В результате гидролиза образовались ионы водорода (H + ), поэтому раствор имеет кислую среду (pH
—>Киберхимия —>
—> —>Форма входа —>
—> —>Категории раздела —>
—> —>Поиск —>
—> —>Друзья сайта —>
—> —>Статистика —>
Каталог файлов
[ —>Скачать с сервера (61.0 Kb) ]
08.02.2014, 22:25
Нитрат никеля(II) — неорганическое соединение, соль металла никеля и азотной кислоты с формулой Ni ( NO 3 ) 2 , светло-зелёные кристаллы, хорошо растворяется в воде, образует кристаллогидраты.
Раствор окрашивается в зелёный цвет благодаря образованию нитрата никеля Ni ( NO 3 ) 2 . Соли никеля, в основном, имеют зелёный цвет и при растворении дают зелёные растворы.
Nickel nitrate is the inorganic compound Ni ( NO 3 ) 2 or any hydrate thereof. The anhydrous form is not commonly encountered, thus » nickel nitrate» usually refers to nickel(II) nitrate hexahydrate. The formula for this species is written in two ways.
Nickel(II) nitrite is an inorganic compound with the chemical formula Ni ( NO 2 ) 2 [1].
Гидролиз нитрита никеля (II) — Ni ( NO 2 ) 2 . Ni ( NO 2 ) 2 – соль слабого основания и слабой кислоты, гидролиз протекает практически полностью, т.к. оба продукта реакции уходят из зоны реакции в виде осадка или газа.
Нитрат никеля(II) — неорганическое соединение, соль металла никеля и азотной кислоты с формулой Ni(NO 3) 2, светло-зелёные кристаллы, хорошо растворяется в воде, образует кристаллогидраты.
Получение
Растворение никеля, оксида никеля(II) в разбавленной азотной кислоте:
Растворение хлорида никеля(II) в горячей азотной кислоте:
Физические свойства
Нитрат никеля(II) образует светло-зелёные кристаллы, хорошо растворимые в воде, ацетонитриле,диметилсульфоксиде.
Образует кристаллогидраты состава Ni(NO 3) 2•n H 2O, где n = 2, 4, 6 и 9.
Наиболее стабильный кристаллогидрат Ni(NO 3) 2•6H 2O имеет строение [Ni(H 2O) 6](NO 3) 2.
§ 16.1. Гидролиз неорганических веществ
Водные растворы солей имеют разные значения pH и различную среду — кислотную (pH 7,0), нейтральную (pH = 7,0). Это объясняется тем, что соли в водных растворах могут подвергаться гидролизу. Сущность гидролиза сводится к обменному химическому взаимодействию катионов или анионов соли с молекулами воды. В результате этого взаимодействия образуется малодиссоциирующее соединение (слабый электролит).
В водном растворе соли появляется избыток свободных ионов Н + или ОН — , и раствор соли становится кислотным или щелочным соответственно.
Любую соль можно представить как продукт взаимодействия основания с кислотой. Например, соль КСЮ образована сильным основанием КОН и слабой кислотой HClO.
В зависимости от силы основания и кислоты можно выделить 4 типа солей (схема 6).
Схема 6 Классификация солей
Рассмотрим поведение солей различных типов в растворе. I. Соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой.
Например, соль цианид калия KCN образована сильным основанием КОН и слабой кислотой HCN:
В водном растворе соли происходят два процесса:
незначительная обратимая диссоциация молекул воды (очень слабого амфотерного электролита), которую упрощенно можно записать с помощью уравнения
полная диссоциация соли (сильного электролита):
Образующиеся при этих процессах ионы Н + и CN — взаимодействуют между собой, связываясь в молекулы слабого электролита — цианистоводородной кислоты HCN, тогда как гидроксид-ион ОН — остается в растворе, обусловливая тем самым его щелочную среду. Происходит гидролиз по аниону CN — .
Запишем полное ионное уравнение происходящего процесса (гидролиза):
Этот процесс обратим, и химическое равновесие смещено влево (в сторону образования исходных веществ), так как вода — значительно более слабый электролит, чем цианистоводородная кислота HCN.
Сокращенное ионное уравнение гидролиза:
Уравнение показывает, что:
а) в растворе есть свободные гидроксид-ионы ОН — и концентрация их больше, чем в чистой воде, поэтому раствор соли KCN имеет щелочную среду (pH > 7,0);
б) в реакции с водой участвуют анионы CN — ; в таком случае говорят, что идет гидролиз по аниону.
Другие примеры анионов, которые участвуют в реакции с водой:
Продукты гидролиза — кислая соль NaHCO2 и гидроксид натрия NaOH.
