Trieda: 11

Cieľ: Vytvárať podmienky na pochopenie a porozumenie novým informáciám, poskytnúť možnosť aplikovať získané teoretické poznatky v praxi.

• Školenie:

tvorba základných pojmov (hydrolýza, klasifikácia solí podľa sily kyseliny a zásady ich zložiek, typy hydrolýzy) na diferencovanom základe; formovanie zručností zapisovať rovnice hydrolytických reakcií v molekulárnej, úplnej a skrátenej forme, predpovedať a vysvetliť zmenu prostredia roztoku, tvorbu kyslých a zásaditých solí.

vyvíja sa:

rozvoj tvorivého myslenia, experimentálnych zručností, rozvoj schopnosti predkladať hypotézu, testovať ju, vytvárať vzorce, hľadať nové skutočnosti, ktoré by potvrdili správnosť predloženej hypotézy, rozvoj emocionálnej sféry študentov, kognitívna činnosť, schopnosť pozorovať svet okolo seba, premýšľať o vnútornej podstate toho, čo vidia.

Vzdelávacie:

formovanie zručností aplikovať naštudovaný materiál v praktických situáciách, brániť svoje presvedčenie, pracovať v skupine.

Typ lekcie: kombinovaná:

Metódy: reprodukčné, čiastočne rešeršné (heuristické), problémové, laboratórne práce, výkladové - názorné.

Konečný výsledok učenia.

Potreba vedieť:

1. Pojem hydrolýza.
2. 4 prípady hydrolýzy.
3. pravidlá hydrolýzy.

Musíte byť schopní:

1. Nakreslite schémy hydrolýzy.
2. Predpovedajte povahu média a vplyv indikátora na daný soľný roztok podľa zloženia soli.

Počas vyučovania

ja. Organizovanie času.

Didaktická úloha: vytváranie psychologickej klímy

- Ahoj! Vezmite si hárok so stupnicou nálady a poznačte si svoju náladu na začiatku hodiny. Príloha 1

Usmievajte sa! Ďakujem.

II. Príprava na učenie sa nového materiálu.

Epigrafom našej lekcie budú slová Kozma Prutkov

Vždy buďte v strehu.

III. Aktualizácia vedomostí žiakov.

Najprv si však pripomeňme: klasifikáciu elektrolytov, zaznamenávanie rovníc disociácie elektrolytov. (Na tabuli plnia úlohu na kartách traja ľudia.)

Prieskum frontovej triedy na nasledujúce otázky:

1. Aké látky sa nazývajú elektrolyty?
2. Ako nazývame stupeň elektrolytickej disociácie?
3. Aké látky sa v zmysle TED nazývajú kyseliny?
4. Aké látky sa v zmysle TED nazývajú zásady?
5. Aké látky sa v zmysle TED nazývajú soli?
6. Aké látky sa nazývajú amfolyty?
7. Aké reakcie sa nazývajú neutralizačné reakcie?

Odpovede kontrolujeme na tabuli. (Oznámte známky.)

Dobre, teraz si spomeňte, aké sú ukazovatele? Aké ukazovatele poznáte?

Ako menia farbu v roztokoch kyselín, zásad? Skontrolujme odpovede pomocou tabuľky.

Diskusia o skúsenostiach. (Zaveste na tabuľu tabuľku laboratórnych experimentov.príloha 3(II))

Funguje roztok uhličitanu sodného na indikátory?

Pomocou farebného papiera ukážte, ako sa mení farba indikátorov. (Jeden žiak z 1. radu pri tabuli.)

Funguje roztok síranu hlinitého na indikátory?

(Jeden žiak z 2. radu pri tabuli plní predchádzajúcu úlohu pre roztok síranu hlinitého).

Funguje roztok chloridu sodného na indikátory?

(Pomocou farebného papiera ukážte v tabuľke na tabuli zmenu farby indikátora).

