Гидролиз цианида калия
KCN — соль образованная сильным основанием и слабой кислотой, поэтому реакция гидролиза протекает по аниону.
Молекулярное уравнение
KCN + HOH ⇄ HCN + KOH
Полное ионное уравнение
K + + CN — + HOH ⇄ HCN + K + + OH —
Сокращенное (краткое) ионное уравнение
CN — + HOH ⇄ HCN + OH —
Среда и pH раствора цианида калия
В результате гидролиза образовались гидроксид-ионы (OH — ), поэтому раствор имеет щелочную среду (pH > 7).
Гидролиз солей, образованных кислотой и основанием
» data-shape=»round» data-use-links data-color-scheme=»normal» data-direction=»horizontal» data-services=»messenger,vkontakte,facebook,odnoklassniki,telegram,twitter,viber,whatsapp,moimir,lj,blogger»>
Гидролиз солей.
Гидролиз – химическое обменное взаимодействие ионов растворенной соли с водой, приводящее к образованию слабодисcоциирующих продуктов (молекул слабых кислот или оснований, анионов кислых или катионов основных солей) и сопровождающееся изменением рН среды. Гидролизу не подвергаются соли, образованные сильными кислотами и основаниями, например КСl.
Гидролиз соли, образованной слабой кислотой и сильным основанием, например CH3COONa. Соль в растворе полностью диссоциирует на ионы:
Вода, как уже указывалось, является слабым электролитом:
Ионы водорода воды взаимодействуют с ацетат-ионами с образованием слабой уксусной кислоты
Таким образом, гидролиз в ионной форме можно представит уравнением
Как видно, в результате гидролиза появилось некоторое избыточное количество гидроксид-ионов, а реакция среды стала основной, следовательно, при гидролизе соли, образованной сильным основанием и слабой кислотой, происходит увеличение рН системы, т. е. среда становится основной (происходит подщелачивание раствора).
Показателем глубины протекания гидролиза является степень гидролиза β, представляющая собой отношение концентрации гидролизованных молекул сгидр к исходной концентрации растворенных молекул электролита:
Принимая для упрощения, что в разбавленных растворах активность ионов мало отличается от их концентрации сиона = аиона, запишем константу равновесия реакции гидролиза:
Так как концентрация воды при гидролизе изменяется очень мало, то принимаем ее постоянной и, умножая на константу равновесия, получим константу гидролиза Кr:
Как указывалось ранее, [OH – ][ Н + ] ≈ КВ, а отношение – [Н + ][А – ] / [НА]
является константой диссоциации КД слабой кислоты НА. Таким образом, константа гидролиза равна отношению ионного произведения воды и константы диссоциации слабого электролита:
Если выразить концентрацию ионов и молекул при установлении равновесия
через степень гидролиза β и исходную концентрацию иона с, то получаем, что
Подставив эти значения в уравнение
Если гидролизу подвергается многоосновной анион, то гидролиз протекает по стадиям:
Константа гидролиза по первой ступени значительно выше, чем константа гидролиза по последней ступени. Например, для гидролиза СО3 2 – , при 298 К
Поэтому, при расчете концентраций ионов [ОН – ] или [Н + ], второй и третьей ступенью гидролиза обычно пренебрегают. Анализ уравнений гидролиза показывает, что в уравнении Кr = КВ / КД для расчета константы гидролиза по первой ступени входит константа диссоциации слабого электролита по последней ступени. Например, константа гидролиза иона СО3 2- по первой ступени
Гидролиз солей, образованных сильной кислотой и слабым основанием, напримерNH4C1. В растворе соль NH4Cl диссоциирована
Гидролизу подвергается ион слабого основания NH4 +
Как видно, в результате гидролиза соли появляется некоторое избыточное количество ионов водорода, т. е. среда подкисляется. Таким образом, гидролиз соли, образованной сильной кислотой и слабым основанием, приводит к подкислению раствора.
Степень гидролиза и константа гидролиза в данном случае описываются теми же уравнениями, но лишь с включением константы диссоциации слабого основания.
