Klasa: 11

Svrha: Stvoriti uvjete za razumijevanje i shvaćanje novih informacija, pružiti priliku za primjenu stečenog teorijskog znanja u praksi.

• Trening:

formiranje osnovnih pojmova (hidroliza, podjela soli prema jakosti kiselina i baza njihovih sastojaka, vrste hidrolize) na diferenciranoj osnovi; formiranje vještina zapisivanja jednadžbi reakcija hidrolize u molekularnom, cjelovitom i skraćenom obliku, predviđanja i objašnjavanja promjene okoliša otopine, nastanka kiselih i bazičnih soli.

U razvoju:

razvoj kreativnog mišljenja, eksperimentalnih vještina, razvoj sposobnosti postavljanja hipoteze, njezinog testiranja, utvrđivanja obrazaca, traženja novih činjenica koje bi potvrdile ispravnost postavljene hipoteze, razvoj emocionalne sfere učenika, kognitivna aktivnost, sposobnost promatranja svijeta oko sebe, razmišljanja o unutarnjoj biti onoga što su vidjeli.

Obrazovni:

formiranje vještina primjene naučenog gradiva u praktičnim situacijama, obrane vlastitih uvjerenja, rada u grupi.

Vrsta lekcije: kombinirana:

Metode: reproduktivna, djelomično pretraživačka (heuristička), problemska, laboratorijska, eksplanatorno - ilustrativna.

Krajnji rezultat učenja.

Moram znati:

1. Pojam hidrolize.
2. 4 slučaja hidrolize.
3. pravila hidrolize.

Morate moći:

1. Nacrtati sheme hidrolize.
2. Prema sastavu soli predvidite prirodu medija i djelovanje indikatora na zadanu otopinu soli.

Tijekom nastave

Ι. Organiziranje vremena.

Didaktički zadatak: stvaranje psihološke klime

- Zdravo! Uzmite list s ljestvicom raspoloženja i označite svoje raspoloženje na početku lekcije. Prilog 1

Osmijeh! Pa hvala ti.

II. Priprema za učenje novog gradiva.

Epigraf naše lekcije bit će riječi Kozma Prutkov

Uvijek budite na oprezu.

III. Obnavljanje znanja učenika.

Ali prvo se prisjetimo: klasifikacija elektrolita, snimanje jednadžbi disocijacije elektrolita. (Za pločom tri osobe ispunjavaju zadatak na karticama.)

Frontalna razredna anketa na sljedeća pitanja:

1. Koje se tvari nazivaju elektrolitima?
2. Kako nazivamo stupanj elektrolitičke disocijacije?
3. Koje se tvari nazivaju kiselinama u smislu TED-a?
4. Koje se tvari nazivaju bazama u smislu TED-a?
5. Koje se tvari nazivaju solima u smislu TED-a?
6. Koje se tvari nazivaju amfolitima?
7. Koje se reakcije nazivaju reakcijama neutralizacije?

Odgovore provjeravamo na ploči. (Objaviti ocjene.)

Dobro, sjetite se sada što su indikatori? Koje pokazatelje poznajete?

Kako mijenjaju boju u otopinama kiselina, lužina? Provjerimo odgovore tablicom.

Rasprava o iskustvu. (Objesite tablicu laboratorijskih pokusa na ploču.Prilog 3(II))

Djeluje li otopina natrijevog karbonata na indikatore?

Pomoću papira u boji pokažite kako se mijenja boja indikatora. (Jedan učenik iz 1. reda za ploču.)

Djeluje li otopina aluminijevog sulfata na indikatore?

(Jedan učenik iz 2. reda za pločom radi prethodni zadatak za otopinu aluminijevog sulfata).

Djeluje li otopina natrijevog klorida na indikatore?

(Koristeći papir u boji, pokazati u tablici, na ploči, promjenu boje indikatora).

Za sve ispunite istu tablicu u radnim listovima. Prilog 3 (II)

Sada usporedite dvije tablice na ploči i izvucite zaključak o prirodi okoliša predloženih soli.

