Ufa State Petroleum Technical University

Institutt for generell og analytisk kjemi

Pedagogisk og metodisk manual

for laboratoriearbeid om emnet:

Hydrolyse av salter

Designet for ikke-kjemistudenter

og kjemiske fakulteter ved universiteter.

Sammensatt av: Syrkin A.M., prof., kandidat for kjemiske vitenskaper, Rolnik L.Z., førsteamanuensis,

Doktor i kjemivitenskap

Anmelder Sergeeva L.G., førsteamanuensis, kandidat for kjemiske vitenskaper.

© Ufa-staten

petroleumsteknisk

Universitetet, 2002

Hydrolyse av salter

Hydrolyse av salter er samspillet mellom deres ioner og vann, basert på den polariserende effekten av ioner på vannmolekyler, som et resultat av at likheten som regel

Karakteristisk for rent vann.

Det er 4 grupper av salter:

et salt dannet av en sterk base og en sterk syre;

et salt dannet av en svak base og en sterk syre;

et salt dannet av en sterk base og en svak syre;

et salt dannet av en svak base og en svak syre.

Derfor vil vi vurdere 4 alternativer for effekten av vann på salt.

1) Denne gruppen inkluderer salter som NaCl, KCI, NaNO 3, Na 2 SO 4, etc. Kationene og anionene til disse saltene har små ladninger og betydelige størrelser. Samtidig er deres polariserende effekt på vannmolekyler liten, det vil si at samspillet mellom salt og vann praktisk talt ikke forekommer. Dette gjelder kationer som K + og Na +, og slike anioner som CI - og NO 3 -. Derfor salter av en sterk base og en sterk syre ikke gjennomgår hydrolyse. I dette tilfellet blir likevekten av vanndissosiasjon i nærvær av saltioner nesten ikke forstyrret.

Derfor er løsninger av slike salter praktisk talt nøytrale (pH ≈ 7).

2) Hvis saltet er dannet av et svakt basekation NH 4+, AI 3+, Mg 2+, etc. og et sterkt surt anion (Cl -, NO 3 -, SO 4 2- osv.), så skjer hydrolyse iht. kation(bare saltkationen har en polariserende effekt). Et eksempel er prosessen:

a) i molekylær form

NH4CI + H2O NH4OH + HCI;

b) i ione-molekylær form

NH4++CI- + H2O NH4OH + H++CI-;

c) i en kort ione-molekylær form

NH4++H2O NH4OH+H+.

Hydrolyse skyldes dannelsen av en lett dissosiert forbindelse - NH 4 OH. Som et resultat endres likevekten mellom elektrolytisk dissosiasjon av vann og et overskudd av hydrogenioner vises i løsningen, så reaksjonen til mediet er sur (pH< 7). Очевидно, чем полнее протекает гидролиз, тем более показатель среды отличается от состояния нейтральности.

La oss umiddelbart merke oss at hydrolyseprosessen kan karakteriseres kvantitativt av to størrelser: 1) graden av hydrolyse (h); 2) hydrolysekonstant (K g).

Gradhydrolyse kalles forholdet mellom antall saltmolekyler som har gjennomgått hydrolyse og totalt antall saltmolekyler i løsning; eller graden av hydrolyse forstås som et tall som indikerer hvilken del av den totale saltmengden som hydrolyseres, det vil si omdannes ved innvirkning av vann til den tilsvarende syre eller base (enten til sure eller basiske salter).

Graden av hydrolyse beregnes basert på ligningen av dissosiasjonskonstanten til den tilsvarende svake basen (eller syre) og det ioniske produktet av vann.

La oss vurdere disse egenskapene for hydrolyse av ammoniumkloridsalt.

La oss skrive hydrolyseligningen igjen i ionisk-molekylær form:

NH4+ + H2O NH4OH + H+

I følge loven om massehandling vil likevektskonstanten til denne reaksjonen ha følgende form:

K p =
(1)

Konsentrasjonen av vann endres praktisk talt ikke i en saltløsning, det vil si 0 = lik = const (2)

= K p = K g (3)

Produktet av to konstanter K p er en konstant størrelse og kalles konstanthydrolyse Til Mr.

Fra ligningen av det ioniske produktet av vann har vi

K H 2 O = (4)

=
(5)

Da kan ligning (1) skrives som følger:

K g =
(6)

Holdning

=, (7)

hvor K hoved. – dissosiasjonskonstant for den svake basen NH 4 OH.

