Clasă: 11
Scop: A crea condiții pentru înțelegerea și înțelegerea informațiilor noi, pentru a oferi o oportunitate de a aplica în practică cunoștințele teoretice dobândite.
- Instruire:
Tip de lecție: combinată:
Metode: reproductivă, căutare parțială (euristică), problematică, lucru de laborator, explicativ - ilustrativ.
Rezultatul final al învățării.
Trebuie să știu:
- Conceptul de hidroliză.
- 4 cazuri de hidroliză.
- regulile de hidroliză.
Trebuie să fii capabil să:
- Desenați scheme de hidroliză.
- Preziceți natura mediului și efectul indicatorului asupra unei anumite soluții de sare prin compoziția sării.
În timpul orelor
eu. Organizarea timpului.
Sarcina didactică: crearea unui climat psihologic
- Buna ziua! Luați o foaie cu o scară de dispoziție și marcați-vă starea de spirit la începutul lecției. Atasamentul 1
Zâmbet! Ei bine, multumesc.
II. Pregătirea pentru a învăța material nou.
Epigraful lecției noastre vor fi cuvintele Kozma Prutkov
Rămâi mereu în alertă.
III. Actualizarea cunoștințelor elevilor.
Dar mai întâi, să ne amintim: clasificarea electroliților, înregistrarea ecuațiilor de disociere a electroliților. (La tablă, trei persoane finalizează sarcina de pe cărți.)
Sondaj frontal la clasă cu privire la următoarele întrebări:
- Ce substanțe se numesc electroliți?
- Cum numim gradul de disociere electrolitică?
- Ce substanțe se numesc acizi în termeni de TED?
- Ce substanțe se numesc baze în termeni de TED?
- Ce substanțe se numesc săruri în termeni de TED?
- Ce substanțe se numesc amfoliți?
- Ce reacții se numesc reacții de neutralizare?
Verificăm răspunsurile la tablă. (Anunțați notele.)
Bine, acum amintiți-vă ce sunt indicatorii? Ce indicatori cunoașteți?
Cum își schimbă culoarea în soluțiile de acizi, alcalii? Să verificăm răspunsurile cu tabelul.
Discuție despre experiență. (Închide un tabel cu experimente de laborator pe tablă.Anexa 3(II))
Soluția de carbonat de sodiu funcționează pe indicatori?
Folosind hârtie colorată, arătați cum se schimbă culoarea indicatoarelor. (Un elev de pe primul rând la tablă.)
Soluția de sulfat de aluminiu funcționează pe indicatoare?
(Un elev din rândul 2 de la tablă îndeplinește sarcina anterioară pentru soluția de sulfat de aluminiu).
Soluția de clorură de sodiu funcționează pe indicatoare?
(Folosind hârtie colorată, arătați în tabel, pe tablă, schimbarea culorii indicatorului).
Completați același tabel în fișele de lucru pentru toată lumea. Anexa 3 (II)
Acum comparați cele două tabele de pe tablă și trageți o concluzie despre natura mediului înconjurător al sărurilor propuse.
ΙV. Învățarea de materiale noi.
De ce pot exista medii foarte diferite în soluțiile sărate?
Subiectul lecției noastre de astăzi va ajuta la răspunsul la această întrebare. Despre ce crezi că va fi vorba? ( Elevii decid subiectul lecției.
Să încercăm să descifrăm cuvântul „HIDRO – LIZ”. Provine din două cuvinte grecești „hydor” – apă, „lysis” – descompunere, descompunere. (Propriile definiții)
HIDROLIZA SĂRURILOR este o reacție de interacțiune de schimb ionic a sărurilor cu apa, ducând la descompunerea acestora.
În această lecție, ce vom învăța? ( Împreună cu elevii formulăm scopul principal al lecției).
Ce este hidroliza, haideți să facem cunoștință cu patru cazuri de hidroliză, regulile hidrolizei. Vom învăța cum să întocmim scheme de hidroliză, să prezicem natura mediului și efectul indicatorului asupra unei anumite soluții de sare prin compoziția sării.
Sarea se disociază în ioni, iar ionii rezultați interacționează cu ionii de apă.
Să trecem la sare, Na 2 CO 3, ca rezultat al interacțiunii, care bază și ce acid au format sarea? (NaOH + H2CO3).