ΙV. Učenje novog gradiva.

Zašto mogu postojati vrlo različita okruženja u otopinama soli?

Tema naše današnje lekcije pomoći će odgovoriti na ovo pitanje. Što mislite o čemu će biti riječi? ( Učenici odlučuju o temi lekcije.

Pokušajmo dešifrirati riječ "HYDRO - LIZ". Dolazi od dvije grčke riječi "hydor" - voda, "lysis" - razgradnja, raspadanje. (Vaše definicije)

HIDROLIZA SOLI je reakcija interakcije ionske izmjene soli s vodom, koja dovodi do njihove razgradnje.

U ovoj lekciji, što ćemo naučiti? ( Zajedno s učenicima formuliramo glavni cilj sata).

Što je hidroliza, upoznajmo se s četiri slučaja hidrolize, pravilima hidrolize. Naučit ćemo sastaviti sheme hidrolize, predvidjeti prirodu medija i djelovanje indikatora na zadanu otopinu soli prema sastavu soli.

Sol se disocira na ione, a nastali ioni stupaju u interakciju s ionima vode.

Osvrnimo se na sol, Na 2 CO 3, kao rezultat interakcije, koja baza i koja kiselina su stvorile sol? (NaOH + H2CO3).

Prisjetite se klasifikacije elektrolita

NaOH je jak elektrolit, a H 2 CO 3 je slab. Kakva je priroda okoliša te soli? Kakav se zaključak može izvući?

Kao rezultat međudjelovanja, koja baza i koja kiselina su stvorile sol - AI 2 (SO 4) 3? (AI(OH)3 + H2SO4). Gdje je slabi, a gdje jaki elektrolit? Što zaključujemo?

Međudjelovanjem koje baze i koje kiseline nastala je sol - NaCl? (NaOH + HCI).Odredite jakost ovih elektrolita.

Koji ste obrazac uočili? Zabilježiti nalaze na radnim listićima.

Koji primjer hidrolize nije naveden u laboratorijskom pokusu? ( Kada sol nastaje od slabe baze i slabe kiseline.) Kakva je priroda okoliša u ovom slučaju?

Zabilježiti nalaze na radnim listićima. Prilog 3 (III). Izgovorite ih ponovno.

Prema smjeru reakcije hidrolize možemo podijeliti na reverzibilne i ireverzibilne

Prema algoritmu moraju naučiti sastavljati sheme jednadžbi hidrolize. ( Dodatak 4).

Pogledajmo primjer soli, K 2 S - učitelj na ploči.

Kao rezultat međudjelovanja, koja baza i koja kiselina nastaje ova sol? Izrada zapisa:

1. K 2 S→KOH jak
↓
H 2 S slab

Kakva je priroda okoliša te soli?

2. Zapisujemo jednadžbu disocijacije soli: K 2 S↔2K + + S2-

3. Ističemo ion slabog elektrolita.

4. Ion slabog elektrolita upišemo iz novog retka, dodamo mu HOH, stavimo znak ↔, upišemo ion OH -, jer alkalna sredina.

5. Stavimo znak "+", zapišemo ion koji se sastoji od iona soli S 2– i iona koji ostaje od molekule vode - HS -.

Zapisujemo konačnu jednadžbu hidrolize:

K 2 S + H 2 O ↔ KOH + KHS

Što nastaje kao rezultat hidrolize? Pa zašto je priroda okoliša ove soli alkalna?

Rekordna hidroliza ZnCl 2 , (svi samostalno u bilježnice, jedan učenik za pločom).

Razmotrimo primjer iz udžbenika Al 2 S 3 .( str.150)

Kada se shema hidrolize ne bilježi? (Za soli s neutralnim karakterom okoline.)

I tako smo analizirali četiri slučaja hidrolize.

Upoznali smo pravila hidrolize: ovo je reverzibilan proces,

poseban slučaj reakcije ionske izmjene, hidroliza stalno curenja kationom ili anionom slab elektrolit.