Среда водного раствора карбоната натрия — щелочная (pH > 7,0), потому что в растворе увеличивается концентрация ионов ОН — . Кислая соль NaHCO3 тоже может подвергаться гидролизу, который протекает в очень незначительной степени, и им можно пренебречь.
Подведем итог тому, что вы узнали о гидролизе по аниону:
а) по аниону соли, как правило, гидролизуются обратимо;
б) химическое равновесие в таких реакциях сильно смещено влево;
в) реакция среды в растворах подобных солей щелочная (pH > 7,0);
II. Соли, образованные сильной кислотой и слабым основанием.
Например, рассмотрим гидролиз хлорида аммония NH4Cl.
В водном растворе соли происходят два процесса:
незначительная обратимая диссоциация молекул воды (очень слабого амфотерного электролита), которую упрощенно можно записать с помощью уравнения
полная диссоциация соли (сильного электролита):
Образующиеся при этих процессах ионы ОН — и NH4 взаимодействуют между собой, образуя NH3 • H2O (слабый электролит), тогда как ион Н + остается в растворе, обусловливая тем самым его кислотную среду.
Полное ионное уравнение гидролиза:
Процесс обратим, химическое равновесие смещено в сторону образования исходных веществ, так как вода H2O значительно более слабый электролит, чем гидрат аммиака NH3 • Н2O.
Сокращенное ионное уравнение гидролиза:
Уравнение показывает, что:
а) в растворе есть свободные ионы водорода Н + , и их концентрация больше, чем в чистой воде, поэтому раствор соли имеет кислотную среду (pH + 4; в таком случае говорят, что идет гидролиз по катиону.
В реакции с водой могут участвовать и многозарядные катионы: двухзарядные М 2+ (например, Ni 2+ , Cu 2+ , Zn 2+ , . ), кроме катионов щелочноземельных металлов, трехразрядные М 3+ (например, Fe 3+ , А1 3+ , Сг 3+ , . ). Рассмотрим гидролиз нитрата никеля Ni(NO3)2.
Происходит гидролиз соли по катиону Ni 2+ .
Полное ионное уравнение гидролиза:
Сокращенное ионное уравнение:
Продукты гидролиза — основная соль NiOHNO3 и азотная кислота HN03.
Гидролиз соли NiOHNO3 протекает в значительно меньшей степени, и им можно пренебречь.
Подведем итог тому, что вы узнали о гидролизе по катиону:
а) по катиону соли, как правило, гидролизуются обратимо;
б) химическое равновесие реакций сильно смещено влево;
в) реакция среды в растворах таких солей кислотная (pH — из молекул воды, образуя слабое основание; анион слабой кислоты связывает ионы Н + из молекул воды, образуя слабую кислоту. Реакция растворов этих солей может быть нейтральной, слабокислотной или слабощелочной. Это зависит от констант диссоциации двух слабых электролитов — кислоты и основания, которые образуются в результате гидролиза.
Например, рассмотрим гидролиз двух солей:
В водных растворах этих солей катионы слабого основания NH + 4 взаимодействуют с гидроксид-ионами ОН — (напомним, что вода диссоциирует Н2O Н + + ОН), а анионы слабых кислот СН3СОО — и НСОО — взаимодействуют с катионами Н+ с образованием молекул слабых кислот — уксусной CH3COOH и муравьиной НСООН.
Запишем ионные уравнения гидролиза:
В этих случаях гидролиз тоже обратимый, но равновесие смещено в сторону образования продуктов гидролиза — двух слабых электролитов.
В первом случае среда раствора нейтральная (pH = 7,0), так как Kд(СН3СООН) = Kд(NH3 • Н2O) = 1,8 • 10 -5 .
Во втором случае среда раствора будет слабокислотной (pH -5 , Kд(НСООН) = 2,1 • 10 -4 и Kд(NH3 • Н2O) + связываются образующимися при гидролизе по аниону ионами ОН — . Это усиливает гидролиз и приводит к образованию нерастворимого гидроксида алюминия и газообразного сероводорода:
Поэтому сульфид алюминия Al2S3 нельзя получить реакцией обмена между водными растворами двух солей, например хлорида алюминия АlСl3 и сульфида натрия Na2S.
Возможны и другие случаи необратимого гидролиза, их нетрудно предсказать, ведь для необратимости процесса необходимо, чтобы хотя бы один из продуктов гидролиза уходил из сферы реакции.