Amintiți-vă clasificarea electroliților
NaOH este un electrolit puternic, iar H 2 CO 3 este unul slab. Care este natura mediului înconjurător al acestei sări? Ce concluzie se poate trage?
Ca rezultat al interacțiunii, ce bază și ce acid au format o sare - AI 2 (SO 4) 3? (AI(OH)3 + H2S04). Unde este cel slab și unde este electrolitul puternic? Ce concluzionăm?
Ca rezultat al interacțiunii, ce bază și ce acid au format o sare - NaCl? (NaOH + HCI).Determină rezistența acestor electroliți.
Ce tipar ai observat? Înregistrați constatările pe foile de lucru.
Un exemplu al cărui caz de hidroliză nu a fost dat într-un experiment de laborator? ( Când o sare este formată dintr-o bază slabă și un acid slab.) Care este natura mediului în acest caz?
Înregistrați constatările pe foile de lucru. Anexa 3 (III). Vorbește-le din nou.
În funcție de direcția reacției de hidroliză, poate fi împărțită în reversibilă și ireversibilă
Conform algoritmului, ei trebuie să învețe să elaboreze scheme de ecuații de hidroliză. ( Anexa 4).
Să ne uităm la exemplul de sare, K 2 S - profesor la tablă.
În urma interacțiunii, ce bază și ce acid se formează această sare? Realizarea unei înregistrări:
1. K 2 S→KOH puternic
↓
H 2 S slab
Care este natura mediului înconjurător al acestei sări?
2. Notăm ecuația de disociere a sării: K 2 S↔2K + + S2-
3. Subliniem ionul unui electrolit slab.
4. Notăm ionul unui electrolit slab dintr-o linie nouă, adăugăm HOH la el, punem semnul ↔, notăm ionul OH -, deoarece mediu alcalin.
5. Punem semnul „+”, notăm ionul format din ionul de sare S 2– și ionul rămas din molecula de apă - HS -.
Scriem ecuația finală a hidrolizei:
K 2 S + H 2 O ↔ KOH + KHS
Ce se formează în urma hidrolizei? Deci, de ce natura mediului înconjurător este alcalină?
Înregistrați hidroliza ZnCl 2 , (toate independent în caiete, un elev la tablă).
Luați în considerare exemplul manualului Al 2 S 3 .( str.150)
Când nu este înregistrată o schemă de hidroliză? (Pentru săruri cu caracter neutru al mediului.)
Și așa am analizat patru cazuri de hidroliză.
Ne-am familiarizat cu regulile hidrolizei: acesta este un proces reversibil,
un caz special al unei reacții de schimb ionic, hidroliză mereu scurgeri prin cation sau anion slab electrolit.
Am învățat cum să elaborăm scheme de hidroliză, să prezicem natura mediului și efectul indicatorului asupra unei anumite soluții de sare prin compoziția sării.
Folosind algoritmul, întocmește în mod independent scheme pentru hidroliza sărurilor. ( Anexa 3 (IV)
După finalizare, verificăm sarcina vecinului, evaluăm lucrarea.
Minut de educație fizică
V. Consolidarea materialului studiat
Pe foaia de lucru aveți întrebări de rezolvat, le vom răspunde. ( Anexa 3(V)).
Băieți, vă rugăm să rețineți că acest subiect se găsește în temele pentru examen în toate cele trei părți. Să ne uităm la o selecție de sarcini și să stabilim ce complexitate conțin întrebările din aceste sarcini? ( Anexa 5).
Care este importanța hidrolizei substanțelor organice în industrie?
Obținerea alcoolului de hidroliză și obținerea săpunului. ( Mesajul studentului)
Băieți, vă amintiți ce obiective aveam înaintea noastră?
Am ajuns la ei?
Care este concluzia lecției?
CONCLUZII LECȚIEI.
1. Dacă sarea este formată dintr-o bază tare și un acid tare, atunci hidroliza într-o soluție de sare nu are loc, deoarece legarea ionilor nu are loc. Indicatoarele nu își schimbă culoarea.
2. Dacă sarea este formată dintr-o bază tare și un acid slab, atunci se produce hidroliza de-a lungul anionului. Mediul este alcalin.
3. Dacă se formează o sare prin neutralizarea unei baze slabe a unui metal cu un acid puternic, atunci hidroliza are loc de-a lungul cationului. Miercuri este acidă.
