Гидролиз хлорида меди. Расчет концентрации ионов кальция. Схема гидролиза хлорида меди cucl2 Ионное уравнение гидролиза хлорида меди 2

«Медь химия» - Обогащение. Норильская обогатительная фабрика. Никелевая дробь. Продукция. План. Устройство прибора для электролиза водных растворов солей. Цвет. Самородки меди. Медная катанка (рис.) Медь катодная. Конвертерный пролет. Норильск- крупнейший центр медно-никелевого производства страны. Ni Al Cu Mg Li.

«Металл медь» - Попадание солей меди в организм приводит к различным заболеваниям человека. Плотность 8,92 г/см3, температура плавления 1083,4 °C, температура кипения 2567 °C. МЕДЬ (лат. Всего в организме среднего человека (масса тела 70 кг) содержится 72 мг меди. Из-за высокой теплопроводности медь - незаменимый материал различных теплообменников и холодильной аппаратуры.

«Гидролиз соли» - Гидролиз солей. Контрольный тест. Гидролиз бинарных соединений. В составе крови содержатся: NaHCO3, Na2H2PO4. Сильные основания (Щелочи) LiOH NaOH KOH RbOH CsOH Ca(OH)2 Sr(OH)2 Ba(OH)2. Изменение направления гидролиза. Подавление. Гидролиз по аниону (соль образована сильным основанием и слабой кислотой).

«Примеры гидролиза солей» - Определить рН раствора. Составьте ионное и молекулярное уравнения происходящих процессов. Степень гидролиза?г (доля гидролизованных единиц) Константа гидролиза - Кг. Пример: Гидролиз катиона. M+ + н2о?moh + н+. Во многих случаях необходимо предотвратить гидролиз. Процесс обменного разложения воды ионами соли называется – гидролиз.

«Гидролиз растворов солей» - Задача В9: масса уксусной кислоты, которая содержится в 0,5 л раствораCH3COOH с массовой долей 80% (плотность 1,1 г/мл), равна____________. 1) Записано уравнение реакции: H2SO4 + 2KOH ??? K2SO4 + 2H2O. Единый государственный экзамен по ХИМИИ (консультация 3). В результате реакции, термохимическое уравнение которой C + O2=CO2+393,5 кДж, выделилось 1967,5 кДж теплоты.

«Химия Гидролиз» - Влияние гидролиза на процесс геологической, химической и биологической эволюции планеты. Связь темы с повседневной жизнью. Содержание урока. Ознакомление с видами контроля знаний. Способы мотивации учения. Способы деятельности преподавателя и учащихся. Постановка цели и задач урока. Томилова наталья владимировна.

Электролиз расплавов солей

Для получения высокоактивных металлов (натрия, алюминия, магния, кальция и др.), легко вступающих во взаимодействие с водой, применяют электролиз расплава солей или оксидов:

1. Электролиз расплава хлорида меди (II).

Электродные процессы могут быть выражены полуреакциями:

на катоде K(-): Сu 2+ + 2e = Cu 0 - катодное восстановление

на аноде A(+): 2Cl – - 2e = Cl 2 - анодное окисление

Общая реакция электрохимического разложения вещества представляет собой сумму двух электродных полуреакций, и для хлорида меди она выразится уравнением:

Cu 2+ + 2 Cl – = Cu + Cl 2

При электролизе щелочей и солей оксокислот на аноде выделяется кислород:

4OH – - 4e = 2H 2 O + O 2

2SO 4 2– - 4e = 2SO 3 + O 2

2. Электролиз расплава хлорида калия:

Электролиз растворов

Совокупность окислительно-восстановительных реакций, которые протекают на электродах в растворах или расплавах электролитов при пропускании через них электрического тока, называют электролизом.

На катоде «-» источника тока происходит процесс передачи электронов катионам из раствора или расплава, поэтому катод является «восстановителем».

На аноде «+» происходит отдача электронов анионами, поэтому анод является «окислителем».

При электролизе как на аноде, так и на катоде могут происходить конкурирующие процессы.

При проведении электролиза с использованием инертного (нерасходуемого) анода (например, графита или платины), как правило, конкурирующими являются два окислительных и два восстановительных процесса:
на аноде - окисление анионов и гидроксид-ионов,
на катоде - восстановление катионов и ионов водорода.

При проведении электролиза с использованием активного (расходуемого) анода процесс усложняется и конкурирующими реакциями на электродах являются:
на аноде - окисление анионов и гидроксид-ионов, анодное растворение металла - материала анода;
на катоде - восстановление катиона соли и ионов водорода, восстановление катионов металла, полученных при растворении анода.

При выборе наиболее вероятного процесса на аноде и катоде следует исходить из положения, что будет протекать та реакция, для которой требуется наименьшая затрата энергии. Кроме того, для выбора наиболее вероятного процесса на аноде и катоде при электролизе растворов солей с инертным электродом используют следующие правила:

1. На аноде могут образовываться следующие продукты:

а) при электролизе растворов, содержащих в своем составе анионы SO 4 2- , NО - 3 , РО 4 3- , а также растворов щелочей на аноде окисляется вода и выделяется кислород;

А + 2H 2 O - 4e - = 4H + + O 2

б) при окислении анионов Сl - , Вr - , I - выделяются соответственно хлор, бром, иод;

А + Cl - +e - = Cl 0

2. На катоде могут образовываться следующие продукты:

а) при электролизе растворов солей, содержащих ионы, расположенные в ряду напряжений левее Аl 3+ , на катоде восстанавливается вода и выделяется водород;

К - 2H 2 O + 2e - = H 2 + 2OH -

б) если ион металла расположен в ряду напряжений правее водорода, то на катоде выделяется металл.

К - Me n+ + ne - = Me 0

в) при электролизе растворов солей, содержащих ионы, расположенные в ряду напряжений между Al + и Н + , на катоде могут протекать конкурирующие процессы как восстановления катионов, так и выделения водорода.

Пример: Электролиз водного раствора нитрата серебра на инертных электродах

Диссоциация нитрата серебра:

АgNО 3 = Аg + + NO 3 -

При электролизе водного раствора АgNО 3 на катоде происходит восстановление ионов Аg + , а на аноде - окисление молекул воды:

Катод: Аg + + е = А g

Анод: 2Н 2 О - 4е = 4Н + + О 2

Суммарное уравнение:______________________________________________

4AgNО 3 + 2Н 2 О = 4Ag + 4НNО 3 + О 2

Составьте схемы электролиза водных растворов: а) сульфата меди; б) хлорида магния; в) сульфата калия.

Во всех случаях электролиз проводится с использованием угольных электродов.

Пример: Электролиз водного раствора хлорида меди на инертных электродах

Диссоциация хлорида меди:

CuCl 2 ↔ Сu 2+ + 2Cl -

В растворе находятся ионы Си 2+ и 2Сl - , которые под действием электрического тока направляются к соответствующим электродам:

Катод - Cu 2+ + 2e = Cu 0

Анод + 2Cl - - 2e = Cl 2

_______________________________

CuCl 2 = Cu + Cl 2

На катоде выделяется металлическая медь, на аноде - газообразный хлор.

Если в рассмотренном примере электролиза раствора CuCl 2 в качестве анода взять медную пластинку, то на катоде выделяется медь, а на аноде, где происходят процессы окисления, вместо разрядки ионов Сl 0 и выделения хлора протекает окисление анода (меди).

В этом случае происходит растворение самого анода, и в виде ионов Сu 2+ он переходит в раствор.

Электролиз CuCl 2 с растворимым анодом можно записать так:

Электролиз растворов солей с растворимым анодом сводится к окислению материала анода (его растворению) и сопровождается переносом металла с анода на катод. Это свойство широко используется при рафинировании (очистке) металлов от загрязнений.

Пример: Электролиз водного раствора хлорида магния на инертных электродах

Диссоциация хлорида магния в водном растворе:

MgCl 2 ↔ Mg 2+ +2Сl -

Ионы магния не могут восстанавливаться в водном растворе (идет восстановление воды) , хлорид-ионы - окисляются.

Схема электролиза:

Пример: Электролиз водного раствора сульфата меди на инертных электродах

В растворе сульфат меди диссоциирует на ионы:

СuSО 4 = Сu 2+ + SO 4 2-

Ионы меди могут восстанавливаться на катоде в водном растворе.

Сульфат-ионы в водном растворе не окисляются, поэтому на аноде будет протекать окисление воды.

Схема электролиза:

Электролиз водного раствора соли активного металла и кислородсодержащей кислоты (К 2 SО 4) на инертных электродах

Пример: Диссоциация сульфата калия в водном растворе:

К 2 SО 4 = 2К + + SO 4 2-

Ионы калия и сульфат-ионы не могут разряжаться на электродах в водном растворе, следовательно, на катоде будет протекать восстановление, а на аноде - окисление воды.

Схема электролиза:

или, учитывая, что 4Н + + 4ОН - = 4Н 2 О (осуществляется при перемешивании),

H 2 O 2H 2 + O 2

Если пропускать электрический ток через водный раствор соли активного металла и кислородсодержащей кислоты, то ни катионы металла, ни ионы кислотного остатка не разряжаются.

На катоде выделяется водород, а на аноде - кислород, и электролиз сводится к электролитическому разложению воды.

Электролиз расплава гидроксида натрия

Электролиз воды проводится всегда в присутствии инертного электролита (для увеличения электропроводности очень слабого электролита - воды):

Закон Фарадея

Зависимость количества вещества, образовавшегося под действием электрического тока, от времени, силы тока и природы электролита может быть установлена на основании обобщенного закона Фарадея:

где m - масса образовавшегося при электролизе вещества (г);

Э - эквивалентная масса вещества (г/моль);

М - молярная масса вещества (г/моль);

n - количество отдаваемых или принимаемых электронов;

I - сила тока (А); t - продолжительность процесса (с);

F - константа Фарадея, характеризующая количество электричества, необходимое для выделения 1 эквивалентной массы вещества (F = 96 500 Кл/моль = 26,8 Ач/моль).

Гидролиз неорганических соединений

Взаимодействие ионов соли с водой, приводящее к образованию молекул слабого электролита, называют гидролизом солей.

Если рассматривать соль как продукт нейтрализации основания кислотой, то можно разделить соли на четыре группы, для каждой из которых гидролиз будет протекать по-своему.

1. Соль, образованная сильным основанием и сильной кислотой KBr, NaCl, NaNO 3) , гидролизу подвергаться не будет, так как в этом случае слабый электролит не образуется. Реакция среды остается нейтральной.

2. В соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой FeCl 2 , NH 4 Cl, Al 2 (SO 4) 3 , MgSO 4) гидролизу подвергается катион:

FeCl 2 + HOH → Fe(OH)Cl + HCl

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

В результате гидролиза образуется слабый электролит, ион H + и другие ионы. рН раствора < 7 (раствор приобретает кислую реакцию).

3. Соль, образованная сильным основанием и слабой кислотой (КClO, K 2 SiO 3 , Na 2 CO 3 , CH 3 COONa) подвергается гидролизу по аниону, в результате чего образуется слабый электролит, гидроксид ион и другие ионы.

K 2 SiO 3 + НОH → KHSiO 3 + KОН

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

рН таких растворов > 7 (раствор приобретает щелочную реакцию).

4. Соль, образованная слабым основанием и слабой кислотой (СН 3 СООNН 4 , (NН 4) 2 СО 3 , Al 2 S 3) гидролизуется и по катиону, и по аниону. В результате образуется малодиссоциирующие основание и кислота. рН растворов таких солей зависит от относительной силы кислоты и основания.

Алгоритм написания уравнений реакций гидролиза соли слабой кислоты и силиного основания

Различают несколько вариантов гидролиза солей:

1. Гидролиз соли слабой кислоты и сильного основания: (CH 3 COONa, KCN, Na 2 CO 3).

Пример 1. Гидролиз ацетата натрия.

или CH 3 COO – + Na + + H 2 O ↔ CH 3 COOH + Na + + OH –

CH 3 COO – + H 2 O ↔ CH 3 COOH + OH –

Так как уксусная кислота слабо диссоциирует, ацетат-ион связывает ион H + , и равновесие диссоциации воды смещается вправо согласно принципу Ле Шателье.

В растворе накапливаются ионы OH - (pH >7)

Если соль образована многоосновной кислотой, то гидролиз идет ступенчато.

Например, гидролиз карбоната: Na 2 CO 3

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

II ступень: HCO 3 – + H 2 O ↔ H 2 CO 3 + OH –

Na 2 CO 3 + Н 2 О = NaHCO 3 + NaOH

Практическое значение обычно имеет только процесс, идущий по первой ступени, которым, как правило, и ограничиваются при оценке гидролиза солей.

Равновесие гидролиза по второй ступени значительно смешено влево по сравнению с равновесием первой ступени, поскольку на первой ступени образуется более слабый электролит (HCO 3 –), чем на второй (H 2 CO 3)

Пример 2 . Гидролиз ортофосфата рубидия.

1. Определяем тип гидролиза:

Rb 3 PO 4 ↔ 3Rb + + PO 4 3–

Рубидий – щелочной металл, его гидроксид - сильное основание, фосфорная кислота, особенно по своей третьей стадии диссоциации, отвечающей образованию фосфатов, - слабая кислота.

Идет гидролиз по аниону.

PO 3- 4 + H–OH ↔ HPO 2- 4 + OH – .

Продукты - гидрофосфат- и гидроксид-ионы, среда – щелочная.

3. Составляем молекулярное уравнение:

Rb 3 PO 4 + H 2 O ↔ Rb 2 HPO 4 + RbOH.

Получили кислую соль – гидрофосфат рубидия.

Алгоритм написания уравнений реакций гидролиза соли сильной кислоты и слабого основания

2. Гидролиз соли сильной кислоты и слабого основания: NH 4 NO 3 , AlCl 3 , Fe 2 (SO 4) 3 .

Пример 1. Гидролиз нитрата аммония.

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

NH 4 + + H 2 O ↔ NH 4 OH + H +

В случае многозарядного катиона гидролиз протекает ступенчато, например:

I ступень: Cu 2+ + HOH ↔ CuOH + + H +

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

СuСl 2 + Н 2 О = CuOHCl + HCl

При этом концентрация ионов водорода и pH среды в растворе также определяются главным образом первой ступенью гидролиза.

Пример 2. Гидролиз сульфата меди(II)

1. Определяем тип гидролиза. На этом этапе необходимо написать уравнение диссоциации соли:

CuSO 4 ↔ Cu 2+ + SO 2- 4 .

Соль образована катионом слабого основания (подчеркиваем) и анионом сильной кислоты. Идет гидролиз по катиону.

2. Пишем ионное уравнение гидролиза, определяем среду:

Cu 2+ + H-OH ↔ CuOH + + H + .

Образуется катион гидроксомеди(II) и ион водорода, среда – кислая.

3. Составляем молекулярное уравнение.

Надо учитывать, что составление такого уравнения есть некоторая формальная задача. Из положительных и отрицательных частиц, находящихся в растворе, мы составляем нейтральные частицы, существующие только на бумаге. В данном случае мы можем составить формулу (CuOH) 2 SO 4 , но для этого наше ионное уравнение мы должны мысленно умножить на два.

Получаем:

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

Обращаем внимание, что продукт реакции относится к группе основных солей. Названия основных солей, как и названия средних, следует составлять из названий аниона и катиона, в данном случае соль назовем «сульфат гидроксомеди(II)».

Алгоритм написания уравнений реакций гидролиза соли слабой кислоты и слабого основания

3. Гидролиз соли слабой кислоты и слабого основания:

Пример 1. Гидролиз ацетата аммония.

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

В этом случае образуются два малодиссоциированных соединения, и pH раствора зависит от относительной силы кислоты и основания.

Если продукты гидролиза могут удаляться из раствора, например, в виде осадка или газообразного вещества, то гидролиз протекает до конца.

Пример 2. Гидролиз сульфида алюминия.

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

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

Пример 3. Гидролиз ацетата алюминия

1. Определяем тип гидролиза:

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

Соль образована катионом слабого основания и анионами слабой кислоты.

2. Пишем ионные уравнения гидролиза, определяем среду:

Al 3+ + H–OH ↔ AlOH 2+ + H + ,

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

Учитывая, что гидроксид алюминия очень слабое основание, предположим, что гидролиз по катиону будет протекать в большей степени, чем по аниону. Следовательно, в растворе будет избыток ионов водорода, и среда будет кислая.

Не стоит пытаться составлять здесь суммарное уравнение реакции. Обе реакции обратимы, никак друг с другом не связаны, и такое суммирование бессмысленно.

3 . Составляем молекулярное уравнение:

Al(CH 3 COO) 3 + H 2 O = AlOH(CH 3 COO) 2 + CH 3 COOH.

Это тоже формальное упражнение, для тренировки в составлении формул солей и их номенклатуре. Полученную соль назовем ацетат гидроксоалюминия.

Алгоритм написания уравнений реакций гидролиза соли сильной кислоты и сильного основания

4. Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием, гидролизу не подвергаются, т.к. единственным малодиссоциирующим соединением является H 2 O.

Соль сильной кислоты и сильного основания не подвергается гидролизу, и раствор нейтрален.

Уфимский государственный нефтяной технический университет

Кафедра общей и аналитической химии

Учебно-методическое пособие

к лабораторным работам по теме:

Гидролиз солей

Предназначено для студентов нехимических

и химических факультетов вузов.

Составители: Сыркин А.М., проф., канд.хим.наук, Рольник Л.З., доц.,

д-р хим.наук.

Рецензент Сергеева Л.Г., доц., канд.хим.наук.

© Уфимский государственный

нефтяной технический

университет, 2002

Гидролиз солей

Гидролизом солей называется взаимодействие их ионов с водой, основанное на поляризующем действии ионов на молекулы воды, в результате которого, как правило, нарушается равенство

Характерное для чистой воды.

Различают 4 группы солей:

соль, образованная сильным основанием и сильной кислотой;

соль, образованная слабым основанием и сильной кислотой;

соль, образованная сильным основанием и слабой кислотой;

соль, образованная слабым основанием и слабой кислотой.

Поэтому рассмотрим 4 варианта действия воды на соли.

1) К даннойгруппе относятся такие соли, какNaCI, KCI, NaNO 3 , Na 2 SO 4 и др. Катионы и анионы этих солей имеют небольшие заряды и значительные размеры. При этом их поляризующее действие на молекулы воды невелико, то есть взаимодействие соли с водой практически не происходит. Это относится к таким катионам, какK + иNa + , и к таким анионам, какCI - и NO 3 - . Следовательно, соли сильного основания и сильной кислотыгидролизу не подвергаются . В этом случае равновесие диссоциации воды в присутствии ионов соли почти не нарушается.

Поэтому растворы таких солей практически нейтральны (pH ≈ 7).

2) Ecли соль образована катионом слабого основанияNH 4 + , AI 3+ , Mg 2+ и т.д. и анионом сильной кислоты (Cl - , NO 3 - , SO 4 2- и др.), то происходит гидролиз покатиону (поляризующим действием обладает только катион соли). Примером служит процесс:

а) в молекулярной форме

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

б) в ионно-молекулярной форме

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

в) в краткой ионно-молекулярной форме

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

Гидролиз обусловлен образованием малодиссоциированного соединения - NH 4 OH. В результате равновесие электролитической диссоциации воды смещается и в растворе появляется избыток водородных ионов, поэтому реакция среды кислая (pH < 7). Очевидно, чем полнее протекает гидролиз, тем более показатель среды отличается от состояния нейтральности.

Сразу отметим, что количественно процесс гидролиза можно охарактеризовать двумя величинами: 1) степенью гидролиза (h); 2) константой гидролиза (К г).

Степенью гидролиза называется отношение количества молекул соли, подвергшихся гидролизу, к общему количеству молекул соли в растворе; или под степенью гидролиза понимают число, показывающее, какая часть от общего количества соли гидролизована, то есть превращена действием воды в соответствующую кислоту или основание (или в кислые либо в основные соли).

Степень гидролиза вычисляют, исходя из уравнения константы диссоциации соответствующего слабого основания (или кислоты) и ионного произведения воды.

Рассмотрим эти характеристики для гидролиза соли хлорида аммония.

Запишем ещё раз уравнение гидролиза в ионно-молекулярном виде:

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

По закону действующих масс константа равновесия этой реакции будет иметь следующий вид:

К р =
(1)

Концентрация воды практически не изменяется в растворе соли, то есть 0 = равн = const (2)

= К р = К г (3)

Произведение двух констант К р есть величина постоянная и называетсяконстантой гидролиза К г.

Из уравнения ионного произведения воды имеем

К H 2 O = (4)

=
(5)

Тогда уравнение (1) можно записать таким образом:

К г =
(6)

Отношение

=, (7)

где К осн. – константа диссоциации слабого основанияNH 4 OH.

Тогда выражение (6) имеет вид

К г =(8)

Чем больше К г, тем сильнее соль подвергается гидролизу.

Из уравнения (3) можно вычислить степень гидролиза соли.

К г ==
(9)

Предположим, что концентрация исходной соли равна с моль/л, степень гидролиза h, то гидролизовано ch молей соли, образовалось ch молей NH 4 OH и ch г- ионов H + .

В состоянии равновесия концентрации будут иметь следующие значения:

= (c - ch)

Подставим эти значения в уравнение (5).

, (10)

К г = (11)

Так как h– незначительная величина (h ≤ 0,01),то можно принять, что (1 -h) ≈ 1

К г =
; (12)

h = =
. (13)

Из полученного уравнения следует, что степень гидролиза (h) тем больше:

чем больше К H 2 O , то есть чем выше температура (ионное произведение воды К H 2 O зависит от температуры прямо пропорционально);

чем меньше К осн, то есть чем слабее основание, образующееся в результате гидролиза;

чем меньше концентрация соли, то есть чем больше разбавлен раствор.

Таким образом, для повышения степени гидролиза необходимо разбавить раствор и поднять температуру. Мы рассмотрели 2-й вариант гидролиза соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой. К этой же разновидности солей относится и хлорид меди (II). Данная соль образована двухкислотным основаниемCu(OH) 2 и одноосновной кислотой. В таком случае процесс гидролиза протекает ступенчато. При комнатной температуре, в основном, осуществляется 1 стадия гидролиза. Запишем 1 стадию гидролиза соли хлорида меди (II) в 3-х формах:

в молекулярной форме

CuCI 2 + H 2 O CuOHCI + HCI;

в ионно-молекулярной форме

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

в краткой ионно-молекулярной форме

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

Гидролиз обусловлен образованием малодиссоциирующих частиц (CuOH) + . В результате равновесие электролитической диссоциации воды смещается, в растворе появляется избыток водородных ионов, реакция среды pH < 7. Гидролиз протекает по катиону .

Образующаяся в результате первой ступени гидролиза основная соль может подвергаться дальнейшему взаимодействию с водой. Однако вторая ступень гидролиза выражена менее сильно. Это обусловлено уменьшением К осн. при переходе от К осн.1 к К осн.2 и т.д. Например, поскольку ионы (CuOH) + диссоциируют слабее, чем Cu(OH) 2 , то он и образуется в первую очередь при гидролизе CuCI 2 .

Вторую ступень гидролиза хлорида меди (II) можно представить следующим образом:

в молекулярной форме

CuOHCI + H 2 O Cu(OH) 2  + HCI;

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

в краткой ионно-молекулярной форме

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

Поляризационное взаимодействие катионов и анионов с сильно полярными молекулами воды ведет к особой химической реакции ионного обмена, называемой гидролизом солей .

Качественную и количественную стороны гидролиза удобно рассматривать с позиции концепции сильных и слабых электролитов (неассоциированных и ассоциированных). Практически все электролиты, относящиеся к категории слабых в водных растворах (см. раздел 3.2), характеризуются тем, что равновесие их диссоциации смещено влево, в сторону недиссоциированных частиц. Иными словами, для них характерна не диссоциация, а наоборот – ассоциация, то есть связывание соответствующими анионами протонов, катионами – ионов ОН – в недиссоциированные частицы. А ионы Н + и ОН – всегда имеются в воде за счет ее незначительной диссоциации. Рассмотрим более подробно происходящие процессы на примерах двух солей – CuCl 2 и Na 2 CO 3 .

Хлорид меди (II) является сильным электролитом, поэтому в водном растворе полностью диссоциирует на ионы:

Гидроксид меди (II) относится к слабым электролитам (см. раздел 3.2), иными словами катион Cu 2+ при наличии в растворе ионов ОН – будет активно связывать их в малодиссоциированную частицу СuОН + , нарушая тем самым равновесие диссоциации воды:

В результате, согласно принципу Ле Шателье, усилится диссоциация воды и в растворе увеличится концентрация ионов водорода по сравнению с той, которая была в воде. Раствор становится кислым, его рН<7, подобная ситуация называется гидролизом по катиону .

Разумеется, гидролиз хлорида меди может идти и дальше, по второй ступени:

Однако, принимая во внимание то, что продукты гидролиза по первой ступени подавляют вторую ступень и то, что поляризационное взаимодействие иона Cu 2+ с молекулами воды несравненно сильнее, чем иона CuOH + , приходим к следующему важному выводу. При наличии возможности протекания ступенчатого гидролиза, этот процесс реально протекает лишь по первой ступени.

Сходная ситуация возникает и в растворе Na 2 CO З. В результате полной диссоциации этой соли в растворе образуются ионы CO 3 2– , являющиеся анионами слабой угольной кислоты. Этот ион при наличии в растворе протонов будет активно связывать их в малодиссоциированную частицу HCO 3 – , нарушая тем самым равновесие диссоциации воды:

В результате усилится диссоциация воды и в растворе увеличится концентрация ионов ОН – по сравнению с той, которая была в воде. Раствор стал щелочным, его рН > 7, в этом случае говорят о гидролизе по аниону .

Справедливости ради следует отметить, что реальный механизм гидролиза несколько иной. Любые ионы в водном растворе гидратированы и поляризационное взаимодействие осуществляется между ионом и молекулами воды, составляющими его гидратную оболочку, например:

Это уточнение никоим образом не изменяет сделанные выше выводы и не сказывается на дальнейших количественных выкладках.

Таким образом, гидролизу подвергаются либо соли, содержащие катионы слабых оснований (гидролиз по катиону), либо соли, содержащие анионы слабых кислот (гидролиз по аниону). Если же катион и анион в молекуле соли являются ионами соответствующих сильного основания
и сильной кислоты, то в растворе такой соли гидролиза нет, его рН 7.

Если же соль содержит в своем составе катион слабого основания и анион слабой кислоты, то гидролиз в этом случае идет по двум направлениям и, как правило, глубоко. Что же касается кислотности такого раствора, то она будет определяться направлением преимущественного гидролиза.

Способы усиления гидролиза солей:

1) разбавление раствора соли;

2) нагрев раствора, поскольку энтальпии гидролиза положительны;

3) добавление щелочи в раствор для усиления гидролиза по катиону, добавление кислоты в раствор для усиления гидролиза по аниону.

Способы подавления гидролиза:

1) охлаждение раствора,

2) добавление кислоты в раствор для подавления гидролиза по катиону, добавление щелочи в раствор для подавления гидролиза
по аниону.

Рассмотрим количественные характеристики гидролиза. Таковыми являются, в первую очередь, степень и константа гидролиза. Степенью гидролиза (h ) аналогично степени диссоциации называют долю гидролизо-ванных молекул по отношению к общему числу молекул. Константа гидролиза представляет собой константу равновесия процесса гидролиза. Выше было показано, что гидролиз протекает лишь по первой стадии. Первую стадию гидролиза по катиону можно записать в общем виде:

К равн = К гидр = . (3.23)

Домножаем числитель и знаменатель этого выражения на концентрацию иона ОН – и получаем:

К гидр = = (3.24)

Таким образом, константа гидролиза по катиону равна отношению ионного произведения воды к константе диссоциации того самого слабого основания, чья соль подвергается гидролизу, или к константе диссоциации основания по соответствующей стадии.

Вернемся к соотношению (3.23). Пусть общая концентрация гидролизующейся соли в растворе равна с моль/л, а степень ее гидролиза – h . Тогда, учитывая, что = и h = /с , получаем из соотношения (3.23):

К гидр = . (3.25)

Соотношение (3.25) по форме совпадает с выражением закона разбавления Оствальда (3.8), что лишний раз напоминает о генетической связи процессов гидролиза и диссоциации.

Первую стадию гидролиза по аниону можно записать в общем виде

следующим образом:

Константа равновесия этого процесса – константа гидролиза равна:

К равн = К гидр = . (3.26)

Домножаем числитель и знаменатель этого выражения на концентрацию иона Н + и получаем:

К гидр = = . (3.27)

Таким образом, константа гидролиза по аниону равна отношению ионного произведения воды к константе диссоциации той самой слабой кислоты, чья соль подвергается гидролизу, или к константе диссоциации кислоты по соответствующей стадии. Обратимся снова к выражению (3.26). Преобразуем его, полагая, что общая концентрация соли в растворе равна с моль/л и, учитывая, что = ; h = / c , получаем:

К гидр = . (3.28)

Выражения (3.23), (3.24) и (3.27), (3.28) являются достаточными для нахождения равновесных концентраций ионов, констант и степеней гидролиза в водных растворах гидролизующихся солей.

Нетрудно догадаться, что константа гидролиза соли, подвергающейся гидролизу по катиону и аниону одновременно, равна отношению ионного произведения воды к произведению констант диссоциации слабого основания и кислоты или произведению констант диссоциации соответствующих стадий. Действительно, гидролиз соли по катиону и аниону одновременно можно представить в общем виде следующим образом:

Константа гидролиза имеет вид:

К гидр = . (3.29)

Домножаем числитель и знаменатель соотношения (3.29) на К W и получаем:

К гидр = . (3.30)

Пусть общая концентрация соли, гидролизованной одновременно по катиону и аниону, равна c моль/л, степень гидролиза составляет h. Очевидно, что ==hc; ==c–hc. Подставляем эти соотношения в выражение (3.29):

К гидр = . (3.31)

Получился любопытный результат – концентрация явным образом не входит в выражение константы гидролиза, иными словами, степень гидролиза соли, подвергающейся гидролизу по катиону и аниону одновременно, будет одной и той же при любых концентрациях соли в растворе.

Найдем выражение для рН рассматриваемого раствора соли. Для этого числитель и знаменатель соотношения (3.29) домножим на концентрацию иона Н + и преобразуем полученное выражение:

К гидр = 3.32)

Наконец, получаем:

K дисс.к-ты × . (3.33)

Остановимся теперь на связи характеристик гидролиза и диссоциации в случае ступенчатого гидролиза. В качестве примера рассмотрим гидролиз уже упоминавшегося карбоната натрия. Равновесие гидролиза Na 2 CO 3 по ступеням и соответствующие константы равновесия приведены ниже:

К гидр (1) = = = = ;

К гидр (2) = = = .

Таким образом, первой ступени гидролиза соответствует последняя ступень диссоциации соответствующего слабого электролита и наоборот – последней ступени гидролиза соответствует первая ступень диссоциации электролита. При анализе вопроса о гидролизе кислых солей необходимо сопоставлять значения констант гидролиза и констант диссоциации анионов. Если константа гидролиза больше константы диссоциации кислого аниона, то гидролиз по аниону имеет место и раствор характеризуется рН > 7. Если же константа гидролиза меньше константы диссоциации соответствующего кислого аниона, то гидролиз подавлен, реально протекает лишь диссоциация кислого аниона и раствор соли имеет рН < 7.

Выше отмечалось, что простейшим способом усиления гидролиза соли по катиону является введение в такой раствор щелочи. Аналогично для усиления гидролиза соли по аниону необходимо ввести в раствор кислоту. А что произойдет при сливании растворов двух солей, из которых одна гидролизована по катиону, а другая – по аниону, например, растворов Na 2 CO 3 и CuCl 2 ? Равновесия гидролиза в этих растворах:

Как видно, гидролиз первой соли будет усиливать гидролиз второй и наоборот. В этом случае говорят о взаимном усилении гидролиза. Ясно, что в подобной ситуации образование продукта обменной реакции невозможно, должны образовываться продукты гидролиза. Состав их зависит от большого числа факторов: концентраций сливаемых растворов, порядка смешения, степени перемешивания и т.д.

В рассматриваемой системе (и подобных ей) образуются основные карбонаты, в некотором приближении их состав можно рассматривать как ЭCO 3 ×Э(OH) 2 =(ЭOH) 2 CO 3 .

Уравнение протекающего процесса:

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

Аналогичные малорастворимые соединения будут получаться при взаимодействии растворимых карбонатов с солями любых двухвалентных металлов, гидролизованными по катиону. Если же соли не гидролизованы, то происходит обычный обменный процесс, например:

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

В общем случае соли Ме 3+ более гидролизованы, чем соли Ме 2+ , поэтому, если в обсуждаемом процессе CuCl 2 заменить на соль Ме 3+ , то следует ожидать более сильного взаимного усиления гидролиза. И действительно, при сливании растворов солей Fe 3+ , Al 3+ , Cr 3+ с раствором Na 2 CO 3 наблюдается выделение углекислого газа и выпадение осадка гидроксида металла. Другими словами, в этом случае взаимное усиление гидролиза ведет к полному (необратимому) гидролизу, например:

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

Сходные процессы будут наблюдаться при смешении растворов солей Ме 3+ с растворами других солей, гидролизованных по аниону, например:

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 .

В отличие от солей гидролиз производных кислот – галогенангидридов, тиоангидридов – протекает глубоко и, зачастую, полностью (необратимо), например:

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 .

Наконец, отметим особый случай гидролиза соединений Вi(III), Sb(III), солей d-элементов – с образованием оксосоединений, например:

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 гидролиза как и любая другая константа равновесия может быть вычислена на основе термодинамических данных.

БИЛЕТ № 23

1. Какая из перечисленных солей подвергается гидролизу: CuCl 2 , Na 2 SO 4 , Са(N Оз) 2 ? Рассчитать рН раствора, если концентрация этой соли равна 0.5 моль/л, а константа диссоциации основания равна Кь2 = 2.19 * .

Решение:

Сульфат натрия Na 2 SO 4 и нитрат кальция Са(NОз) 2 – соли сильных оснований и сильных кислот, поэтому гидролизу не подвергаются.

Гидролизоваться будет хлорид меди (2) CuCl 2 – соль слабого основания (Cu(OH) 2) и сильной кислоты (HCl). Гидролиз протекает по катиону , преимущественно по I ступени. Среда кислая.

Диссоциация хлорида меди (2):

CuCl 2 = Cu 2+ + 2Cl -

Гидролиз хлорида меди по первой ступени:

Cu 2+ + H 2 O ↔ CuOH + + H +

CuCl 2 + H 2 O ↔ Cu(OH)Cl + HCl

= √(К г *с)

Для солей, гидролизующихся по катиону, константа гидролиза К г равна:

К г = K w /K b , где K w = 10 -14 – ионное произведение воды, К b – константа диссоциации основания.

Т.к. гидролиз хлорида меди (2) протекает преимущественно по первой ступени, то для расчёта используем константу гидролиза по первой ступени, которая равна: К г(1) = K w /K b (2)

Итак, рН для данного раствора равен:

рН = - lg = - lg√(К г(1) *с) = - lg√(K w *с/K b (2)) = - lg√(10 -14 *0,5/2,19*10 -7) = 3,82

2. Определите рН 0.1 М раствора плавиковой кислоты (HF ), константа диссоциации которой равна К а = 6.67* .

Решение:

Плавиковая кислота – слабый электролит. Для слабых кислот концентрация водородных ионов в растворе рассчитывается по формуле:

[ H + ] = √( K а * c M ) = √(6,67*10 -4 * 0,1) = 8,17*10 -3 (моль/л)

рН = - lg = - lg 8,17*10 -3 = 2,09

3. В какую сторону сместится равновесие реакции 2СО + O 2 <=>2С O 2 а) при увеличении температуры (∆Н <0); б) при увеличении общего давления в системе?

Решение:

Согласно принципу Ле Шателье, если на систему, находящуюся в равновесии, производится какое-либо внешнее воздействие, то оно благоприятствует протеканию той из двух противоположных реакций, которая уменьшает это воздействие.

А) при повышении температуры равновесие смещается в сторону эндотермической реакции, протекающей с поглощением тепла, т.е. влево : прямая реакция экзотермическая, обратная – эндотермическая;

Б) при повышении общего давления в системе равновесие смещается в сторону уменьшения объёма, т.е. вправо (т.к. pV = const)

Решение:

Диссоциация карбоната кальция:

СаСО 3 ↔ Са 2+ + СО 3 2-

Согласно уравнению диссоциации соли,

ПР ( СаСО 3 ) = * = 2

= √ПР = √(4,4*10 -9) = 6,63*10 -5 (моль/л)

Переведём концентрацию ионов кальция в г/л:

С = М*М В = 6,63*10 -5 моль/л * 40 г/моль = 2,652*10 -3 г/л

(С – концентрация, выраженная в граммах растворённого вещества на литр раствора, М – молярная концентрация раствора, М В – молярная масса катиона кальция)