Подведем итог тому, что вы узнали о гидролизе и по катиону, и по аниону:
а) если соли гидролизуются и по катиону, и по аниону обратимо, то химическое равновесие в реакциях гидролиза смещено вправо;
б) реакция среды при этом или нейтральная, или слабокислотная, или слабощелочная, что зависит от соотношения констант диссоциации образующегося основания и кислоты;
в) соли могут гидролизоваться и по катиону, и по аниону необратимо, если хотя бы один из продуктов гидролиза уходит из сферы реакции.
IV. Соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой, не подвергаются гидролизу. К этому выводу вы пришли, очевидно, сами.
Рассмотрим «поведение» в растворе хлорида калия КСl.
Соль в водном растворе диссоциирует на ионы (КСl = К + + С1 — ), но при взаимодействии с водой слабый электролит образоваться не может. Среда раствора нейтральная (pH = 7,0), так как концентрации ионов Н + и ОН — в растворе равны, как в чистой воде.
Другими примерами подобных солей могут быть галогениды, нитраты, перхлораты, сульфаты, хроматы и дихроматы щелочных металлов, галогениды (кроме фторидов), нитраты и перхлораты щелочноземельных металлов.
Обобщим информацию о гидролизе различных солей в таблице 15.
Таблица 15 Гидролиз солей
Следует также отметить, что реакции обратимого гидролиза полностью подчиняются принципу Ле Шателье. Поэтому гидролиз соли можно усилить (и даже сделать необратимым) следующими способами:
добавить воды (уменьшить концентрацию);
нагреть раствор, так как гидролиз является эндотермическим процессом (в противоположность экзотермической реакции нейтрализации);
связать один из продуктов гидролиза в труднорастворимое соединение или удалить один из продуктов в газовую фазу; например, гидролиз цианида аммония NH4CN будет значительно усиливаться за счет разложения гидрата аммиака с образованием аммиака NH3 и воды:
Гидролиз можно подавить (значительно уменьшить количество подвергающейся гидролизу соли), действуя следующим образом:
увеличить концентрацию растворенного вещества;
охладить раствор (для ослабления гидролиза растворы солей следует хранить концентрированными и при низких температурах);
ввести в раствор один из продуктов гидролиза; например, подкислять раствор, если его среда в результате гидролиза кислотная, или подщелачивать, если щелочная.
Гидролиз солей имеет и практическое, и биологическое значение.
Еще в древности в качестве моющего средства использовали золу. В золе содержится карбонат калия К2СO3, который в воде гидролизуется по аниону, водный раствор приобретает мылкость за счет образующихся при гидролизе ионов ОН — .
В настоящее время в быту мы используем мыло, стиральные порошки и другие моющие средства. Основной компонент мыла — это натриевые или калиевые соли высших жирных карбоновых кислот: стеараты, пальми-таты, которые гидролизуются.
Гидролиз стеарата натрия C17H35COONa выражается следующим ионным уравнением:
т. е. раствор имеет слабощелочную среду.
В состав же стиральных порошков и других моющих средств специально вводят соли неорганических кислот (фосфаты, карбонаты), которые усиливают моющее действие за счет повышения pH среды.
Соли, создающие необходимую щелочную среду раствора, содержатся в фотографическом проявителе. Это карбонат натрия Na2CO3, карбонат калия К2СO3, бура Na2B4O7 и другие соли, гидролизующиеся по аниону.
Если кислотность почвы недостаточная, у растений появляется болезнь — хлороз. Ее признаки — пожелтение или побеление листьев, отставание в росте и развитии. Если рНпочвы > 7,5, то в нее вносят удобрение сульфат аммония (NH4)2SO4, которое способствует повышению кислотности, благодаря гидролизу по катиону, проходящему в почве:
Неоценима биологическая роль гидролиза некоторых солей, входящих в состав нашего организма.
Например, в составе крови содержатся соли гидрокарбонат и гидрофосфат натрия. Их роль заключается в поддержании определенной реакции среды. Это происходит за счет смещения равновесия процессов гидролиза:
Если в крови избыток ионов Н + , они связываются с гидроксид-ионами ОН — и равновесие смещается вправо. При избытке гидроксид-ионов ОН — равновесие смещается влево. Благодаря этому кислотность крови здорового человека колеблется незначительно.
Другой пример: в составе слюны человека есть ионы HPO 2- 4. Благодаря им в полости рта поддерживается определенная среда (pH = 7,0—7,5).
Н + + ОН), а анионы слабых кислот СН3СОО — и НСОО — взаимодействуют с катионами Н+ с образованием молекул слабых кислот — уксусной CH3COOH и муравьиной НСООН.