4. Dacă sarea este formată dintr-o bază slabă și un acid slab, atunci hidroliza poate avea loc atât de-a lungul cationului, cât și de-a lungul anionului. Indicatoarele nu își schimbă culoarea. Mediul depinde de gradul de disociere a cationului și anionului rezultat.
V. Reflecție.
Marcați-vă starea de spirit la sfârșitul lecției pe scara dispoziției. (Atasamentul 1)
S-a schimbat starea ta de spirit? Cum evaluezi cunoștințele acumulate, pe spatele răspunsului anonim, monosilabic, la 6 întrebări.
- Ești mulțumit de lecție?
- Te-a interesat?
- Ai fost activ în clasă?
- Ai reușit să arăți ceea ce ai deja și să obții altele noi?
- Ai invatat multe?
- Ce ti-a placut mai mult?
VI. Teme pentru acasă.
- § 18, p. 154 Nr. 3, 8, 11, fișe de sarcini individuale.
- Pentru a studia independent modul în care alimentele sunt hidrolizate în corpul uman ( str.154).
- Găsiți teme pe tema „Hidroliza” în materialele USE pentru 2009-2012 și completați-le în caiet.
DEFINIȚIE
sulfură de potasiu- o sare medie formata dintr-o baza tare - hidroxid de potasiu (KOH) si un acid slab - hidrogen sulfurat (H 2 S). Formula - K 2 S.
Masa molara - 110g / mol. Sunt cristale cubice incolore.
Hidroliza sulfurei de potasiu
Hidrolizat la anion. Natura mediului este alcalină. Ecuația de hidroliză arată astfel:
Primul stagiu:
K 2 S ↔ 2K + + S 2- (disocierea sării);
S 2- + HOH ↔ HS - + OH - (hidroliza anionică);
2K + + S 2- + HOH ↔ HS - + 2K + + OH - (ecuația în formă ionică);
K 2 S + H 2 O ↔ KHS + KOH (ecuația moleculară).
Al doilea pas:
KHS ↔ K + +HS - (disocierea sării);
HS - + HOH ↔H2S + OH - (hidroliza anionică);
K + + 2HS - + HOH ↔ H 2 S + K + + OH - (ecuația în formă ionică);
KHS + H 2 O ↔ H 2 S + KOH (ecuația moleculară).
Exemple de rezolvare a problemelor
EXEMPLUL 1
| Exercițiu | Sulfura de potasiu se obține prin încălzirea unui amestec de potasiu și sulf la o temperatură de 100-200 o C. Ce masă de produs de reacție se formează dacă interacționează 11 g de potasiu și 16 g de sulf? |
| Soluţie | Scriem ecuația de reacție pentru interacțiunea sulfului și potasiului: Să aflăm numărul de moli ai substanțelor inițiale folosind datele indicate în starea problemei. Masa molară a potasiului este de -39 g / mol, sulf - 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. Deficit de potasiu (υ(K)< υ(S)). Согласно уравнению υ (K 2 S) \u003d 2 × υ (K) \u003d 2 × 0,28 \u003d 0,56 mol. Găsiți masa sulfurei de potasiu (masa molară - 110 g / mol): m (K 2 S) \u003d υ (K 2 S) × M (K 2 S) \u003d 0,56 × 110 \u003d 61,6 g. |
| Răspuns | Masa sulfurei de potasiu este de 61,6 g. |
Hidroliza este interacțiunea sării cu apa, în urma căreia ionii de hidrogen ai apei se combină cu anionii reziduului acid al sării, iar ionii hidroxil cu cationul metalic al sării. Aceasta produce un acid (sau sare acidă) și o bază (sare bazică). La compilarea ecuațiilor de hidroliză, este necesar să se determine ce ioni de sare pot lega ionii de apă (H + sau OH -) într-un compus cu disociere slabă. Aceștia pot fi fie ioni slabi de acid, fie ioni slabi de bază.
Bazele puternice includ alcalii (baze ale metalelor alcaline și alcalino-pământoase): LiOH, NaOH, KOH, CsOH, FrOH, Ca (OH) 2, Ba (OH) 2, Sr (OH) 2, Ra (OH) 2. Bazele rămase sunt electroliți slabi (NH 4 OH, Fe (OH) 3, Cu (OH) 2, Pb (OH) 2, Zn (OH) 2 etc.).