Naučili smo sastaviti sheme hidrolize, predvidjeti prirodu medija i djelovanje indikatora na zadanu otopinu soli prema sastavu soli.

Pomoću algoritma samostalno izradite sheme hidrolize soli. ( Prilog 3 (IV)

Nakon završetka, provjeravamo susjedov zadatak, ocjenjujemo rad.

Minute tjelesnog odgoja

V. Učvršćivanje proučenog gradiva

Na radnom listu imate pitanja koja trebate riješiti, mi ćemo na njih odgovoriti. ( Prilog 3(V)).

Ljudi, napominjemo da se ova tema nalazi u zadatci za ispit u sva tri dijela. Pogledajmo izbor zadataka i utvrdimo kakvu složenost sadrže pitanja u tim zadacima? ( Prilog 5).

Koja je važnost hidrolize organskih tvari u industriji?

Dobivanje hidroliznog alkohola i dobivanje sapuna. ( Studentska poruka)

Dečki, sjećate se koje smo ciljeve imali pred sobom?

Jesmo li ih stigli?

Koji je zaključak lekcije?

ZAKLJUČCI LEKCIJE.

1. Ako je sol formirana od jake baze i jake kiseline, tada hidroliza u otopini soli ne dolazi, jer ne dolazi do vezanja iona. Indikatori ne mijenjaju svoju boju.

2. Ako je sol formirana od jake baze i slabe kiseline, tada dolazi do hidrolize duž aniona. Medij je alkalni.

3. Ako sol nastaje neutralizacijom slabe baze metala jakom kiselinom, tada hidroliza teče duž kationa. Srijeda je kisela.

4. Ako je sol formirana od slabe baze i slabe kiseline, hidroliza se može odvijati i uz kation i uz anion. Indikatori ne mijenjaju svoju boju. Okolina ovisi o stupnju disocijacije nastalog kationa i aniona.

V. Odraz.

Na ljestvici raspoloženja označite svoje raspoloženje na kraju lekcije. (Prilog 1)

Je li vam se raspoloženje promijenilo? Kako ocjenjujete stečeno znanje, na poleđini anonimnog, jednosložnog odgovora na 6 pitanja.

1. Jeste li zadovoljni satom?
2. Jeste li bili zainteresirani?
3. Jeste li bili aktivni u nastavi?
4. Jeste li uspjeli pokazati ono što već imate i nabaviti novo?
5. Jeste li puno naučili?
6. Što vam se više svidjelo?

VI. Domaća zadaća.

• § 18, p. 154 br. 3, 8, 11, pojedinačne kartice zadataka.
• Samostalno proučavati kako se hrana hidrolizira u ljudskom tijelu ( str.154).
• Pronađite zadatke na temu "Hidroliza" u USE materijalima za 2009-2012 i ispunite ih u svojoj bilježnici.

DEFINICIJA

kalijev sulfid- prosječna sol koju čine jaka baza - kalijev hidroksid (KOH) i slaba kiselina - sumporovodik (H 2 S). Formula - K 2 S.

Molarna masa - 110 g / mol. To su bezbojni kubični kristali.

Hidroliza kalijevog sulfida

Hidroliziran na anionu. Priroda medija je alkalna. Jednadžba hidrolize izgleda ovako:

Prva razina:

K 2 S ↔ 2K + + S 2- (disocijacija soli);

S 2- + HOH ↔ HS - + OH - (anionska hidroliza);

2K + + S 2- + HOH ↔ HS - + 2K + + OH - (jednadžba u ionskom obliku);

K 2 S + H 2 O ↔ KHS + KOH (molekulska jednadžba).

Drugi korak:

KHS ↔ K + +HS - (disocijacija soli);

HS - + HOH ↔H 2 S + OH - (anionska hidroliza);

K + + 2HS - + HOH ↔ H 2 S + K + + OH - (jednadžba u ionskom obliku);

KHS + H 2 O ↔ H 2 S + KOH (molekulska jednadžba).

Primjeri rješavanja problema

PRIMJER 1

Vježbajte	Kalijev sulfid dobiva se zagrijavanjem smjese kalija i sumpora na temperaturi od 100-200 o C. Kolika masa produkta reakcije nastaje ako međudjelovaju 11 g kalija i 16 g sumpora?
Riješenje	Napišemo jednadžbu reakcije za interakciju sumpora i kalija: Nađimo broj molova polaznih tvari pomoću podataka navedenih u uvjetu zadatka. Molarna masa kalija je -39 g / mol, sumpora - 32 g / mol. υ (K) \u003d m (K) / M (K) \u003d 11/39 \u003d 0,28 mol; υ (S) \u003d m (S) / M (S) \u003d 16/32 \u003d 0,5 mol. Nedostatak kalija (υ(K)< υ(S)). Согласно уравнению υ (K 2 S) \u003d 2 × υ (K) = 2 × 0,28 = 0,56 mol. Pronađite masu kalijevog sulfida (molarna masa - 110 g / mol): m (K 2 S) \u003d υ (K 2 S) × M (K 2 S) \u003d 0,56 × 110 = 61,6 g.
Odgovor	Masa kalijevog sulfida je 61,6 g.

Hidroliza je međudjelovanje soli s vodom, uslijed čega se vodikovi ioni vode spajaju s anionima kiselinskog ostatka soli, a hidroksilni ioni s metalnim kationom soli. Ovo proizvodi kiselinu (ili kiselu sol) i bazu (bazičnu sol). Pri sastavljanju jednadžbi hidrolize potrebno je utvrditi koji ioni soli mogu vezati ione vode (H + ili OH -) u spoj koji slabo disocira. To mogu biti ioni slabe kiseline ili ioni slabe baze.

U jake baze spadaju lužine (baze alkalnih i zemnoalkalijskih metala): LiOH, NaOH, KOH, CsOH, FrOH, Ca (OH) 2, Ba (OH) 2, Sr (OH) 2, Ra (OH) 2. Preostale baze su slabi elektroliti (NH 4 OH, Fe (OH) 3, Cu (OH) 2, Pb (OH) 2, Zn (OH) 2 itd.).

Jake kiseline uključuju HNO 3 , HCl, HBr, HJ, H 2 SO 4 , H 2 SeO 4 , HClO 3 , HCLO 4 , HMnO 4 , H 2 CrO 4 , H 2 Cr 2 O 7 . Ostatak kiselina su slabi elektroliti (H 2 CO 3, H 2 SO 3, H 2 SiO 3, H 2 S, HCN, CH 3 COOH, HNO 2, H 3 PO 4 itd.). Budući da jake kiseline i jake baze potpuno disociraju na ione u otopini, samo ioni kiselih ostataka slabih kiselina i metalni ioni koji tvore slabe baze mogu se povezati s ionima vode u slabo disocirajuće spojeve. Ovi slabi elektroliti, vežući i zadržavajući H + ili OH - ione, remete ravnotežu između molekula vode i njezinih iona, uzrokujući kiselu ili alkalnu reakciju otopine soli. Stoga se one soli koje uključuju ione slabog elektrolita podvrgavaju hidrolizi, tj. nastale soli:

1) slaba kiselina i jaka baza (na primjer, K 2 SiO 3);

2) slaba baza i jaka kiselina (na primjer, CuSO 4);

3) slaba baza i slaba kiselina (na primjer, CH 3 COOH 4).

Soli jakih kiselina i jakih baza ne podliježu hidrolizi (na primjer, KNO 3).

Ionske jednadžbe reakcija hidrolize sastavljaju se prema istim pravilima kao i ionske jednadžbe običnih reakcija izmjene. Ako sol tvori višebazna slaba kiselina ili višekisela slaba baza, tada se hidroliza odvija postupno uz stvaranje kiselih i bazičnih soli.

Primjeri rješavanja problema

Primjer 1 Hidroliza kalijevog sulfida K 2 S.

I stupanj hidrolize: nastaju slabo disocirajući ioni HS – .

Molekularni oblik reakcije:

K2S+H20=KHS+KOH

Ionske jednadžbe:

Potpuni ionski oblik:

2K + +S 2- +H 2 O=K + +HS - +K + +OH -

Skraćeni ionski oblik:

S 2- + H 2 O \u003d HS - + OH -

Jer kao rezultat hidrolize u otopini soli nastaje višak OH - iona, tada je reakcija otopine alkalna pH> 7.

Stadij II: nastaju slabo disocirajuće molekule H 2 S.

Molekularni oblik reakcije

KHS+H2O=H2S+KOH

Ionske jednadžbe

Potpuni ionski oblik:

K + +HS - + H 2 O \u003d H 2 S + K + + OH -

Skraćeni ionski oblik:

HS - + H 2 O \u003d H 2 S + OH -

Alkalna sredina, pH>7.

Primjer 2 Hidroliza bakrenog sulfata CuSO 4 .

I stupanj hidrolize: nastaju slabo disocirajući ioni (SuOH) +.

Molekularni oblik reakcije:

2CuSO 4 + 2H 2 O \u003d 2 SO 4 + H 2 SO 4

Ionske jednadžbe

Potpuni ionski oblik:

2Cu 2+ +2SO 4 2- +2H 2 O=2(CuOH) + +SO 4 2- +2H + +SO 4 2-

Skraćeni ionski oblik:

Cu 2+ + H 2 O \u003d (CuOH) + + H +

Jer kao rezultat hidrolize u otopini soli nastaje višak H + iona, tada je reakcija otopine kisela pH<7.

II stupanj hidrolize: nastaju slabo disocirajuće molekule Cu(OH) 2 .

Molekularni oblik reakcije

2 SO 4 + 2 H 2 O \u003d 2Cu (OH) 2 + H 2 SO 4

Ionske jednadžbe

Potpuni ionski oblik:

2(CuOH) + +SO 4 2- +2H 2 O= 2Cu(OH) 2 +2H + +SO 4 2-

Skraćeni ionski oblik:

(CuOH) + + H 2 O \u003d Cu (OH) 2 + H +

Srednje kiselo, pH<7.

Primjer 3 Hidroliza olovnog acetata Pb(CH 3 COO) 2 .

I stupanj hidrolize: nastaju slabo disocirajući ioni (PbOH) + i slaba kiselina CH 3 COOH.

Molekularni oblik reakcije:

Pb (CH 3 COO) 2 + H 2 O \u003d Pb (OH) CH 3 COO + CH 3 COOH

Ionske jednadžbe

Potpuni ionski oblik:

Pb 2+ +2CH 3 COO - +H 2 O \u003d (PbOH) + +CH 3 COO - +CH 3 COOH

Skraćeni ionski oblik:

Pb 2+ +CH3COO - +H2O \u003d (PbOH) + +CH3COOH

Kada otopina prokuha, hidroliza ide praktički do kraja, nastaje talog Pb (OH) 2

II faza hidrolize:

Pb (OH) CH 3 COO + H 2 O \u003d Pb (OH) 2 + CH 3 COOH

Kemijska interakcija iona soli s ionima vode, koja dovodi do stvaranja slabog elektrolita i prati promjenu pH otopine, naziva se hidroliza soli.

Svaka sol se može smatrati proizvodom reakcije kiseline i baze. Vrsta hidrolize soli ovisi o prirodi baze i kiseline koje tvore sol. Postoje 3 vrste hidrolize soli.

Anionska hidroliza ide ako je sol nastala kationom jake baze i anionom slabe kiseline.

Na primjer, sol CH 3 COOHa nastaje od jake baze NaOH i slabe jednobazne kiseline CH 3 COOH. Ion slabog elektrolita CH 3 COO - podvrgava se hidrolizi.