Vyplňte rovnakú tabuľku v pracovných listoch pre všetkých. príloha 3 (II)

Teraz porovnajte dve tabuľky na tabuli a urobte záver o povahe prostredia navrhovaných solí.

ΙV. Učenie sa nového materiálu.

Prečo môžu byť v soľných roztokoch veľmi odlišné prostredia?

Téma našej dnešnej lekcie pomôže odpovedať na túto otázku. Čo myslíte, o čom bude? ( O téme hodiny rozhodujú študenti.

Skúsme rozlúštiť slovo "HYDRO - LIZ". Pochádza z dvoch gréckych slov „hydor“ – voda, „lysis“ – rozklad, rozklad. (Vaše vlastné definície)

HYDROLYZA SOLI je reakcia iónomeničovej interakcie solí s vodou, ktorá vedie k ich rozkladu.

Čo sa v tejto lekcii naučíme? ( Spolu so žiakmi formulujeme hlavný cieľ hodiny).

Čo je hydrolýza, zoznámime sa so štyrmi prípadmi hydrolýzy, pravidlami hydrolýzy. Naučíme sa zostavovať schémy hydrolýzy, predpovedať povahu média a vplyv indikátora na daný soľný roztok podľa zloženia soli.

Soľ sa disociuje na ióny a výsledné ióny interagujú s iónmi vody.

Prejdime k soli, Na 2 CO 3, ako výsledok interakcie, ktorá zásada a ktorá kyselina vytvorila soľ? (NaOH + H2C03).

Spomeňte si na klasifikáciu elektrolytov

NaOH je silný elektrolyt a H2CO3 je slabý. Aký je charakter prostredia tejto soli? Aký záver možno vyvodiť?

Ktorá zásada a ktorá kyselina vytvorili v dôsledku interakcie soľ - AI 2 (SO 4) 3? (AI(OH)3 + H2S04). Kde je slabý a kde silný elektrolyt? Čo z toho vyvodíme?

Ktorá zásada a ktorá kyselina vytvorili v dôsledku interakcie soľ - NaCl? (NaOH + HCl) Určte silu týchto elektrolytov.

Aký vzor ste si všimli? Zaznamenajte zistenia do pracovných listov.

Príklad, ktorý prípad hydrolýzy nebol uvedený v laboratórnom experimente? ( Keď soľ tvorí slabá zásada a slabá kyselina.) Aký je charakter prostredia v tomto prípade?

Zaznamenajte zistenia do pracovných listov. príloha 3 (III). Vyslovte ich znova.

Podľa smeru hydrolýzy možno reakciu rozdeliť na reverzibilné a nevratné

Podľa algoritmu sa musia naučiť zostavovať schémy hydrolýznych rovníc. ( Dodatok 4).

Pozrime sa na príklad soli, K 2 S - učiteľ pri tabuli.

V dôsledku interakcie, aká zásada a aká kyselina táto soľ vzniká? Vytvorenie záznamu:

1. K 2 S→KOH silný
↓
H 2 S slabý

Aký je charakter prostredia tejto soli?

2. Zapíšeme rovnicu disociácie soli: K 2 S↔2K + + S2-

3. Zdôrazňujeme ión slabého elektrolytu.

4. Z nového riadku zapíšeme ión slabého elektrolytu, pridáme k nemu HOH, dáme znamienko ↔, zapíšeme ión OH -, pretože alkalické prostredie.

5. Dáme znamienko „+“, zapíšeme ión pozostávajúci z iónu soli S 2– a ión zostávajúci z molekuly vody - HS -.

Napíšeme konečnú rovnicu hydrolýzy:

K 2 S + H 2 O ↔ KOH + KHS

Čo vzniká v dôsledku hydrolýzy? Prečo je teda povaha prostredia tejto soli zásaditá?

Zaznamenajte hydrolýzu ZnCl2, (všetci samostatne v zošitoch, jeden žiak pri tabuli).