Da har uttrykk (6) formen

K g = (8)

Jo høyere K g, jo mer gjennomgår saltet hydrolyse.

Fra ligning (3) kan hydrolysegraden til saltet beregnes.

K g = =
(9)

La oss anta at konsentrasjonen av det opprinnelige saltet er c mol/l, hydrolysegraden er h, deretter hydrolyseres ch mol salt, ch mol NH 4 OH og ch g- ioner H + dannes.

Ved likevekt vil konsentrasjonene ha følgende verdier:

= (c - lm)

La oss erstatte disse verdiene i ligning (5).

, (10)

K g = (11)

Siden h er en ubetydelig verdi (h ≤ 0,01), kan vi anta at (1 -h) ≈ 1

K g =
; (12)

h = =
. (13)

Fra den resulterende ligningen følger det at hydrolysegraden (h) er den største:

jo mer K H 2 O, det vil si jo høyere temperatur (det ioniske produktet av vann K H 2 O avhenger av temperaturen i direkte proporsjon);

jo mindre K-base, det vil si, jo svakere er basen dannet som et resultat av hydrolyse;

jo lavere saltkonsentrasjon, det vil si, jo mer fortynnet er løsningen.

For å øke graden av hydrolyse er det derfor nødvendig å fortynne løsningen og øke temperaturen. Vi vurderte det andre alternativet for hydrolyse av et salt dannet av en svak base og en sterk syre. Kobber(II)klorid hører også til denne typen salt. Dette saltet er dannet av en disyrebase Cu(OH) 2 og en monobasisk syre. I dette tilfellet skjer hydrolyseprosessen i trinn. Ved romtemperatur utføres hovedsakelig 1 trinn av hydrolyse. La oss skrive ned det første stadiet av hydrolyse av kobber (II) kloridsalt i 3 former:

i molekylær form

CuCl2 + H20 CuOHCI + HCl;

i ionisk-molekylær form

Cu 2+ + 2CI- + H2O (CuOH) + + CI- + H+ + CI-;

i kort ion-molekylær form

Cu 2+ + H2O (CuOH) + + H+

Hydrolyse skyldes dannelsen av lett dissosierende partikler (CuOH) +. Som et resultat endres likevekten mellom elektrolytisk dissosiasjon av vann, et overskudd av hydrogenioner vises i løsningen, reaksjonen til pH-miljøet< 7. Гидролиз протекает av kation.

Det basiske saltet som dannes som et resultat av det første trinnet av hydrolyse kan utsettes for ytterligere interaksjon med vann. Imidlertid er det andre stadiet av hydrolyse mindre uttalt. Dette skyldes en nedgang i Kbas. ved flytting fra K hoved 1 til K hoved 2 osv. For eksempel, siden (CuOH) + -ioner dissosierer svakere enn Cu(OH) 2, dannes det først og fremst under hydrolysen av CuCI 2.

Det andre trinnet av hydrolyse av kobber (II) klorid kan representeres som følger:

i molekylær form

CuOHCI + H 2 O Cu(OH) 2  + HCI;

(CuOH) + + CI - +H 2 O Cu(OH) 2  + H + + CI - ;

i kort ion-molekylær form

(CuOH) + + H2O Cu(OH)2 + H+.

"Kobberkjemi" - Anrikning. Norilsk anrikningsanlegg. Nikkelskudd. Produkter. Plan. Enhetsdesign for elektrolyse av vandige saltløsninger. Farge. Kobberklumper. Kobberstang (fig.) Kobberkatode. Omformerspenn. Norilsk er det største senteret for kobber-nikkelproduksjon i landet. Ni Al Cu Mg Li.

"Metalkobber" - Inntrengning av kobbersalter i kroppen fører til forskjellige menneskelige sykdommer. Tetthet 8,92 g/cm3, smeltepunkt 1083,4 °C, kokepunkt 2567 °C. KOBBER (lat. Totalt inneholder den gjennomsnittlige personens kropp (kroppsvekt 70 kg) 72 mg kobber. På grunn av sin høye varmeledningsevne er kobber et uerstattelig materiale for ulike varmevekslere og kjøleutstyr.

"Salthydrolyse" - Hydrolyse av salter. Kontrolltest. Hydrolyse av binære forbindelser. Blod inneholder: NaHCO3, Na2H2PO4. Sterke baser (Alkalis) LiOH NaOH KOH RbOH CsOH Ca(OH)2 Sr(OH)2 Ba(OH)2. Endring av hydrolyseretningen. Undertrykkelse. Hydrolyse av anion (salt dannes av en sterk base og en svak syre).