Acizii puternici includ HNO3, HCI, HBr, HJ, H2S04, H2Se04, HCI03, HCI04, HMn04, H2Cr04, H2Cr207. Restul acizilor sunt electroliți slabi (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 etc.). Deoarece acizii tari și bazele tari se disociază complet în ioni în soluție, numai ionii reziduurilor acide ale acizilor slabi și ionii metalici care formează baze slabe se pot combina cu ionii de apă în compuși slab disociați. Acești electroliți slabi, prin legarea și menținerea ionilor de H + sau OH -, perturbă echilibrul dintre moleculele de apă și ionii săi, provocând o reacție acidă sau alcalină a soluției de sare. Prin urmare, acele săruri, care includ ioni ai unui electrolit slab, sunt supuse hidrolizei, adică. săruri formate:
1) un acid slab și o bază tare (de exemplu, K2SiO3);
2) o bază slabă și un acid puternic (de exemplu, CuSO4);
3) o bază slabă și un acid slab (de exemplu, CH 3 COOH 4).
Sărurile acizilor și bazelor tari nu suferă hidroliză (de exemplu, KNO 3).
Ecuațiile ionice ale reacțiilor de hidroliză sunt compilate după aceleași reguli ca și ecuațiile ionice ale reacțiilor de schimb obișnuit. Dacă sarea este formată dintr-un acid slab polibazic sau o bază slabă poliacid, atunci hidroliza are loc treptat cu formarea de săruri acide și bazice.
Exemple de rezolvare a problemelor
Exemplul 1 Hidroliza sulfurei de potasiu K 2 S.
Etapa I de hidroliză: se formează ionii HS slab disociați.
Forma moleculară a reacției:
K2S+H20=KHS+KOH
Ecuații ionice:
Forma ionică completă:
2K + +S 2- +H 2 O=K + +HS - +K + +OH -
Forma ionică scurtată:
S 2- + H 2 O \u003d HS - + OH -
pentru că ca urmare a hidrolizei într-o soluție de sare, se formează un exces de ioni OH -, apoi reacția soluției este alcalină pH> 7.
Etapa II: se formează molecule de H 2 S slab disociate.
Forma moleculară a reacției
KHS+H20=H2S+KOH
Ecuații ionice
Forma ionică completă:
K + +HS - + H 2 O \u003d H 2 S + K + + OH -
Forma ionică scurtată:
HS - + H 2 O \u003d H 2 S + OH -
Mediu alcalin, pH>7.
Exemplul 2 Hidroliza sulfatului de cupru CuSO 4 .
Etapa I de hidroliză: se formează ioni slab disociați (СuOH) +.
Forma moleculară a reacției:
2CuSO 4 + 2H 2 O \u003d 2 SO 4 + H 2 SO 4
Ecuații ionice
Forma ionică completă:
2Cu 2+ +2SO 4 2- +2H 2 O=2(CuOH) + +SO 4 2- +2H + +SO 4 2-
Forma ionică scurtată:
Cu 2+ + H 2 O \u003d (CuOH) + + H +
pentru că ca urmare a hidrolizei într-o soluție de sare, se formează un exces de ioni de H +, apoi reacția soluției este pH acid<7.
Etapa II a hidrolizei: se formează molecule de Cu(OH) 2 slab disociate.
Forma moleculară a reacției
2 SO 4 + 2H 2 O \u003d 2Cu (OH) 2 + H 2 SO 4
Ecuații ionice
Forma ionică completă:
2(CuOH) + +SO 4 2- +2H 2 O= 2Cu(OH) 2 +2H + +SO 4 2-
Forma ionică scurtată:
(CuOH) + + H 2 O \u003d Cu (OH) 2 + H +
Acid mediu, pH<7.
Exemplul 3 Hidroliza acetatului de plumb Pb(CH3COO)2.
Etapa I a hidrolizei: se formează ionii slab disociați (PbOH) + și un acid slab CH 3 COOH.