Гидролиз соли, образованной слабым основанием и слабой кислотой, напримерNH4F
Как видно, в результате гидролиза образуются как ионы водорода, так и ионы гидроксида. Константа гидролиза зависит от константы диссоциации как слабого основания КД,О, так и слабой кислоты КД,К
Как видно, в зависимости от соотношения рКД,К и рКД,О среда может иметь как кислую, так и основную реакцию.
Гидролиз играет важную роль в природных и технологических процессах. Например, расщепление пищи в желудочно-кишечном тракте идет по реакции гидролиза ее компонентов. Энергия в организмах в основном переносится с помощью аденозинтрифосфата (АТФ), гидролиз которого характеризуется отрицательным значением энергии Гиббса (-30,5 кДж/моль).
Гидролиз используется в технике при получении ценных продуктов из древесины, жиров и других веществ.
Пример 1. Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза солей: a) KCN; б) Na2CO3; в) ZnSO4. Определите реакцию среды растворов этих солей.
Решение, а) Цианид калия KCN — соль слабой одноосновной кислоты (см. табл. 9) HCN и сильного основания КОН. При растворении в воде молекулы KCN полностью диссоциируют на катионы K + и анионы CN. Катионы K + не могут связывать ионы ОН воды, так как КОН — сильный электролит. Анионы же CN связывают ионы H + воды, образуя молекулы слабого элекролита HCN. Соль гидролизуется по аниону. Ионно-молекулярное уравнение гидролиза:
CN – + H2O ↔ HCN + OH –
или в молекулярной форме
KCN + H2O↔ HCN + KOH
В результате гидролиза в растворе появляется некоторый избыток ионов ОН, поэтому раствор KCN имеет щелочную реакцию( рН > 7).
Таблица 19. Константы и степени диссоциации некоторых слабых электролитов
Электролиты | Формула | Численные значения констант диссоциации | Степень диссоциации в 0,1 н. растворе, % |
Азотистая кислота | HNO2 | K= 4,0 · 10 -4 | 6,4 |
Аммиак (гидроксид) | NH4OH | K= 1,8 · 10 -5 | 1,3 |
Муравьиная кислота | HCOOH | K= 1,76 · 10 -4 | 4,2 |
Ортоборная кислота | H3BO3 | K1= 5,8 · 10 -10 | 0,007 |
K2= 1,8 · 10 -13 | |||
K3= 1,6 · 10 -14 | |||
Ортофосфорная кислота | H3PO4 | K1= 7,7 · 10 -3 | 27 |
K2= 6,2 · 10 -8 | |||
K3= 2,2 · 10 -13 | |||
Сернистая кислота | H2SO3 | K1= 1,7 · 10 -2 | 20,0 |
K2= 6,2 · 10 -8 | |||
Сероводородная кислота | H2S | K1= 5,7 · 10 -8 | 0,07 |
K2= 1,2 · 10 -15 | |||
Синильная кислота | HCN | K= 7,2 · 10 -10 | 0,009 |
Угольная кислота | H2CO3 | K1= 4,3 · 10 -7 | 0,17 |
K2= 5,6 · 10 -11 | |||
Уксусная кислота | CH3COOH | K= 1,75 · 10 -5 | 1,3 |
Фтороводородная кислота | HF | K= 7,2 · 10 -4 | 8,5 |
Хлорноватистая кислота | HClO | K= 3,0 · 10 -8 | 0,05 |
б) Карбонат натрия Na2CO3 — соль слабой многоосновной кислоты и сильного основания. В этом случае анионы соли CO3 2- , связывая водородные ионы воды, образуют анионы кислой соли НСО3, а не молекулы Н2СО3, так как ионы НСО3 диссоциируют гораздо труднее, чем молекулы Н2СО3. В обычных условиях гидролиз идет по первой ступени. Соль гидролизуется по аниону. Ионно-молекулярное уравнение гидролиза
или в молекулярной форме
В растворе появляется избыток ионов ОН, поэтому раствор Na2CO3 имеет щелочную реакцию (рН > 7).