Zoberme si učebnicový príklad Al 2 S 3 .( str. 150)

Kedy sa schéma hydrolýzy nezaznamenáva? (Pre soli s neutrálnym charakterom prostredia.)

A tak sme analyzovali štyri prípady hydrolýzy.

Zoznámili sme sa s pravidlami hydrolýzy: ide o reverzibilný proces,

špeciálny prípad iónomeničovej reakcie, hydrolýza vždy úniky katiónom alebo aniónom slabý elektrolyt.

Naučili sme sa zostavovať schémy hydrolýzy, predpovedať povahu média a vplyv indikátora na daný soľný roztok podľa zloženia soli.

Pomocou algoritmu nezávisle zostavte schémy hydrolýzy solí. ( príloha 3 (IV)

Po dokončení skontrolujeme susedovu úlohu, vyhodnotíme prácu.

Minúta telesnej výchovy

V. Konsolidácia študovaného materiálu

V pracovnom liste máte otázky na opravu, my na ne odpovieme. ( príloha 3(V)).

Chlapci, upozorňujeme, že táto téma sa nachádza v zadaní na skúšku vo všetkých troch častiach. Pozrime sa na výber úloh a určíme, akú zložitosť obsahujú otázky v týchto úlohách? ( príloha 5).

Aký význam má hydrolýza organických látok v priemysle?

Získanie hydrolyzačného alkoholu a získanie mydla. ( Študentská správa)

Chlapci, pamätáte si, aké ciele sme mali pred nami?

Dosiahli sme ich?

Aký je záver lekcie?

ZÁVERY LEKCIE.

1. Ak je soľ tvorená silnou zásadou a silnou kyselinou, potom k hydrolýze v soľnom roztoku nedochádza, pretože nedochádza k väzbe iónov. Indikátory nemenia svoju farbu.

2. Ak je soľ tvorená silnou zásadou a slabou kyselinou, potom nastáva hydrolýza pozdĺž aniónu. Médium je alkalické.

3. Ak soľ vznikne neutralizáciou slabej zásady kovu silnou kyselinou, potom hydrolýza prebieha pozdĺž katiónu. Streda je kyslá.

4. Ak je soľ tvorená slabou zásadou a slabou kyselinou, potom hydrolýza môže prebiehať pozdĺž katiónu aj aniónu. Indikátory nemenia svoju farbu. Prostredie závisí od stupňa disociácie výsledného katiónu a aniónu.

V. Úvaha.

Poznačte si svoju náladu na konci hodiny na stupnici nálady. (Príloha 1)

Zmenila sa vám nálada? Ako hodnotíte získané vedomosti, na zadnej strane anonymnej, jednoslabičnej odpovede na 6 otázok.

1. Si spokojný s lekciou?
2. Mali ste záujem?
3. Boli ste v triede aktívni?
4. Podarilo sa vám ukázať, čo už máte a získať nové?
5. Naučili ste sa veľa?
6. čo sa ti páčilo viac?

VI. Domáca úloha.

• § 18, str.154 č.3, 8, 11, karty jednotlivých úloh.
• Nezávisle študovať, ako sa potraviny hydrolyzujú v ľudskom tele ( str.154).
• Nájdite zadania na tému „Hydrolýza“ v materiáloch USE na roky 2009-2012 a vyplňte ich vo svojom notebooku.

DEFINÍCIA

sulfid draselný- priemerná soľ tvorená silnou zásadou - hydroxidom draselným (KOH) a slabou kyselinou - sírovodíkom (H 2 S). Vzorec - K 2 S.

Molová hmotnosť - 110g / mol. Ide o bezfarebné kubické kryštály.

Hydrolýza sulfidu draselného

Hydrolyzovaný na anióne. Charakter média je zásaditý. Rovnica hydrolýzy vyzerá takto:

Prvé štádium:

K2S ↔ 2K + + S 2- (disociácia soli);

S 2- + HOH ↔ HS - + OH - (aniónová hydrolýza);

2K + + S 2- + HOH ↔ HS - + 2K + + OH - (rovnica v iónovej forme);

K 2 S + H 2 O ↔ KHS + KOH (molekulárna rovnica).

