Основные закономерности химических процессов

Гидролиз солей

Гидролизом называется реакция взаимодействия веществ с водой в результате которой происходит их разрушение. Гидролизу подвергаются соли, в состав которых входит ион слабого электролита (анион слабой кислоты или катион слабого основания).

При реакции взаимодействия солей с водой, все они являются сильными электролитами, независимо от растворимости, поскольку малорастворимые соли переходят в раствор только в виде ионов, поэтому даже эта незначительная их доля подвергается гидролизу, в результате чего их растворимость может также повышаться.

Реакции гидролиза принято писать в сокращенном ионном виде. Оно позволяет определить характер среды по наличию избытка ионов ОН^– или Н⁺ и закончить написание молекулярного уравнения, исходя из имеющихся видов ионов. При этом для составления ионного уравнения используют только один моль воды.

Различают три основных типа гидролиза:

1). Гидролиз соли, содержащей катион сильного основания и анион слабой кислоты.

ПРИМЕР: анион однозарядный KCH₃COO, Ba(NO₂)₂ и т. п.

KCH₃COO + H₂O Û CH₃COOH + KOH

K⁺ + CH₃COO^– + HOH Û K⁺ + OH^– + CH₃COOH

CH₃COO^– + HOH Û OH^– + CH₃COOH

анион многозарядный Na₂CO₃, CaS и т. д.

Na₂CO₃ + Н₂О Û NaHCO₃ + NaOH

2Na⁺ + CO₃^2– + HOH Û 2Na⁺ + HCO₃^– + OH^–

CO₃^2– + HOH Û HCO₃^– + OH^–

Таким образом, в случае многозарядного аниона образуется кислая соль, вместо слабой кислоты. Гидролиз протекает преимущественно по первой ступени. В обоих случаях среда щелочная, рН > 7.

2). Гидролиз соли, содержащей анион сильной кислоты и катион слабого основания.

ПРИМЕР: катион однозарядный NH₄NO₃, (NH₄)₂SO₄ и т. п.

NH₄NO₃ + H₂O Û NH₄OH + HNO₃

NH₄⁺ + NO₃^– + HOH Û NH₄OH + H⁺ + NO₃^–

NH₄⁺ + HOH Û NH₄OH + H⁺

катион многозарядный FeCl₃, MgS и т. д.

FeCl₃ + Н₂О Û FeOH^2–Cl^–₂ + HCl

Fe³⁺ + 3Cl^– + HOH Û FeOH^2– + 3Cl^– + H⁺

Fe³⁺ + HOH Û FeOH^2– + H⁺

В случае многозарядного катиона образуется основная соль, вместо слабого основания. Гидролиз протекает преимущественно по первой ступени. В обоих случаях среда кислая, рН < 7.

3). Гидролиз соли, содержащей анион слабой кислоты и катион слабого основания.

ПРИМЕР: оба иона однозарядные - NH₄СН₃СОО.

NH₄СН₃СОО + Н₂О Û NH₄ ОН + СН₃СООН

NH₄⁺ + СН₃СОО^– + НОН Û NH₄ ОН + СН₃СООН

- катион многозарядный – FeSO₃, Al(CH₃COO)₃ – гидролиз та­ких солей протекает до конца, поскольку основные соли, со­держащие слабый анион очень неустойчивы и подвергаются разложению:

Al(CH₃COO)₃ + 3Н₂О Û Al(ОН)₃ + 3СН₃СООН

Al³⁺ + 3CH₃COO^– + 3НОН Û Al(ОН)₃ + 3СН₃СООН

- анион многозарядный – (NH₄)₂CO₃ – гидролиз этих со­лей приво­дит к возникновению буферных систем.

(NH₄)₂CO₃+ 2Н₂О Û NH₄OН + NH₄НСО₃

2NH₄⁺ + CO₃^2– + 2НОН Û NH₄OН + NH₄⁺ + НСО₃^–.

Буферными называются такие растворы, которые способны сохранять определенное значение рН при добавлении избытка кислоты или основания.

Так добавление в полученную систему ионов водорода приведет к связыванию их в малодиссоциирующую угольную кислоту или дополнительное количество гидрокарбонат ионов, а добавление избытка ионов ОН^– - увеличит содержание слабого основания. Буферные растворы характеризуются буферной емкостью. Это число эквивалентов кислоты или основания, которые необходимо добавить к 1 л раствора, чтобы изменить рН системы на единицу.