в) Сульфат цинка ZnSO4 — соль слабого многокислотного основания Zn(OH)2 и сильной кислоты H2SO4. В этом случае катионы Zn 2+ связывают гидроксильные ионы воды, образуя катионы основной соли ZnOH + . Образования молекул Zn(OH)2 не происходит, так как ионы ZnOH + диссоциируют гораздо труднее, чем молекулы Zn(OH)2. В обычных условиях гидролиз идет по первой ступени. Соль гидролизуется по катиону. Ионно-молекулярное уравнение гидролиза
Zn 2+ + H2O ↔ ZnOH + + H +
или в молекулярной форме
В растворе появляется избыток ионов водорода, поэтому раствор ZnSO4 имеет кислую реакцию (рН 3+ + H2O ↔ AlOH 2+ + H +
Если растворы этих солей находятся в одном сосуде, то идет взаимное усиление гидролиза каждой из них, ибо ионы H + и ОH образуют молекулу слабого электролита Н2O. При этом гидролитическое равновесие сдвигается вправо и гидролиз каждой из взятых солей идет до конца с образованием А1(ОН)3 и СО2 (Н2СО3). Ионно-молекулярное уравнение:
Гидролиз
Материалы портала onx.distant.ru
Теоретическое введение
Примеры обратимого гидролиза
Случаи необратимого гидролиза
Константа и степень гидролиза
Примеры решения задач
Задачи для самостоятельного решения
Теоретическое введение
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.
Примеры обратимого гидролиза
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:
CO3 2– + HOH ↔ HCO3 – + OH – ,
или в молекулярной форме:
или в молекулярной форме:
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:
или в молекулярной форме:
Соли, образованные многокислотными основаниями, гидролизуются ступенчато, образуя катионы основных солей. 1 ступень:
Fe 3+ + HOH ↔ FeOH 2+ + H + ;
FeCl3 + HOH ↔ FeOHCl2 + HCl
FeOH 2+ + HOH ↔ Fe(OH)2 + + H + ;
FeOHCl2 + HOH ↔ Fe(OH)2Cl+ HCl.
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:
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 25 о С 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.
Случаи необратимого гидролиза
Гидролиз некоторых солей, образованных слабыми основаниями и слабыми кислотами, протекает необратимо. Необратимо гидролизуется, например , сульфид алюминия:
Следует отметить, что при смешении растворов солей гидролизующихся по аниону и катиону:
Mg 2+ + HOH ↔ MgOH + + H + ,
CO3 2– + 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:
Основные карбонаты выпадают в осадок также при смешивании растворов карбонатов щелочных металлов и солей Be 2+ , Co 2+ , Ni 2+ , Zn 2+ , Pb 2+ , Cu 2+ и др.
При сливании растворов соды и солей Fe 2+ , Ca 2+ , Sr 2+ , Ba 2+ реакции протекают следующим образом:
(Ме – Fe, Ca, Sr, Ba)
При взаимодействии солей Аl 3+ , Сr 3+ и Fe 3+ в растворе с сульфидами, карбонатами и сульфитами в результате гидролиза в осадок выпадают не сульфиды, карбонаты и сульфиты этих катионов, а их гидроксиды:
Следует отметить, что катион Fe 3+ производит окисляющее действие на анион S 2- . В результате протекает реакция:
2Fe 3+ + S 2- = 2Fe 2+ + S о .
Например , хлорид железа (III) реагирует с сульфидом калия:
2FeCl3 + 3K2S = 2FeS + S + 6KCl
Некоторые соли в результате гидролиза в воде образуют малорастворимые оксосоединения:
SbCl3 + H2O → SbOCl↓ + 2HCl.
Необратимо гидролизуются в водных растворах галогенангидриды:
Константа и степень гидролиза
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)
Примеры решения задач
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.
.
[Н + ] = 2,4·10 –4× 0,01 = 2,4× 10 –6 М.
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:
.
[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.
[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:
Следует обратить внимание на выбор “нужной” величины Кд.
Kдисс.2 = 6,34·10 — 8
Так как Кг,1 > > Кг,2, то можно считать, что соль подвергается гидролизу только по первой ступени.
,
поскольку [HPO4 2- ] = [OH — ].
рОН = –lg 4,76× 10 — 2 = 1,32 и рН = 14 – 1,32 = 12,68.
Задачи для самостоятельного решения
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 → .
http://farmf.ru/lekcii/gidroliz-solej-obrazovannyh-kislotoj-i-osnovaniem/
http://chemege.ru/gidroliz-2/