Druhý krok:

KHS ↔ K + +HS - (disociácia soli);

HS - + HOH ↔H 2 S + OH - (aniónová hydrolýza);

K + + 2HS - + HOH ↔ H 2 S + K + + OH - (rovnica v iónovej forme);

KHS + H 2 O ↔ H 2 S + KOH (molekulárna rovnica).

Príklady riešenia problémov

PRÍKLAD 1

Cvičenie	Sulfid draselný sa získa zahrievaním zmesi draslíka a síry pri teplote 100-200 o C. Aká hmotnosť reakčného produktu vznikne, ak interaguje 11 g draslíka a 16 g síry?
Riešenie	Napíšeme reakčnú rovnicu pre interakciu síry a draslíka: Nájdite počet mólov východiskových látok pomocou údajov uvedených v stave problému. Molárna hmotnosť draslíka je -39 g / mol, síra - 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. Nedostatok draslíka (υ(K)< υ(S)). Согласно уравнению υ (K 2 S) \u003d 2 × υ (K) \u003d 2 × 0,28 \u003d 0,56 mol. Nájdite hmotnosť sulfidu draselného (molárna hmotnosť - 110 g / mol): m (K2S) \u003d υ (K2S) × M (K2S) \u003d 0,56 × 110 \u003d 61,6 g.
Odpoveď	Hmotnosť sulfidu draselného je 61,6 g.

Hydrolýza je interakcia soli s vodou, v dôsledku ktorej sa vodíkové ióny vody spájajú s aniónmi kyslého zvyšku soli a hydroxylové ióny s kovovým katiónom soli. Vznikne tak kyselina (alebo kyslá soľ) a zásada (bázická soľ). Pri zostavovaní hydrolýznych rovníc je potrebné určiť, ktoré ióny solí môžu viazať ióny vody (H + alebo OH -) do slabo disociujúcej zlúčeniny. Môžu to byť buď slabé kyslé ióny alebo slabé zásadité ióny.

Medzi silné zásady patria zásady (zásady alkalických kovov a kovov alkalických zemín): LiOH, NaOH, KOH, CsOH, FrOH, Ca (OH) 2, Ba (OH) 2, Sr (OH) 2, Ra (OH) 2. Zvyšné bázy sú slabé elektrolyty (NH 4 OH, Fe (OH) 3, Cu (OH) 2, Pb (OH) 2, Zn (OH) 2 atď.).

Silné kyseliny zahŕňajú HN03, HCl, HBr, HJ, H2S04, H2Se04, HClO3, HCLO4, HMn04, H2Cr04, H2Cr207. Zvyšok kyselín sú slabé elektrolyty (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 atď.). Pretože silné kyseliny a silné zásady sa v roztoku úplne disociujú na ióny, iba ióny kyslých zvyškov slabých kyselín a kovových iónov, ktoré tvoria slabé zásady, sa môžu spájať s iónmi vody do slabo disociujúcich zlúčenín. Tieto slabé elektrolyty väzbou a držaním iónov H + alebo OH - narúšajú rovnováhu medzi molekulami vody a jej iónmi, čo spôsobuje kyslú alebo zásaditú reakciu soľného roztoku. Preto tie soli, ktoré obsahujú ióny slabého elektrolytu, podliehajú hydrolýze, t.j. vytvorené soli:

1) slabá kyselina a silná zásada (napríklad K2Si03);

2) slabá zásada a silná kyselina (napríklad CuS04);

3) slabá zásada a slabá kyselina (napríklad CH3COOH4).

Soli silných kyselín a silných zásad nepodliehajú hydrolýze (napríklad KNO 3).