Forma moleculară a reacției:
Pb (CH 3 COO) 2 + H 2 O \u003d Pb (OH)CH 3 COO + CH 3 COOH
Ecuații ionice
Forma ionică completă:
Pb 2+ +2CH 3 COO - +H 2 O \u003d (PbOH) + +CH 3 COO - +CH 3 COOH
Forma ionică scurtată:
Pb 2+ +CH 3 COO - +H 2 O \u003d (PbOH) + +CH 3 COOH
Când soluția este fiartă, hidroliza merge practic până la sfârșit, se formează un precipitat de Pb (OH) 2
Etapa II a hidrolizei:
Pb (OH) CH 3 COO + H 2 O \u003d Pb (OH) 2 +CH 3 COOH
Interacțiunea chimică a ionilor de sare cu ionii de apă, care duce la formarea unui electrolit slab și însoțită de o modificare a pH-ului soluției, se numește hidroliza sării.
Orice sare poate fi considerată ca fiind produsul de reacție al unui acid și al unei baze. Tipul de hidroliză a sării depinde de natura bazei și a acidului care formează sarea. Există 3 tipuri de hidroliză a sărurilor.
Hidroliza anionică merge dacă sarea este formată dintr-un cation al unei baze tare și un anion al unui acid slab.
De exemplu, sarea CH3COOHa este formată din baza tare NaOH și acidul monobazic slab CH3COOH. Ionul unui electrolit slab CH 3 COO - este supus hidrolizei.
Ecuația ionico-moleculară a hidrolizei sării:
CH 3 COO - + NON "CH 3 COOH + OH -
Ionii H + apă se leagă cu anionii CH 3 COO - într-un electrolit slab CH 3 COOH, ionii OH - se acumulează în soluție, creând un mediu alcalin (pH> 7).
Ecuația moleculară a hidrolizei sării:
CH3COONa + H2O "CH3COOH + NaOH
Hidroliza sărurilor acizilor polibazici se desfășoară în etape, formând săruri acide ca produse intermediare.
De exemplu, sarea K 2 S este formată din baza tare KOH și acidul dibazic slab H 2 S. Hidroliza acestei sări se desfășoară în două etape.
Etapa 1: S 2– + HOH « HS – + OH –
K2S + H20"KHS + KOH
Etapa 2: HS - - + HOH "H 2 S + OH -
KHS + H2O «H2S + KOH
Reacţia mediului este alcalină (pH> 7), deoarece OH - ioni se acumulează în soluție. Hidroliza sării este cu atât mai puternică, cu atât constanta de disociere formată în timpul hidrolizei acidului slab este mai mică (tabelul 3). Astfel, soluțiile apoase de săruri formate dintr-o bază tare și un acid slab se caracterizează printr-o reacție alcalină a mediului.
Hidroliza prin cation merge dacă sarea este formată dintr-un cation al unei baze slabe și un anion al unui acid puternic. De exemplu, sarea CuS04 este formată din baza slabă diacid Cu(OH)2 şi acidul puternic H2SO4. Hidroliza are loc de-a lungul cationului Cu 2+ și are loc în două etape cu formarea unei sări bazice ca produs intermediar.
Etapa 1: Cu 2+ + HOH « CuOH + + H +
2CuSO 4 + 2H 2 O "(CuOH) 2 SO 4 + H 2 SO 4
Etapa 2: CuOH + + HOH « Cu (OH) 2 + H +
(CuOH) 2 SO 4 + 2H 2 O « 2Cu(OH) 2 + H 2 SO 4
Ionii de hidrogen H+ se acumulează în soluție, creând un mediu acid (pH<7). Чем меньше константа диссоциации образующегося при гидролизе основания, тем сильнее идет гидролиз.
Astfel, soluțiile apoase de săruri formate dintr-o bază slabă și un acid puternic sunt caracterizate printr-o reacție acidă a mediului.
Hidroliza prin cation și anion merge dacă sarea este formată dintr-un cation al unei baze slabe și un anion al unui acid slab. De exemplu, sarea CH3COONH4 este formată din baza slabă NH4OH și acidul slab CH3COOH. Hidroliza are loc de-a lungul cationului NH 4 + și anionului CH 3 COO -:
NH 4 + + CH 3 COO - + HOH "NH 4 OH + CH 3 COOH
Soluțiile apoase ale acestui tip de săruri, în funcție de gradul de disociere al electroliților slabi rezultați, au un mediu neutru, ușor acid sau ușor alcalin.
La amestecarea soluțiilor de săruri, cum ar fi CrCl3 și Na2S, fiecare dintre săruri este hidrolizată ireversibil până la sfârșit cu formarea unei baze slabe și a unui acid slab.
Hidroliza sării CrCl3 are loc de-a lungul cationului:
Cr 3+ + HOH « CrOH 2+ + H +
Hidroliza sării Na2S are loc de-a lungul anionului:
S 2– + HOH « HS – + OH –
La amestecarea soluțiilor de săruri CrCl 3 și Na 2 S, hidroliza fiecăreia dintre săruri este îmbunătățită reciproc, deoarece ionii H + și OH formează un electrolit slab H 2 O și echilibrul ionic al fiecărei săruri se deplasează spre formarea capătului. produse: hidroxid de crom Cr (OH) 3 și acid hidrosulfurat H 2 S.
Ecuația ionico-moleculară a hidrolizei comune a sărurilor:
2Cr 3+ + 3S 2– + 6H 2 O = 2Cr(OH) 3 ¯ + 3H 2 S
Ecuația moleculară:
2CrCl 3 + 3Na 2 S + 6H 2 O \u003d 2Cr (OH) 3 + 3H 2 S + 6NaCl
Sărurile formate din cationi de baze tari și anioni de acizi tari nu suferă hidroliză, deoarece niciunul dintre ionii de sare nu formează electroliți slabi cu ioni H + și OH. Soluțiile apoase de astfel de săruri au un mediu neutru.
O condiție prealabilă pentru apariția reacțiilor între electroliți este îndepărtarea anumitor ioni din soluție, datorită formării de substanțe slab disociate, sau substanțe eliberate din soluție sub formă de precipitat sau gaz. Pentru a reflecta corect natura și mecanismul reacțiilor de schimb ionic, ecuațiile reacției trebuie scrise în formă ion-moleculară. în careelectroliții puternici se scriu sub formă de ioni, slabi și puțin solubili - sub formă moleculară.
EXEMPLUL 5. Reacția de neutralizare. Reacție care implică electroliți puternici.
HNO 3 + NaOH = NaNO 3 + H 2 O
Ecuația ion-moleculară completă: H+ + NU 3 - + N / A+ + Oh- = N / A+ + NU 3 - + H 2 O
Scurtă ecuație ion-moleculară: H+ + Oh- = H 2 O(exprimă natura chimică a reacției).
Concluzie: în soluții de electroliți puternici, reacția are loc ca urmare a legării ionilor cu formarea unui electrolit slab(în acest caz, apă).
EXEMPLUL 6.Reacție care implică electroliți slabi.HCN + NH 4 Oh = NH 4 CN + H 2 O
: HCN + NH 4 Oh = NH 4 + + CN- + H 2 O
Reacția care implică electroliți slabi (exemplul 6) include două etape: disocierea electroliților slabi (sau puțin solubili) în ioni și legarea ionilor pentru a forma un electrolit mai slab. Deoarece procesele de descompunere în ioni și legarea ionilor sunt reversibile, reacțiile de schimb ionic sunt reversibile.
Direcția reacțiilor de schimb ionic este determinată de modificarea energiei Gibbs . O reacție poate decurge spontan numai în direcția pentru care DG< 0 până când se ajunge la o stare de echilibru, când DG = 0. O măsură cantitativă a măsurii în care o reacție decurge de la stânga la dreapta este constanta de echilibru La DIN. Pentru reacția prezentată în exemplul 6: La DIN = [ NH 4 +][ CN- ]/[ HCN][ NH 4 Oh].
Constanta de echilibru este legată de modificarea energiei Gibbs prin ecuația:
DG0 T = - 2,3 RTlgK C (15)
În cazul în care un La DIN > 1 , DG < 0 O reacție directă are loc spontan dacă La DIN < 1, DG > 0 reacția se desfășoară în sens invers.
Constanta de echilibru La DIN calculat prin constantele de disociere ale electroliților slab disociați:
La DIN =K ref. in-in /LA prod. (16)
Pentru reacția prezentată în exemplul 6, constanta de echilibru este calculată prin ecuația:
La DIN = 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 , urmări. reacția se desfășoară în direcția înainte.
Regula generală care rezultă din expresia pentru K DIN , este asta reacțiile de schimb ionic au loc în direcția unei legături mai puternice a ionilor, adică în direcția de formare a electroliților cu valori mai mici ale constantelor de disociere.
7. Hidroliza sărurilor.
Hidroliza sării este o reacție de schimb de ioni între sare și apă. Hidroliza este o reacție inversă de neutralizare: KatAn + H 2 OÛ KatOH + HAN (17)
acid de sare de bază
În funcție de puterea acidului și a bazei formate, soluția de sare devine alcalină ca urmare a hidrolizei. (pH> 7) sau acru (pH< 7).
Există patru tipuri de hidroliză:
1. Săruri ale acizilor tari și ale bazelor tari – hidroliza nu este supusă, deoarece la interacțiunea cu apa, nu se formează un electrolit slab. Prin urmare, în soluții de astfel de săruri pH=7, acestea. mediu neutru .
2. Săruri ale bazelor tari și ale acizilor slabi – hidroliza are loc de-a lungul anionului. Pentru soluțiile de săruri de baze tari și acizi polibazici, hidroliza are loc practic în prima etapă cu formarea sărurilor acide.
EXEMPLUL 7. Determinați pH-ul unei soluții centimol de sulfură de potasiu (DIN K 2 S =0,01 mol/l).
K 2 S – sare a unui acid dibazic slab H2S.
Hidroliza sării este exprimată prin ecuația:
K 2 S + H 2 OÛ KHS + KOH(se formează o sare acidă - KHS).
Ecuația reacției ionico-moleculare:
S 2- + H 2 OÛ HS - + Oh - (18)
Constanta de echilibru a reacției (constanta de hidroliză) este egală cu: La G =K H 2 O / K HS - = 10 -14 / 1,2 . 10 - 14 \u003d 0,83, adică Kg<1, urmări. echilibrul este deplasat spre stânga. Excesul rezultat de ioni OH - duce la o schimbare a naturii mediului. Cunoscând K G, puteți calcula concentrația de ioni OH - și apoi pH-ul soluției. K G \u003d. [ HS - ]/[ S 2- ].Ecuația (18) arată că = [ HS- ]. Deoarece sărurile sunt slab hidrolizate (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 .
Din ecuația (7) pH = -lg1.1. 10 - 11 = 11.
Concluzie.pentru căpH> 7, atunci mediul este alcalin.
3. Săruri ale bazelor slabe și ale acizilor tari – hidroliza are loc prin cation.
Pentru sărurile formate din acizi tari și baze poliacide, hidroliza are loc predominant în prima etapă cu formarea unei săruri bazice.
EXEMPLUL 8. Hidroliza sării clorurii de mangan (sare C = 0,01 mol/l).
MnCI 2 + H 2 OÛ MnOHCI + HCI(se formează sarea bazică de MnOHCI).
Ecuația ionico-moleculară: Mn 2+ + H 2 OÛ MnOH + + H + (prima etapă de hidroliză)
constanta de hidroliza: La G = K H 2 O / K MnOH + = 10 -14 /4 . 10 - 4 = 2,5 . 10 - 11 .
Un exces de ioni de H + duce la o schimbare a naturii mediului. Calculul pH-ului soluției se efectuează în mod analog cu exemplul 7.
Constanta de hidroliză este: La G =[ H + ] . [ MnOH + /[ Mn 2+ ]. Deoarece această sare este foarte solubilă în apă și complet disociată în ioni, atunci DIN sare =[ Mn2+ ] = 0,01 mol/l.
De aceea [ H + ] = Ö La G . [ Mn 2+ ] =Ö 2,5 . 10 - 11. 10 - 2 \u003d 5. 10 - 7, pH = 6,3.
Concluzie. pentru căpH < 7, atunci mediul este acid.
4. Săruri ale bazelor slabe și acizilor slabi- hidroliza are loc atât în cation cât şi în anion.
În cele mai multe cazuri, aceste săruri se hidrolizează complet pentru a forma o bază și un acid.
EXEMPLUL 9. Hidroliza sării de acetat de amoniu. CH 3 COONH 4 + H 2 OÛ CH 3 COOH + NH 4 Oh
Ecuația ionico-moleculară: CH 3 GÂNGURI - + NH 4 + + H 2 OÛ CH 3 COOH + NH 4 Oh .
Constanta de hidroliză este: La G = K H 2 O /LA pentru tine . La principal .
Natura mediului este determinată de puterea relativă a acidului și a bazei.