Ionsko-molekularna jednadžba hidrolize soli:

CH 3 COO - + NON "CH 3 COOH + OH -

Ioni H + vode vežu se s anionima CH 3 COO - u slabi elektrolit CH 3 COOH, ioni OH - akumuliraju se u otopini, stvarajući alkalni okoliš (pH> 7).

Molekularna jednadžba hidrolize soli:

CH3COONa + H2O"CH3COOH + NaOH

Hidroliza soli polibazičnih kiselina odvija se u fazama, stvarajući kisele soli kao međuprodukte.

Na primjer, sol K 2 S formirana je od jake baze KOH i slabe dibazične kiseline H 2 S. Hidroliza ove soli odvija se u dva stupnja.

Faza 1: S 2– + HOH « HS – + OH –

K 2 S + H 2 O "KHS + KOH

Faza 2: HS - - + HOH "H 2 S + OH -

KHS + H2O « H2S + KOH

Reakcija medija je alkalna (pH> 7), jer OH - ioni se nakupljaju u otopini. Hidroliza soli je to jača što je konstanta disocijacije nastala tijekom hidrolize slabe kiseline manja (tablica 3). Dakle, vodene otopine soli formirane od jake baze i slabe kiseline karakteriziraju alkalna reakcija medija.

Hidroliza kationom ide ako je sol nastala kationom slabe baze i anionom jake kiseline. Na primjer, sol CuSO 4 tvore slaba dvokiselinska baza Cu(OH) 2 i jaka kiselina H 2 SO 4 . Hidroliza se odvija duž Cu 2+ kationa i odvija se u dva stupnja uz stvaranje bazične soli kao međuproizvoda.

Faza 1: Cu 2+ + HOH « CuOH + + H +

2CuSO 4 + 2H 2 O" (CuOH) 2 SO 4 + H 2 SO 4

Faza 2: CuOH + + HOH « Cu (OH) 2 + H +

(CuOH) 2 SO 4 + 2H 2 O « 2Cu(OH) 2 + H 2 SO 4

Vodikovi ioni H + nakupljaju se u otopini, stvarajući kiselu okolinu (pH<7). Чем меньше константа диссоциации образующегося при гидролизе основания, тем сильнее идет гидролиз.

Dakle, vodene otopine soli koje tvore slaba baza i jaka kiselina karakterizira kisela reakcija medija.

Hidroliza kationom i anionom ide ako je sol nastala kationom slabe baze i anionom slabe kiseline. Na primjer, sol CH 3 COONH 4 nastaje od slabe baze NH 4 OH i slabe kiseline CH 3 COOH. Hidroliza se odvija duž kationa NH 4 + i aniona CH 3 COO -:

NH 4 + + CH 3 COO - + HOH "NH 4 OH + CH 3 COOH

Vodene otopine ove vrste soli, ovisno o stupnju disocijacije nastalih slabih elektrolita, imaju neutralnu, blago kiselu ili blago alkalnu sredinu.

Kod miješanja otopina soli, kao što su CrCl 3 i Na 2 S, svaka od soli se ireverzibilno hidrolizira do kraja uz stvaranje slabe baze i slabe kiseline.

Hidroliza soli CrCl 3 odvija se duž kationa:

Cr 3+ + HOH « CrOH 2+ + H +

Hidroliza soli Na 2 S odvija se duž aniona:

S 2– + HOH « HS – + OH –

Kod miješanja otopina soli CrCl 3 i Na 2 S, hidroliza svake od soli se međusobno pojačava, budući da ioni H + i OH tvore slabi elektrolit H 2 O, a ionska ravnoteža svake soli pomiče se prema stvaranju kraja proizvodi: kromov hidroksid Cr (OH) 3 i hidrosulfidna kiselina H 2 S.

Ionsko-molekularna jednadžba zajedničke hidrolize soli:

2Cr 3+ + 3S 2– + 6H 2 O = 2Cr(OH) 3 ¯ + 3H 2 S

Molekularna jednadžba:

2CrCl 3 + 3Na 2 S + 6H 2 O \u003d 2Cr (OH) 3 + 3H 2 S + 6NaCl

Soli formirane od kationa jakih baza i aniona jakih kiselina ne podliježu hidrolizi, budući da nijedan od iona soli ne tvori slabe elektrolite s H + i OH ionima. Vodene otopine takvih soli imaju neutralnu okolinu.

Preduvjet za odvijanje reakcija između elektrolita je uklanjanje određenih iona iz otopine, zbog stvaranja slabo disocirajućih tvari, odnosno tvari koje se oslobađaju iz otopine u obliku taloga ili plina. Da bi se ispravno prikazala bit i mehanizam reakcija ionske izmjene, jednadžbe reakcija moraju biti napisane u ionsko-molekularnom obliku. pri čemujaki elektroliti zapisani su u obliku iona, slabi i slabo topljivi - u molekularnom obliku.

PRIMJER 5. Reakcija neutralizacije. Reakcija koja uključuje jake elektrolite.

HNO 3 + NaOH = NaNO 3 + H 2 O

Potpuna ionsko-molekularna jednadžba: H+ + NE 3 - + Na+ + Oh- = Na+ + NE 3 - + H 2 O

Kratka ionsko-molekularna jednadžba: H+ + Oh- = H 2 O(izražava kemijsku prirodu reakcije).

Zaključak: u otopinama jakih elektrolita reakcija se odvija kao rezultat vezanja iona uz stvaranje slabog elektrolita(u ovom slučaju voda).

PRIMJER 6.Reakcija koja uključuje slabe elektrolite.HCN + NH 4 Oh = NH 4 CN + H 2 O

: HCN + NH 4 Oh = NH 4 + + CN- + H 2 O

Reakcija koja uključuje slabe elektrolite (primjer 6) uključuje dvije faze: disocijaciju slabih (ili slabo topljivih) elektrolita u ione i vezanje iona u slabiji elektrolit. Budući da su procesi razgradnje na ione i vezanja iona reverzibilni, reakcije ionske izmjene su reverzibilne.

Smjer reakcija ionske izmjene određen je promjenom Gibbsove energije . Reakcija se može odvijati spontano samo u smjeru za koji DG< 0 dok se ne postigne stanje ravnoteže, kada DG = 0. Kvantitativna mjera opsega u kojem se reakcija odvija slijeva nadesno je konstanta ravnoteže Do IZ. Za reakciju prikazanu u primjeru 6: Do IZ = [ NH 4 +][ CN- ]/[ HCN][ NH 4 Oh].

Konstanta ravnoteže povezana je s promjenom Gibbsove energije jednadžbom:

DG0 T = - 2,3 RTlgK C (15)

Ako a Do IZ > 1 , DG < 0 Izravna reakcija odvija se spontano ako Do IZ < 1, DG > 0 reakcija se odvija u suprotnom smjeru.

Konstanta ravnoteže Do IZ izračunato preko konstanti disocijacije slabo disocirajućih elektrolita:

Do IZ =K ref. u-u /DO proizvod (16)

Za reakciju prikazanu u primjeru 6, konstanta ravnoteže izračunava se jednadžbom:

Do IZ = K HCN . K NH 4 Oh / K H 2 O\u003d 4.9.10-9.!, 76.10-5 / 1014 \u003d 8.67.K C\u003e 1 , staza. reakcija se odvija u smjeru naprijed.

Opće pravilo koje proizlazi iz izraza za K IZ , je li to reakcije ionske izmjene teku u smjeru jačeg vezanja iona, t.j. u smjeru stvaranja elektrolita s nižim vrijednostima konstanti disocijacije.

7. Hidroliza soli.

Hidroliza soli je reakcija ionske izmjene između soli i vode. Hidroliza je obrnuta reakcija neutralizacije: KatAn + H 2 OÛ KatOH + HAN (17)

sol baza kiselina

Ovisno o jačini nastale kiseline i baze, otopina soli postaje alkalna kao rezultat hidrolize. (pH> 7) ili kiselo (pH< 7).

Postoje četiri vrste hidrolize:

1. Soli jakih kiselina i jakih baza – hidroliza nije podvrgnuta, budući da u interakciji s vodom ne nastaje slabi elektrolit. Stoga se u otopinama takvih soli pH=7, oni. srednje neutralan .

2. Soli jakih baza i slabih kiselina – hidroliza se odvija duž aniona. Za otopine soli jakih baza i polibazičnih kiselina, hidroliza se odvija praktički u prvoj fazi s stvaranjem kiselih soli.

PRIMJER 7. Odredite pH centimolne otopine kalijevog sulfida (IZ K 2 S =0,01 mol/l).

K 2 S – sol slabe dibazične kiseline H2S.

Hidroliza soli izražava se jednadžbom:

K 2 S + H 2 OÛ KHS + KOH(nastaje kisela sol – KHS).

Jednadžba ionsko-molekularne reakcije:

S 2- + H 2 OÛ HS - + Oh - (18)

Konstanta ravnoteže reakcije (konstanta hidrolize) jednaka je: Do G =K H 2 O / K HS - = 10 -14 / 1.2. 10 - 14 \u003d 0,83, tj. K g<1, staza. ravnoteža je pomaknuta ulijevo. Rezultirajući višak OH - iona dovodi do promjene u prirodi medija. Poznavajući K G, možete izračunati koncentraciju OH - iona, a zatim i pH otopine K G \u003d. [ HS - ]/[ S 2- ] Jednadžba (18) pokazuje da = [ HS- ]. Budući da su soli slabo hidrolizirane (K G< 1), то можно принять, что = 0,01моль/л, тогда = Ö К Г. = Ö 0,83 . 10 -2 = 9 . 10 - 2 . Из уравнения (6) =10-14/[ OH-]=10 -14 /9 . 10 - 2 = 1,1 . 10 - 11 .

Iz jednadžbe (7) pH = -lg1,1. 10 - 11 = 11.

Zaključak.JerpH> 7, onda je okolina alkalna.

3. Soli slabih baza i jakih kiselina – hidroliza se odvija kroz kation.

Za soli koje tvore jake kiseline i polikisele baze, hidroliza se uglavnom odvija u prvom stupnju s nastankom bazične soli.

PRIMJER 8. Hidroliza soli mangan klorida (C sol = 0,01 mol/l).

MnCI 2 + H 2 OÛ MnOHCI + HCI(nastaje bazična MnOHCI sol).

Ionsko-molekularna jednadžba: Mn 2+ + H 2 OÛ MnOH + + H + (prvi korak hidrolize)

Konstanta hidrolize: Do G = K H 2 O / K MnOH + = 10 -14 /4 . 10 - 4 = 2,5 . 10 - 11 .

Višak H + iona dovodi do promjene u prirodi medija. Izračunavanje pH otopine provodi se analogno primjeru 7.

Konstanta hidrolize je: Do G =[ H + ] . [ MnOH + /[ Mn 2+ ]. Budući da je ova sol visoko topljiva u vodi i potpuno disocirana na ione, onda IZ sol =[ Mn2+ ] = 0,01 mol/l.

Zato [ H + ] = Ö Do G . [ Mn 2+ ] =Ö 2,5 . 10 - 11. 10 - 2 \u003d 5. 10-7, pH = 6,3.

Zaključak. JerpH < 7, onda je okolina kisela.

4. Soli slabih baza i slabih kiselina- hidroliza se događa i u kationu i u anionu.

U većini slučajeva, te se soli potpuno hidroliziraju u bazu i kiselinu.

PRIMJER 9. Hidroliza soli amonijevog acetata. CH 3 COONH 4 + H 2 OÛ CH 3 COOH + NH 4 Oh

Ionsko-molekularna jednadžba: CH 3 GUGUTATI - + NH 4 + + H 2 OÛ CH 3 COOH + NH 4 Oh .

Konstanta hidrolize je: Do G = K H 2 O /DO tebi . Do glavni .

Priroda medija određena je relativnom jakošću kiseline i baze.