Iónové rovnice hydrolytických reakcií sa zostavujú podľa rovnakých pravidiel ako iónové rovnice bežných výmenných reakcií. Ak je soľ tvorená viacsýtnou slabou kyselinou alebo polykyselinovou slabou zásadou, potom hydrolýza prebieha postupne s tvorbou kyslých a zásaditých solí.

Príklady riešenia problémov

Príklad 1 Hydrolýza sulfidu draselného K2S.

I stupeň hydrolýzy: tvoria sa slabo disociujúce ióny HS.

Molekulárna forma reakcie:

K2S+H20=KHS+KOH

Iónové rovnice:

Plná iónová forma:

2K++S2- +H20=K + +HS - +K + +OH -

Skrátená iónová forma:

S2- + H2O \u003d HS - + OH -

Pretože v dôsledku hydrolýzy v roztoku soli vzniká nadbytok OH - iónov, potom je reakcia roztoku alkalická pH> 7.

Stupeň II: tvoria sa slabo disociujúce molekuly H 2 S.

Molekulárna forma reakcie

KHS+H20=H2S+KOH

Iónové rovnice

Plná iónová forma:

K + +HS - + H20 \u003d H2S + K + + OH -

Skrátená iónová forma:

HS - + H20 \u003d H2S + OH -

Alkalické médium, pH>7.

Príklad 2 Hydrolýza síranu meďnatého CuSO 4 .

I stupeň hydrolýzy: vznikajú slabo disociujúce ióny (СuOH) +.

Molekulárna forma reakcie:

2CuSO4 + 2H20 \u003d2S04 + H2S04

Iónové rovnice

Plná iónová forma:

2Cu2+ +2S042- +2H20=2(CuOH) + +S042- +2H++S042-

Skrátená iónová forma:

Cu2+ + H20 \u003d (CuOH) + + H+

Pretože v dôsledku hydrolýzy v roztoku soli vzniká nadbytok H + iónov, potom je reakcia roztoku kyslá pH<7.

II stupeň hydrolýzy: vznikajú slabo disociujúce molekuly Cu(OH) 2.

Molekulárna forma reakcie

2S04 + 2H20 \u003d 2Cu (OH)2 + H2S04

Iónové rovnice

Plná iónová forma:

2(CuOH)+ +S042- +2H20= 2Cu(OH)2+2H++S042-

Skrátená iónová forma:

(CuOH)+ + H20 \u003d Cu (OH)2 + H+

Stredne kyslé, pH<7.

Príklad 3 Hydrolýza octanu olovnatého Pb(CH3COO)2.

I stupeň hydrolýzy: vznikajú slabo disociujúce ióny (PbOH) + a slabá kyselina CH 3 COOH.

Molekulárna forma reakcie:

Pb (CH3COO)2 + H20 \u003d Pb (OH)CH3COO + CH3COOH

Iónové rovnice

Plná iónová forma:

Pb2+ +2CH3COO - +H20 \u003d (PbOH) + +CH3COO - +CH3COOH

Skrátená iónová forma:

Pb2+ +CH3COO - +H20 \u003d (PbOH) + +CH3COOH

Pri varení roztoku hydrolýza prakticky končí, vzniká zrazenina Pb (OH) 2

II stupeň hydrolýzy:

Pb (OH) CH3COO + H20 \u003d Pb (OH)2 +CH3COOH

Chemická interakcia iónov solí s iónmi vody, ktorá vedie k tvorbe slabého elektrolytu a sprevádzaná zmenou pH roztoku, sa nazýva tzv. hydrolýza soli.

Akúkoľvek soľ možno považovať za reakčný produkt kyseliny a zásady. Typ hydrolýzy soli závisí od povahy zásady a kyseliny tvoriacej soľ. Existujú 3 typy hydrolýzy solí.

Aniónová hydrolýza ide, ak je soľ tvorená katiónom silnej zásady a aniónom slabej kyseliny.

Napríklad soľ CH 3 COOHa je tvorená silnou zásadou NaOH a slabou jednosýtnou kyselinou CH 3 COOH. Ión slabého elektrolytu CH 3 COO - podlieha hydrolýze.

Iónovo-molekulárna rovnica hydrolýzy soli:

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

Vodné ióny H + sa viažu s CH 3 COO aniónmi - do slabého elektrolytu CH 3 COOH, OH ióny - sa hromadia v roztoku, vytvárajú alkalické prostredie (pH> 7).

Molekulárna rovnica hydrolýzy soli:

CH3COONa + H20 "CH3COOH + NaOH

Hydrolýza solí viacsýtnych kyselín prebieha v etapách, pričom ako medziprodukty vznikajú kyslé soli.

Napríklad soľ K2S je tvorená silnou zásadou KOH a slabou dvojsýtnou kyselinou H2S. Hydrolýza tejto soli prebieha v dvoch stupňoch.

Fáza 1: S 2– + HOH « HS – + OH –

K2S + H20 "KHS + KOH

Fáza 2: HS - - + HOH "H2S + OH -

KHS + H20 « H2S + KOH

Reakcia média je alkalická (pH> 7), pretože V roztoku sa hromadia OH - ióny. Hydrolýza soli je tým silnejšia, čím menšia je disociačná konštanta vytvorená počas hydrolýzy slabej kyseliny (tabuľka 3). Vodné roztoky solí tvorené silnou zásadou a slabou kyselinou sa teda vyznačujú alkalickou reakciou média.

Hydrolýza katiónom ide, ak je soľ tvorená katiónom slabej zásady a aniónom silnej kyseliny. Napríklad soľ CuS04 je tvorená slabou dvojkyselinovou zásadou Cu(OH)2 a silnou kyselinou H2S04. Hydrolýza prebieha pozdĺž katiónu Cu2+ a prebieha v dvoch stupňoch za vzniku zásaditej soli ako medziproduktu.

Stupeň 1: Cu 2+ + HOH « CuOH + + H +

2CuSO4 + 2H20"(CuOH)2S04 + H2S04

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

(CuOH)2S04 + 2H20 « 2Cu(OH)2 + H2S04

Vodíkové ióny H+ sa hromadia v roztoku a vytvárajú kyslé prostredie (pH<7). Чем меньше константа диссоциации образующегося при гидролизе основания, тем сильнее идет гидролиз.

Vodné roztoky solí tvorené slabou zásadou a silnou kyselinou sa teda vyznačujú kyslou reakciou média.

Hydrolýza katiónom a aniónom ide, ak je soľ tvorená katiónom slabej zásady a aniónom slabej kyseliny. Napríklad soľ CH 3 COONH 4 je tvorená slabou zásadou NH 4 OH a slabou kyselinou CH 3 COOH. Hydrolýza prebieha pozdĺž katiónu NH 4 + a aniónu CH 3 COO -:

NH4+ + CH3COO - + HOH "NH4OH + CH3COOH

Vodné roztoky tohto typu solí majú v závislosti od stupňa disociácie výsledných slabých elektrolytov neutrálne, mierne kyslé alebo mierne zásadité prostredie.

Pri miešaní roztokov solí, ako je CrCl3 a Na2S, sa každá zo solí nevratne hydrolyzuje až do konca za vzniku slabej zásady a slabej kyseliny.

Hydrolýza soli CrCl3 prebieha pozdĺž katiónu:

Cr3+ + HOH « CrOH 2+ + H+

Hydrolýza soli Na2S prebieha pozdĺž aniónu:

S 2– + HOH « HS – + OH –

Pri zmiešaní roztokov solí CrCl 3 a Na 2 S sa hydrolýza každej zo solí vzájomne zosilní, pretože ióny H + a OH tvoria slabý elektrolyt H 2 O a iónová rovnováha každej soli sa posúva smerom k vzniku koncovky. produkty: hydroxid chrómový Cr (OH) 3 a kyselina sírovodíková H 2 S.

Iónovo-molekulárna rovnica spoločnej hydrolýzy solí:

2Cr3+ + 3S 2– + 6H20 = 2Cr(OH)3¯ + 3H2S

Molekulárna rovnica:

2CrCl3 + 3Na2S + 6H20 \u003d 2Cr (OH)3 + 3H2S + 6NaCl

Soli tvorené katiónmi silných zásad a aniónmi silných kyselín nepodliehajú hydrolýze, pretože žiadny z iónov solí nevytvára slabé elektrolyty s iónmi H + a OH. Vodné roztoky takýchto solí majú neutrálne prostredie.

Predpokladom pre vznik reakcií medzi elektrolytmi je odstránenie určitých iónov z roztoku v dôsledku tvorby slabo disociujúcich látok, prípadne látok uvoľnených z roztoku vo forme zrazeniny alebo plynu. Aby sa správne odrážala povaha a mechanizmus iónomeničových reakcií, musia byť reakčné rovnice napísané v iónovo-molekulárnej forme. V čomsilné elektrolyty sú napísané vo forme iónov, slabé a ťažko rozpustné - v molekulárnej forme.

PRÍKLAD 5. Neutralizačná reakcia. Reakcia zahŕňajúca silné elektrolyty.

HNO 3 + NaOH = NaNO 3 + H 2 O

Úplná iónovo-molekulárna rovnica: H+ + NIE 3 - + Na+ + Oh- = Na+ + NIE 3 - + H 2 O

Stručná iónovo-molekulárna rovnica: H+ + Oh- = H 2 O(vyjadruje chemickú povahu reakcie).

Záver: v roztokoch silných elektrolytov reakcia prebieha v dôsledku väzby iónov s tvorbou slabého elektrolytu(v tomto prípade voda).

PRÍKLAD 6.Reakcia zahŕňajúca slabé elektrolyty.HCN + NH 4 Oh = NH 4 CN + H 2 O

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

Reakcia zahŕňajúca slabé elektrolyty (príklad 6) zahŕňa dva stupne: disociáciu slabých (alebo ťažko rozpustných) elektrolytov na ióny a viazanie iónov za vzniku slabšieho elektrolytu. Pretože procesy rozkladu na ióny a viazanie iónov sú reverzibilné, reakcie výmeny iónov sú reverzibilné.

Smer reakcií výmeny iónov je určený zmenou Gibbsovej energie . Reakcia môže prebiehať spontánne len v tom smere, pre ktorý DG< 0 kým sa nedosiahne rovnovážny stav, kedy DG = 0. Kvantitatívna miera rozsahu, v akom reakcia prebieha zľava doprava, je rovnovážna konštanta Komu OD. Pre reakciu znázornenú v príklade 6: Komu OD = [ NH 4 +][ CN- ]/[ HCN][ NH 4 Oh].

Rovnovážna konštanta súvisí so zmenou Gibbsovej energie rovnicou:

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

Ak Komu OD > 1 , DG < 0 Priama reakcia prebieha spontánne, ak Komu OD < 1, DG > 0 reakcia prebieha v opačnom smere.

Rovnovážna konštanta Komu OD vypočítané prostredníctvom disociačných konštánt slabo disociujúcich elektrolytov:

Komu OD =K ref. in-in /TO prod. (16)

Pre reakciu znázornenú v príklade 6 sa rovnovážna konštanta vypočíta podľa rovnice:

Komu OD = 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 , trať. reakcia prebieha v doprednom smere.

Všeobecné pravidlo vyplývajúce z výrazu pre K OD , je to tak iónomeničové reakcie prebiehajú v smere silnejšej väzby iónov, t.j. v smere tvorby elektrolytov s nižšími hodnotami disociačných konštánt.

7. Hydrolýza solí.

Hydrolýza soli je iónová výmenná reakcia medzi soľou a vodou. Hydrolýza je reverzná reakcia neutralizácie: KatAn + H 2 OÛ KatOH + HAN (17)

soľná báza kys

V závislosti od sily vytvorenej kyseliny a zásady sa soľný roztok stáva alkalickým v dôsledku hydrolýzy. (pH> 7) alebo kyslé (pH< 7).

Existujú štyri typy hydrolýzy:

1. Soli silných kyselín a silných zásad – hydrolýza nie je vystavená, pretože pri interakcii s vodou sa nevytvára slabý elektrolyt. Preto v roztokoch takýchto solí pH=7, tie. stredne neutrálne .

2. Soli silných zásad a slabých kyselín – hydrolýza prebieha pozdĺž aniónu. U roztokov solí silných zásad a viacsýtnych kyselín hydrolýza prebieha prakticky v prvom stupni za vzniku kyslých solí.

PRÍKLAD 7. Stanovte pH centimolového roztoku sulfidu draselného (OD K 2 S =0,01 mol/l).

K 2 S – soľ slabej dvojsýtnej kyseliny H2S.

Hydrolýza soli je vyjadrená rovnicou:

K 2 S + H 2 OÛ KHS + KOH(vzniká kyslá soľ - KHS).

Rovnica iónovo-molekulárnej reakcie:

S 2- + H 2 OÛ HS - + Oh - (18)

Rovnovážna konštanta reakcie (hydrolytická konštanta) sa rovná: Komu G =K H 2 O / K HS - = 10-14 / 1,2. 10 - 14 \u003d 0,83, t.j. K g<1, trať. rovnováha sa posunie doľava. Výsledný nadbytok OH - iónov vedie k zmene charakteru média. Keď poznáte K G, môžete vypočítať koncentráciu OH - iónov a potom pH roztoku. K G \u003d. [HS-]/[S2-] Rovnica (18) to ukazuje = [ HS- ]. Keďže soli sú slabo hydrolyzované (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 .

Z rovnice (7) pH = -lg1,1. 10 - 11 = 11.

Záver.PretožepH> 7, potom je prostredie alkalické.

3. Soli slabých zásad a silných kyselín – hydrolýza prebieha cez katión.

U solí tvorených silnými kyselinami a polykyselinovými zásadami hydrolýza prebieha prevažne v prvom stupni za vzniku zásaditej soli.

PRÍKLAD 8. Hydrolýza soli chloridu manganatého (C soľ = 0,01 mol/l).

MnCI 2 + H 2 OÛ MnOHCI + HCI(tvorí sa zásaditá MnOHCI soľ).

Iónovo-molekulárna rovnica: Mn 2+ + H 2 OÛ MnOH + + H + (prvý krok hydrolýzy)

Hydrolytická konštanta: Komu G = K H 2 O / K MnOH + = 10 -14 /4 . 10 - 4 = 2,5 . 10 - 11 .

Nadbytok H + iónov vedie k zmene charakteru média. Výpočet pH roztoku sa vykonáva analogicky ako v príklade 7.

Hydrolytická konštanta je: Komu G =[ H + ] . [ MnOH + /[ Mn 2+ ]. Pretože táto soľ je vysoko rozpustná vo vode a úplne disociovaná na ióny OD soľ =[ Mn2+ ] = 0,01 mol/l.

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

Záver. PretožepH < 7, vtedy je prostredie kyslé.

4. Soli slabých zásad a slabých kyselín- k hydrolýze dochádza v katióne aj v anióne.

Vo väčšine prípadov tieto soli úplne hydrolyzujú za vzniku zásady a kyseliny.

PRÍKLAD 9. Hydrolýza soli octanu amónneho. CH 3 COONH 4 + H 2 OÛ CH 3 COOH + NH 4 Oh

Iónovo-molekulárna rovnica: CH 3 COO - + NH 4 + + H 2 OÛ CH 3 COOH + NH 4 Oh .

Hydrolytická konštanta je: Komu G = K H 2 O /TO k-vám . Komu hlavné .

Povaha média je určená relatívnou silou kyseliny a zásady.