"Eksempler på salthydrolyse" - Bestem pH i løsningen. Lag ioniske og molekylære ligninger for prosessene som skjer. Hydrolysegrad g (andel av hydrolyserte enheter) Hydrolysekonstant - Kg. Eksempel: Hydrolyse av et kation. M+ + n2o?moh + n+. I mange tilfeller er det nødvendig å forhindre hydrolyse. Prosessen med utvekslingsdekomponering av vann med saltioner kalles hydrolyse.

"Hydrolyse av saltløsninger" - Oppgave B9: massen av eddiksyre inneholdt i 0,5 liter CH3COOH-løsning med en massefraksjon på 80% (tetthet 1,1 g/ml) er lik ____________. 1) Reaksjonsligningen er skrevet: H2SO4 + 2KOH ??? K2SO4 + 2H2O. Unified State eksamen i kjemi (konsultasjon 3). Som et resultat av reaksjonen ble den termokjemiske ligningen C + O2 = CO2 + 393,5 kJ, 1967,5 kJ varme frigjort.

"Kjemihydrolyse" - Påvirkningen av hydrolyse på prosessen med geologisk, kjemisk og biologisk utvikling av planeten. Temaets sammenheng med hverdagen. Leksjonens innhold. Bli kjent med typer kunnskapskontroll. Måter å motivere læring på. Aktivitetsmetoder for læreren og elevene. Sette mål og mål for leksjonen. Tomilova Natalya Vladimirovna.

Polarisasjonsinteraksjonen mellom kationer og anioner med høypolare vannmolekyler fører til en spesiell kjemisk ionebytterreaksjon kalt hydrolyse av salter .

Det er praktisk å vurdere de kvalitative og kvantitative aspektene ved hydrolyse fra perspektivet til konseptet med sterke og svake elektrolytter (uassosiert og assosiert). Nesten alle elektrolytter klassifisert som svake i vandige løsninger (se avsnitt 3.2) er karakterisert ved at likevekten i dissosiasjonen deres forskyves til venstre, mot udissosierte partikler. Med andre ord er de ikke preget av dissosiasjon, men tvert imot assosiasjon, det vil si binding av protoner av de tilsvarende anionene og OH-ioner av kationer til udissosierte partikler. Og H + og OH - ioner er alltid til stede i vann på grunn av dets svake dissosiasjon. La oss vurdere mer detaljert prosessene som finner sted ved å bruke eksemplene på to salter - CuCl 2 og Na 2 CO 3.

Kobber(II)klorid er en sterk elektrolytt, derfor dissosieres den fullstendig til ioner i en vandig løsning:

Kobber(II)hydroksid er en svak elektrolytt (se avsnitt 3.2), med andre ord vil Cu 2+ kationet, i nærvær av OH – ioner i løsningen, aktivt binde dem til en lett dissosiert CuOH+ partikkel, og dermed forstyrre likevekten mellom vanndissosiasjon:

Som et resultat, i henhold til Le Chateliers prinsipp, vil dissosiasjonen av vann øke og konsentrasjonen av hydrogenioner i løsningen øke sammenlignet med det som var i vannet. Løsningen blir sur, dens pH<7, подобная ситуация называется hydrolyse ved kationet .

Selvfølgelig kan hydrolysen av kobberklorid gå videre, i det andre trinnet:

Men tar vi i betraktning at hydrolyseproduktene fra det første trinnet undertrykker det andre trinnet og at polarisasjonsinteraksjonen til Cu 2+-ionet med vannmolekyler er uforlignelig sterkere enn CuOH +-ionet, kommer vi til følgende viktige konklusjon. Hvis det er mulighet for trinnvis hydrolyse, skjer denne prosessen faktisk bare i det første trinnet.

En lignende situasjon oppstår i en løsning av Na 2 CO 3. Som et resultat av fullstendig dissosiasjon av dette saltet i løsningen, dannes CO 3 2– ioner, som er anioner av svak karbonsyre. Dette ionet, hvis det er protoner i løsningen, vil aktivt binde dem til en lett dissosiert HCO 3 - partikkel, og dermed forstyrre likevekten i vanndissosiasjonen:

Som et resultat vil dissosiasjonen av vann øke og konsentrasjonen av OH-ioner i løsningen vil øke sammenlignet med det som var i vannet. Løsningen har blitt alkalisk, dens pH > 7, i dette tilfellet sier de hydrolyse av anion .