Соли, содержащие сильное основание и сильную кислоту гидролизу не подвергаются, так как их ионы не связываются с ионами воды в малодиссоциирующие соединения. Такой гидролиз сводится к диссоциации воды.

Задания к разделу 6.4

Написать уравнения реакций и указать рН (<7, равно 7, >7) водных растворов следующих солей.

1.	нитрата калия	хлорита аммония
2.	гипохлорита натрия	гипохлорита калия
3.	хлорита калия	арсената натрия
4.	хлорида аммония	сульфида натрия
5.	бромида аммония	хромата калия
6.	роданида калия	плюмбата калия
7.	перманганата калия	гипоиодида натрия
8.	хлората натрия	нитрата аммония
	хлорита калия	иодида натрия
10.	хлорида железа(III)	фторида натрия
11.	нитрата магния	цианида натрия
12.	хлорида бериллия	перхлората калия
13.	сульфата натрия	иодата калия
14.	карбоната натрия	ацетата натрия
15.	сульфита натрия	гипохлорита аммония
16.	сульфида алюминия	ортофосфата натрия
17.	хлорида марганца	оксалата натрия
18.	хромита натрия	нитрата железа(II)
19.	карбоната калия	нитрата железа(III)
20.	хлорида олова(II)	нитрата кадмия
21.	тетрабората натрия	нитрата свинца(II)
22.	нитрита калия	нитрата хрома(III)
23.	сульфиданатрия	нитрата цинка
24.	станната натрия	нитрита аммония
25.	хлорида сурьмы(III)	оксалата магния
26.	сульфата железа(III)	ортоарсената натрия
27.	сульфата алюминия	сульфата железа(II)
28.	хлорида хрома(III)	сульфата магния
29.	иодида бария	формиата аммония
30.	карбоната алюминия	цианида калия
31.	ортофосфата калия	цианида аммония
32.	сульфида хрома	хлорида меди(II)
33.	сульфата марганца	фторида серебра
34.	нитрата цинка	фторида калия
35.	ацетата аммония	фторида аммония
36.	селенита натрия	сульфита аммония
37.	ортохромита бария	сульфита калия
38.	дитионата калия	иодида аммония
39.	нитрата алюминия	сульфита алюминия
40.	сульфата меди(II)	сульфата хрома(III)
41.	сульфата никеля(II)	сульфата бериллия
42.	сульфата олова(II)	сульфата кобальта(II)

Основные закономерности химических процессов

Химическая термодинамика

Химическая реакция – это реакция системы на нарушение равновесия между микро­частицами (изменение расстояния между электроном и ядром), реакция, направленная на уста­новление нового, энергетически выгодного равно­весия. При этом образование но­вых частиц произойдет только тогда, ко­гда энергия частиц в новом состоянии ока­жется меньше энергии частиц в предшествующем состоянии (при данных усло­виях). Таким образом, результатом прохождения любой химической реакции является энерге­тический эф­фект. Энергетический эффект может выражаться в виде: те­плового эффекта (поглощенного или выделяемого тепла), различного рода излучении (квантов света - hn, при этом, в зависи­мости от частоты излучения, оно может оказаться видимым светом, ИК или УФ), электрической энергии и т.д.

Взаимные превращения различных видов энергии, в ходе химических реакции изу­чает наука, называемая химической термодинамикой (ХТД). Умение рассчитывать энергетические эффекты химических реакции можно заранее предсказать возмож­ности их прохождения при заданных технологических параметрах. Этот факт играет существенную роль при разработке различных технологических процессов.

Как любая наука, химическая термодинамика оперирует определенными терминами и понятиями, это:

система – область пространства, в которой происходят хи­ми­ческие превращения веществ; фаза – часть системы, одинако­вая по своим физическим и химическим свойствам во всех на­прав­лениях и отде­ленная от других частей границей раздела; па­раметры состояния – измеряемые физические величины, харак­теризующие со­стояние системы (Т, Р, V, с, r и т.п.); функции про­цесса – измеряемые (на­пример, с помощью калориметра) величины, зависящие от способа проведения процесса и характеризующие формы передачи энергии от одного тела к другому (Q - теплота и А - работа); функции состояния – относительные характеристики состояния системы, которые нельзя непосредственно измерить (но можно рассчитать их изменение), и которые не зависят от способа превращения веществ (DU, DH, DS, DG, DF).

Поделиться:

Воспользуйтесь поиском по сайту: