Какие продукты могут образоваться при гидролизе
Темы кодификатора ЕГЭ: Гидролиз солей. Среда водных растворов: кислая, основная и щелочная.
Гидролиз – взаимодействие веществ с водой. Гидролизу подвергаются разные классы неорганических и органических веществ: соли, бинарные соединения, углеводы, жиры, белки, эфиры и другие вещества. Гидролиз солей происходит, когда ионы соли способны образовывать с Н+ и ОН— ионами воды малодиссоциированные электролиты.
Гидролиз солей может протекать:
→ обратимо: только небольшая часть частиц исходного вещества гидролизуется.
→ необратимо: практически все частицы исходного вещества гидролизуются.
Для оценки типа гидролиза необходимо рассмотреть соль, как продукт взаимодействия основания и кислоты. Любая соль состоит из металла и кислотного остатка. Металлы соответствует основание или амфотерный гидроксид (с той же степенью окисления, что и в соли), а кислотному остатку — кислота. Например, карбонату натрия Na2CO3 соответствует основание — щелочь NaOH и угольная кислота H2CO3.
Механизм обратимого гидролиза будет зависеть от состава исходной соли. Можно выделить 4 основных варианта, которые мы рассмотрим на примерах:
1. Соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой, гидролизуются ПО АНИОНУ.
Примеры таких солей — CH3COONa, Na2CO3, Na2S, KCN.
Реакция гидролиза:
CH3COONa + HOH ↔ CH3COOH + NaOH
в ионной форме:
CH3COO— + Na+ + HOH ↔ CH3COOH + Na+ + OH—
сокращенное ионное уравнение:
CH3COO— + HOH ↔ CH3COOH + OH—
Таким образом, при гидролизе таких солей в растворе образуется небольшой избыток гидроксид-ионов OH—. Водородный показатель такого раствора рН>7.
Гидролиз солей многоосновных кислот (H2CO3, H3PO4 и т.п.) протекает ступенчато, с образованием кислых солей:
CO32- + HOH ↔ HCO32- + OH—
или в молекулярной форме:
Na2CO3 + HOH ↔ NaHCO3 + NaOH
2 ступень:
HCO3— + HOH ↔ H2CO3 + OH—
или в молекулярной форме:
NaHCO3 + HOH ↔ H2CO3 + NaOH
Продукты гидролиза по первой ступени подавляют вторую ступень гидролиза, в результате вторая ступень гидролиза протекает незначительно.
2. Соли, образованные слабым основанием и сильной кислотой, гидролизуются ПО КАТИОНУ. Пример такой соли: NH4Cl, FeCl3, Al2(SO4)3 Уравнение гидролиза:
NH4+ + HOH ↔ NH3·H2O + H+
или в молекулярной форме:
NH4Cl + HOH ↔ NH3·H2O + HCl
При этом катион слабого основания притягивает гидроксид-ионы из воды, а в растворе возникает избыток ионов Н+. Водородный показатель такого раствора рН<7.
Соли, образованные многокислотными основаниями, гидролизуются ступенчато, образуя катионы основных солей. Например:
I ступень:
Fe3+ + HOH ↔ FeOH2+ + H+
FeCl3 + HOH ↔ FeOHCl2 + HCl
II ступень:
FeOH2+ + HOH ↔ Fe(OH)2+ + H+
FeOHCl2 + HOH ↔ Fe(OH)2Cl+ HCl
III ступень:
Fe(OH)2+ + HOH ↔ Fe(OH)3 + H+
Fe(OH)2Cl + HOH ↔ Fe(OH)3 + HCl
Гидролиз по второй и, в особенности, по третьей ступени практически не протекает при комнатной температуре.
3. Соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой, гидролизуются И ПО КАТИОНУ, И ПО АНИОНУ.
Примеры таких солей: CH3COONH4, (NH4)2CO3, HCOONH4,
Уравнение гидролиза:
CH3COO— + NH4+ + HOH ↔ CH3COOH + NH3·H2O
CH3COONH4 + HOH ↔ CH3COOH + NH3·H2O
В этом случае реакция раствора зависит от соотношения констант диссоциации образующихся кислот и оснований. В большинстве случаев реакция раствора будет примерно нейтральной, рН ≅ 7. Точное значение рН зависит от относительной силы основания и кислоты.
4. Гидролиз солей, образованных сильным основанием и сильной кислотой, в водных растворах НЕ ИДЕТ.
Сведем вышеописанную информацию в общую таблицу:
Необратимый гидролиз происходит, если при гидролизе выделяется газ, осадок или вода, т.е. вещества, которые при данных условиях не могут взаимодействовать между собой. Необратимый гидролиз является химической реакцией, т.к. реагирующие вещества взаимодействуют практически полностью.
Варианты необратимого гидролиза:
- Гидролиз, в который вступают растворимые соли 2х-валентных металлов (Be2+, Co2+, Ni2+, Zn2+, Pb2+, Cu2+ и др.) с сильным ионизирующим полем (слабые основания) и растворимые карбонаты/гидрокарбонаты. При этом образуются нерастворимые основные соли (гидроксокарбонаты):
2MgCl2 + 2Na2CO3 + H2O = Mg2(OH)2CO3 + 4NaCl + CO2
2МеCl2 + 2Na2CO3 + Н2О = (МеОН)2CO3 + 4NaCl + СО2 (МеII, кроме Fe, Ca,Sr,Ba).
! Исключения: (соли Ca, Sr, Ba и Fe2+) – в этом случае получим обычный обменный процесс:
CaCl2 + Na2CO3 = CaCO3 + 2NaCl,
МеCl2 + Na2CO3 = МеCO3 + 2NaCl (Ме – Fe, Ca, Sr, Ba).
- Взаимный гидролиз, протекающий при смешивании двух солей, гидролизованных по катиону и по аниону. Продукты гидролиза по второй ступени усиливают гидролиз по первой ступени и наоборот. Поэтому в таких процессах образуются не просто продукты обменной реакции, а продукты гидролиза (совместный или взаимный гидролиз).Соли металлов со степенью окисления +3 (Al3+, Cr3+) и соли летучих кислот (карбонаты, сульфиды, сульфиты) при смешивании в растворе (взаимном гидролизе) образуют осадок гидроксида и газ (H2S, SO2, CO2):
2AlCl3 + 3K2S +6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2S↑ + 6KCl,
2CrCl3 + 3K2CO3 + 3H2O = 2Сr(ОН)3 + 3СO2 + 6KCl,
2МеCl3 + 3Na2CO3 + 3Н2О=2Ме(ОН)3 + 6NaCl + 3СО2 (МеIII),
2МеCl3 + 3Na2SO3 + 3Н2О=2Ме(ОН)3 + 6NaCl + 3SО2 (МеIII),
2МеCl3 + 3Na2S + 3Н2О=2Ме(ОН)3 + 6NaCl + 3H2S (МеIII).
Соли Fe3+ при взаимодействии с карбонатами также при смешивании в растворе (взаимном гидролизе) образуют осадок гидроксида и газ:
2FeCl3 + 3K2CO3 + 3H2O = 2Fe(ОН)3 + 3СO2 + 6KCl
! Исключения: при взаимодействии солей трехвалентного железа с сульфидами реализуется окислительно-восстановительная реакция:
2FeCl3 + 3K2S(изб) = 2FeS + S↓ + 6KCl (при избытке сульфида калия)
При взаимодействии солей трехвалентного железа с сульфитами также реализуется окислительно-восстановительная реакция.
Полные уравнения таких реакций выглядят довольно сложно. Поначалу я рекомендую составлять такие уравнения в 2 этапа: сначала составляем обменную реацию без участия воды, затем разлагаем полученный продукт обменной реакции водой. Сложив эти две реакции и сократив одинаковые вещества, мы получаем полное уравнение необратимого гидролиза.
3. Гидролиз галогенангидридов и тиоангидридов происходит также необратимо. Галогенангидриды разлагаются водой по схеме ионного обмена (H+OH—) до соответствующих кислот (в случае водного гидролиза) и солей (в случае щелочного гидролиза). Степень окисления центрального элемента и остальных при этом не изменяется!
SO2Cl2 + 2 H2O = H2SO4 + 2 HCl,
SOCl2 + 2 H2O = H2SO3 + 2HCl,
PCl5 + 4 H2O = H3PO4 + 5HCl,
CrO2Cl2 + 2H2O = H2CrO4 + 2HCl,
PCl5 + 8NaOH = Na3PO4 + 5NaCl + 4H2O,
Галогенангидрид – это соединение, которое получается, если в кислоте ОН-группу заменить на галоген. При гидролизе галогенангидридов кислот образуются соответствующие данным элементам и степеням окисления кислоты и галогеноводородные кислоты.
POCl3 + 3H2O = H3PO4 + 3HCl
Галогенангидриды некоторых кислот:
| Кислота | Галогенангидриды |
| H2SO4 | SO2Cl2 |
| H2SO3 | SOCl2 |
| H2CO3 | COCl2 |
| H3PO4 | POCl3, PCl5 |
Тиоангидриды (сульфангидриды) — так называются, по аналогии с безводными окислами (ангидридами), сернистые соединения элементов (например, Sb2S3, As2S5, SnS2, CS2 и т. п.).
- Необратимый гидролиз бинарных соединений, образованных металлом и неметаллом:
- сульфиды трехвалентных металлов вводе необратимо гидролизуются до сероводорода и и гидроксида металла:
Al2S3 + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2S
при этом возможен кислотный гидролиз, в таком случае образуются соль металла и сероводород:
Al2S3 + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2S
- гидролиз карбидов приводит к образованию гидроксида металла в водной среде, соли металла в кислой де и соответствующего углеводорода — метана, ацетилена или пропина:
Ca+2C-12 + H2O = Ca+2(OH)2 + C-12H2
Al+34C-43 + 12H2O = 4Al+3(OH)3 + 3C-4H4,
Ca3N2 + H2O =
Ca3P2 + H2O =
Mg2Si + H2O =
- Некоторые соли необратимо гидролизуются с образованием оксосолей:
BiCl3 + H2O = BiOCl + 2HCl,
SbCl3 + H2O = SbOCl + 2HCl.
Алюмокалиевые квасцы:
KAl(SO4)2 + K2S + H2O =
MgCl2 + NaНCO3 + H2O =
ZnSO4 + CsНCO3 + H2O =
CdSO4 + RbНCO3 + H2O =
CaSO4 + Rb2CO3 + H2O =
FeCl2 + Rb2CO3 + H2O =
Количественно гидролиз характеризуется величиной, называемой степенью гидролиза.
Степень гидролиза (α) — отношение количества (концентрации) соли, подвергающейся гидролизу, к общему количеству (концентрации) растворенной соли. В случае необратимого гидролиза α≅1.
Факторы, влияющие на степень гидролиза:
1. Температура
Гидролиз — эндотермическая реакция! Нагревание раствора приводит к интенсификации процесса.
Пример: изменение степени гидролиза 0,01 М CrCl3 в зависимости от температуры:
2. Концентрация соли
Чем меньше концентрация соли, тем выше степень ее гидролиза.
Пример: изменение степени гидролиза Na2CO3 в зависимости от температуры:
По этой причине для предотвращения нежелательного гидролиза хранить соли рекомендуется в концентрированном виде.
3. Добавление к реакционной смеси кислоты или щелочи
Изменяя концентрация одного из продуктов, можно смещать равновесие реакции гидролиза в ту или иную сторону.
Пройти тест по теме Гидролиз:
Здесь вы можете потренироваться в решении тестовых заданий в формате ЕГЭ по теме Гидролиз.
Тренировочные тесты в формате ЕГЭ по теме «Гидролиз» (задание 23 ЕГЭ по химии) ( с ответами)
Источник
Гидролиз (греч. hydor – вода и lysis – разрушение) – процесс расщепления молекул сложных химических веществ за счет
реакции с молекулами воды.
В химии, как и в жизни, разрушается чаще всего нестойкое и слабое (стойкое и сильное выдерживает удар). Запомните, что гидролиз
(вода) разрушает “слабое” – это правило вам очень пригодится.
Любая соль состоит из остатка основания и кислоты. Абсолютно любая:
- NaCl – производное основания NaOH и кислоты HCl
- KNO3 – производное основания KOH и кислоты HNO3
- CuSO4 – производное основания Cu(OH)2 и кислоты H2SO4
- Al3PO4 – производное основания Al(OH)3 и кислоты H3PO4
- Ca(NO2)2 – производное основания Ca(OH)2 и кислоты HNO2
Чтобы успешно решать задания по теме гидролиза и писать реакции, вам следует запомнить, какие основания и кислоты являются
слабыми, а какие – сильными.
При изучении гидролиза я рекомендую ученикам сохранить на гаджет схему, которую вы видите ниже. Для того, чтобы приобрести
нужный опыт – она незаменима. Пользуйтесь ей как можно чаще, подглядывайте в нее и она незаметно окажется в вашем
интеллектуальном составляющем 😉
По катиону, по аниону или нет гидролиза?
Итак, если в состав соли входит остаток сильного основания и остаток сильной кислоты – гидролиза не происходит. Примеры: NaCl, KBr,
CaSO4. Также гидролиза не происходит, если соль нерастворима (вне зависимости от того, чем она образована): AlPO4,
FeSO3, CaSO3.
Если в состав соли входит остаток слабого основания и остаток сильной кислоты, то гидролиз идет по катиону. Помните, что гидролиз
разрушает слабое, в данном случае – катион. Примеры: AlCl3, MgBr2, Cr2SO4, NH4NO3.
Катион NH4+ и его основание NH4OH , несмотря на растворимость, является слабым, поэтому гидролиз будет идти
по катиону в соли NH4Cl. Замечу также, что Ca(OH)2 считается растворимым основанием, поэтому гидролиза соли CaCl2
не происходит.
Если в состав соли входит остаток сильного основания и остаток слабой кислоты, то гидролиз идет по аниону. Примеры: K3PO4,
NaNO2, Ca(OCl)2, Ba(CH3COO)2, Li2SiO3.
Если соль образована остатком слабого основания и слабой кислоты, то гидролиз идет и по катиону, и по аниону. Примеры: Mg(NO2)2,
Al2S3, Cr2(SO3)3, CH3COONH4.
Самостоятельно определите тип гидролиза для CaI2, Li2SiO3, Ba(NO2)2, CuBr2, Zn(H2PO4)2.
Ниже вы найдете решение.
Среда раствора
Среда раствора может быть нейтральной, кислой или щелочной. Определяется типом гидролиза. Некоторые задания могут быть построены так, что, увидев соль,
вы должны будете определить ее тип раствора.
Обрадую вас: если вы усвоили тему гидролиза, сделать это проще простого. В случае, когда гидролиз не идет или идет и по катиону, и по аниону среда
раствора – нейтральная.
Если гидролиз идет по катиону (разрушается остаток основания) среда – кислая, если гидролиз идет по аниону (разрушается остаток кислоты), то среда
раствора будет щелочная. Изучите примеры.
Однако замечу, что в дигидрофосфатах, гидрофосфатах гидросульфитах и гидросульфатах среда всегда кислая из-за особенностей диссоциации. Примеры:
NH4H2PO4, NaHSO3, LiHSO4.
Попробуйте определить среду раствора для соединений из самостоятельного задания, которое вы только что решили.
Ниже будет располагаться решение.
С целью запутать в заданиях часто бывают даны синонимы. Так “среду раствора” могут заменить водородным показателем pH.
Запомните, что кислая среда характеризуется pH 7.
Например, в соли CaCl2 среда раствора будет нейтральной (pH=7), а в растворе AlCl3 – кислой (pH
Индикаторы (лат. indicator – указатель)
Индикатор – вещество, используемое в химии для определения среды раствора. В зависимости от среды раствора индикатор способен
менять его цвет, что наглядно отражает характер среды в определенный момент времени.
Наиболее известные и широко применяемые индикаторы: лакмус, фенолфталеиновый и метиловый оранжевый. В зависимости от среды
раствора их окраска меняется, что отражает приведенная ниже таблица.
Для тех, кто обладает хорошей зрительной памятью, будет несложно запомнить эту схему. Но что делать аудиалам и кинестетикам? 🙂
От волнения на экзамене такая таблица легко может раствориться и перепутаться в океане мыслей, поэтому своим ученикам я рекомендую
запомнить индикаторы по стихам.
Только представьте, как приятно будет прочитать стих на экзамене, и убедиться в его безошибочности. Это придаст уверенности и поднимет
настроение 😉
Лакмус
Индикатор лакмус красный
Кислоту укажет ясно.
Индикатор лакмус синий –
Щелочь здесь, не будь разиней!
Когда ж нейтральная среда,
Он фиолетовый всегда.
Фенолфталеин
Фенолфталеиновый
В щелочах малиновый
Несмотря на это –
В кислотах он без цвета.
Метиловый оранжевый
От щелочи я желт как в лихорадке
Я розовею от кислот, как от стыда
И я бросаюсь в воду без оглядки –
Здесь я оранжевый практически всегда!
© Беллевич Юрий Сергеевич 2018-2020
Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение
(в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов
без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования,
обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.
Источник
Материалы портала onx.distant.ru
Теоретическое введение
Примеры обратимого гидролиза
Случаи необратимого гидролиза
Константа и степень гидролиза
Примеры решения задач
Задачи для самостоятельного решения
Гидролиз – обменная реакция взаимодействия растворенного вещества (например, соли) с водой. Гидролиз происходит в тех случаях, когда ионы соли способны образовывать с Н+ и ОН— ионами воды малодиссоциированные электролиты.
Соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой, например, CH3COONa, Na2CO3, Na2S, KCN гидролизуются по аниону:
СН3СООNa + НОН ↔ СН3СООН + NaОН (рН > 7)
Гидролиз солей многоосновных кислот протекает ступенчато. 1 ступень:
CO32– + HOH ↔ HCO3– + OH–,
или в молекулярной форме:
Na2CO3 + HOH ↔ NaHCO3 + NaOH.
2 ступень:
НCO3– + HOH ↔ Н2CO3 + OH—,
или в молекулярной форме:
NaНCO3 + HOH ↔ H2CO3 + NaOH.
Продукты гидролиза по первой ступени подавляют вторую ступень гидролиза, в результате вторая ступень гидролиза протекает незначительно.
Соли, образованные слабым основанием и сильной кислотой, например, NH4Cl, FeCl3, Al2(SO4)3, гидролизуются по катиону:
NH4+ + HOH ↔ NH3·H2О + H+
или в молекулярной форме:
NH4Cl + HOH ↔ NH3·H2О + HCl (рН < 7).
Соли, образованные многокислотными основаниями, гидролизуются ступенчато, образуя катионы основных солей. 1 ступень:
Fe3+ + HOH ↔ FeOH2+ + H+;
FeCl3 + HOH ↔ FeOHCl2 + HCl
2 ступень:
FeOH2+ + HOH ↔ Fe(OH)2+ + H+;
FeOHCl2 + HOH ↔ Fe(OH)2Cl+ HCl.
3 ступень:
Fe(OH)2+ + HOH ↔ Fe(OH)3 + H+;
Fe(OH)2Cl + HOH ↔ Fe(OH)3+ HCl.
Гидролиз по второй и, в особенности, по третьей ступени практически не протекает при комнатной температуре.
Соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой, например, CH3COONH4, (NH4)2CO3, HCOONH4, гидролизуются и по катиону, и по аниону:
СH3COO– + NH4+ + HOH ↔ СH3COOH + NH3·H2О.
СH3COONH4 + HOH ↔ СH3COOH + NH3·H2О.
В этом случае реакция раствора зависит от соотношения констант диссоциации образующихся кислот и оснований. Поскольку в рассматриваемом примере константы диссоциации СH3COOH и NH3·H2О при 25оС примерно равны (Кд(СH3COOH) = 1,75·10–5, Кд(NH3·H2О) = 1,76·10–5), то раствор соли будет нейтральным.
При гидролизе HCOONH4 реакция раствора будет слабокислой, поскольку константа диссоциации муравьиной кислоты (Кд(HCOOН) = 1,77·10–4) больше константы диссоциации уксусной кислоты.
Соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой (например, NaNO3, KCl, Na2SO4), при растворении в воде гидролизу не подвергаются.
Гидролиз некоторых солей, образованных слабыми основаниями и слабыми кислотами, протекает необратимо. Необратимо гидролизуется, например, сульфид алюминия:
Al2S3 + 6H2O → 2Al(OH)3↓ + 3H2S↑
Следует отметить, что при смешении растворов солей гидролизующихся по аниону и катиону:
Mg2+ + HOH ↔ MgOH+ + H+,
CO32– + HOH ↔ HCO3– + OH–
Продукты гидролиза первой соли усиливают гидролиз второй соли и наоборот. В результате при смешении водных растворов сульфата магния и карбоната натрия образуется основной карбонат магния:
2MgSO4 + 2Na2CO3 + H2O → Mg2(OH)2CO3↓ + CO2↑ + 2Na2SO4
Основные карбонаты выпадают в осадок также при смешивании растворов карбонатов щелочных металлов и солей Be2+, Co2+, Ni2+, Zn2+, Pb2+, Cu2+ и др.
При сливании растворов соды и солей Fe2+, Ca2+, Sr2+, Ba2+ реакции протекают следующим образом:
МеCl2 + Na2CO3 = МеCO3↓ + 2NaCl
(Ме – Fe, Ca, Sr, Ba)
При взаимодействии солей Аl3+, Сr3+ и Fe3+ в растворе с сульфидами, карбонатами и сульфитами в результате гидролиза в осадок выпадают не сульфиды, карбонаты и сульфиты этих катионов, а их гидроксиды:
2AlCl3 + 3Na2S + 6H2O = 2Al(OH)3↓ + 3H2S↑ + 6NaCl,
2CrCl3 + 3K2CO3 + 3H2O = 2Сr(ОН)3↓ + 3СO2↑ + 6KCl,
2Fe(NO3)3 + 3Na2SO3 + 3H2O = 2Fe(ОН)3↓ + 3SO2↑ + 6NaNO3.
Следует отметить, что катион Fe3+ производит окисляющее действие на анион S2-. В результате протекает реакция:
2Fe3+ + S2- = 2Fe2+ + Sо.
Например, хлорид железа (III) реагирует с сульфидом калия:
2FeCl3 + 3K2S = 2FeS + S + 6KCl
Некоторые соли в результате гидролиза в воде образуют малорастворимые оксосоединения:
Bi(NO3)3 + H2O → BiONO3↓ + 2 HNO3,
SbCl3 + H2O → SbOCl↓ + 2HCl.
Необратимо гидролизуются в водных растворах галогенангидриды:
SO2Cl2 + 2 H2O = H2SO4 + 2 HCl,
SOCl2 + 2 H2O = H2SO3 + 2 HCl,
PCl5 + 4 H2O = H3PO4 + 5 HCl,
CrO2Cl2 + 2H2O = H2CrO4 + 2HCl.
Константа Кг и α г степень гидролиза для растворов электролитов связаны между собой уравнением, по форме совпадающим с уравнением Оствальда:
(1)
Константа гидролиза Кг может быть рассчитана на основе значений ионного произведения воды Кw и константы диссоциации Кд образующихся в результате гидролиза слабой кислоты или слабого основания:
(2)
Задача 1. Вычислите Кг, α г и рН 0,01 М раствора NH4Cl при температуре 298 К, если при указанной температуре Кд(NH3·H2O) = 1,76× 10-5.
Решение.
NH4+ + H2O ↔ NH3·H2O + H+
.
Кг ≈ Cисх(NH4Cl)·αг2.
αг2 = √(Kг / Cисх(NH4Cl))
или 2,4× 10-2 %.
[Н+] = 2,4·10–4× 0,01 = 2,4× 10–6М.
рН = — lg 2,4× 10–6 = 5,6.
Задача 2. Определите константу гидролиза, степень гидролиза и рН 0,02 М раствора НСООNa при 298 К, если при указанной температуре Кд(НСООН) = 1,77× 10–4.
Решение. Формиат натрия гидролизуется в соответствии с уравнением:
НСОО— + Н2О ↔ НСООН + ОН—.
Поскольку [НСООН] = [ОН–] и [НСОО–]·Сисх(НСООNa), то константу гидролиза можно записать следующим образом:
.
или 5,3·10-3%.
[Н+] = 10–14÷1,06× 10–6 = 9,4·10–9 М
рН = — lg 9,4× 10–9 = 8
Задача 3. Определите рН 0,006М раствора NaNO2, если α г = 7·10–3%.
Решение.
NO2– + H2O ↔ HNO2 + OH–.
[ОН–] = 0,006× 7× 10–5 = 4,2× 10–7 М.
[Н+] = 10–14:4,2× 10–7 = 2,4× 10–8 М.
рН = — lg 2,4× 10–8 = 7,6.
Задача 5. Определите рН 0,1 М раствора Na3PO4 при 298 К, если константы диссоциации ортофосфорной кислоты при указанной температуре соответственно равны: Кд.1 = 7,11× 10— 3, Kд.2 = 6,34× 10— 8, Kд.3 = 4,40× 10— 13.
Решение. Na3PO4 диссоциирует в растворе и подвергается ступенчатому гидролизу:
Na3PO4 → 3Na+ + PO43-
PO43- + H2O ↔ HPO42- + OH—
.
Следует обратить внимание на выбор “нужной” величины Кд.
HPO42- + H2O ↔ H2PO4- + OH—
H2PO4— + H2O H3PO4 + OH—
.
H2PO4— HPO42- + H+
Kдисс.2 = 6,34·10— 8
Поскольку Кг,3 < < Kд,2, то гидролиз по третьей ступени практически не идет и в растворе NaH2PO4 преобладает процесс диссоциации ионов H2PO4— .
Так как Кг,1 > > Кг,2, то можно считать, что соль подвергается гидролизу только по первой ступени.
Значит:
,
поскольку [HPO42- ] = [OH—].
Можно принять, что Сисх(Na3PO4) ≈ [PO43- ], тогда
рОН = –lg 4,76× 10— 2 = 1,32 и рН = 14 – 1,32 = 12,68.
1. Гидролиз соли Na2SO3 усилится при добавлении в раствор веществ:
| а) Н2O | б) Na2CO3 | в) NaOH |
| г) H2SO4 | д) Na2S | е) Na2SO4 |
2. Напишите уравнение реакции NiCl2 + Na2CO3 + H2O → .
3. Напишите уравнение реакции Fe2(SO4)3 + Na2CO3 + H2O→
4. Напишите уравнение реакции KCr(SO4)2 + K2S + 6H2O → .
5. Напишите уравнение реакции гидролизa BiCl3.
6. Напишите уравнение реакции гидролизa Al2(SO4)3.
7. Напишите уравнение реакции гидролизa SO2Cl2.
8. Определите рН 0,01 М раствора Na2 НPO4 при 298 К, если константы диссоциации ортофосфорной кислоты при указанной температуре соответственно равны:
К1 = 7,11× 10— 3, K2 = 6,34× 10— 8, K3 = 4,4× 10— 13.
9. При 298 К рН 0,049 М раствора KCN равен 11. Определите константу диссоциации синильной кислоты при указанной температуре.
10. Рассчитать константу гидролиза, степень гидролиза NH4NO3 в 0,18 М растворе, если рН 0,18 М раствора нитрата аммония равен 5.
Источник