу, визначаємо середовище:

Al 3+ + H–OH ↔ AlOH 2+ + H + ,

CH 3 COO - + H-OH ↔ CH 3 COOH + OH - .

Враховуючи, що гідроксид алюмінію дуже слабка основа, припустимо, що гідроліз катіону буде протікати більшою мірою, ніж по аніону. Отже, у розчині буде надлишок іонів водню, і середовище буде кисле.

Не варто намагатися складати тут сумарне рівняння реакції. Обидві реакції оборотні, ніяк не пов'язані, і таке підсумовування безглуздо.

3 . Складаємо молекулярне рівняння:

Al(CH3COO)3+H2O=AlOH(CH3COO)2+CH3COOH.

Це також формальне вправу, для тренування у складанні формул солей та його номенклатурі. Отриману сіль назвемо ацетат гідроксоалюмінію.

Алгоритм написання рівнянь реакцій гідролізу солі сильної кислоти та сильної основи

4. Солі, утворені сильною кислотою та сильною основою, гідролізу не піддаються, т.к. єдиною малодисоціюючою сполукою є H 2 O.

Сіль сильної кислоти та сильної основи не піддається гідролізу, та розчин нейтральний.