For å være rettferdig, bør det bemerkes at den faktiske mekanismen for hydrolyse er noe annerledes. Eventuelle ioner i en vandig løsning er hydrert og polarisasjonsinteraksjon skjer mellom ionet og vannmolekylene som utgjør hydreringsskallet, for eksempel:

Denne presiseringen endrer på ingen måte konklusjonene ovenfor og påvirker ikke ytterligere kvantitative beregninger.

Således gjennomgår enten salter som inneholder kationer av svake baser (kationhydrolyse) eller salter som inneholder anioner av svake syrer (anionhydrolyse) hydrolyse. Hvis kation og anion i saltmolekylet er ioner av den tilsvarende sterke basen
og en sterk syre, så er det ingen hydrolyse i løsningen av et slikt salt, dens pH er 7.

Hvis saltet inneholder et kation av en svak base og et anion av en svak syre, skjer hydrolyse i dette tilfellet i to retninger og som regel dypt. Når det gjelder surheten til en slik løsning, vil den bli bestemt av retningen for foretrukket hydrolyse.

Måter å forbedre salthydrolyse på:

1) fortynning av saltløsningen;

2) oppvarming av løsningen, siden entalpiene for hydrolyse er positive;

3) tilsetning av alkali til løsningen for å øke hydrolyse av kationet, tilsetning av syre til løsningen for å øke hydrolyse av anion.

Metoder for å undertrykke hydrolyse:

1) avkjøling av løsningen,

2) tilsetning av syre til løsningen for å undertrykke hydrolyse av kation, tilsetning av alkali til løsningen for å undertrykke hydrolyse
av anion.

La oss vurdere de kvantitative egenskapene til hydrolyse. Dette er først og fremst graden og konstanten av hydrolyse. Graden av hydrolyse ( h) i likhet med graden av dissosiasjon kalles andelen hydrolyserte molekyler i forhold til det totale antallet molekyler. Hydrolysekonstanten er likevektskonstanten til hydrolyseprosessen. Det ble vist ovenfor at hydrolyse bare skjer i det første trinnet. Det første stadiet av hydrolyse av kation kan skrives i generell form:

K lik = K hydr = . (3,23)

Vi multipliserer telleren og nevneren til dette uttrykket med konsentrasjonen av OH-ionet - og vi får:

K hydr = = (3,24)

Således er hydrolysekonstanten for et kation lik forholdet mellom det ioniske produktet av vann og dissosiasjonskonstanten til den svakeste basen hvis salt er hydrolysert, eller med dissosiasjonskonstanten til basen for det tilsvarende trinnet.

La oss gå tilbake til forholdet (3.23). La den totale konsentrasjonen av det hydrolyserende saltet i løsningen være lik Med mol/l, og hydrolysegraden er h. Da, gitt at = og h= /Med, får vi fra relasjon (3.23):

K hydr = . (3,25)

Relasjon (3.25) sammenfaller i form med uttrykket for Ostwald-fortynningsloven (3.8), som nok en gang minner oss om den genetiske sammenhengen mellom hydrolyse- og dissosiasjonsprosessene.

Det første trinnet av hydrolyse ved anion kan skrives i generell form

på følgende måte:

Likevektskonstanten for denne prosessen, hydrolysekonstanten, er lik:

K lik = K hydr = . (3,26)

Vi multipliserer telleren og nevneren til dette uttrykket med konsentrasjonen av H + ion og får:

Til hydr = = . (3,27)

Således er hydrolysekonstanten for et anion lik forholdet mellom det ioniske produktet av vann og dissosiasjonskonstanten til den svake syren hvis salt hydrolyseres, eller til dissosiasjonskonstanten til syren på det tilsvarende trinnet. La oss igjen gå til uttrykk (3.26). La oss transformere det, forutsatt at den totale konsentrasjonen av salt i løsningen er lik Med mol/l og gitt at = ; h = / c, vi får:

K hydr = . (3,28)

Uttrykk (3.23), (3.24) og (3.27), (3.28) er tilstrekkelige til å finne likevektskonsentrasjoner av ioner, konstanter og hydrolysegrader i vandige løsninger av hydrolyserende salter.

Det er ikke vanskelig å gjette at hydrolysekonstanten til et salt som gjennomgår kation- og anionhydrolyse samtidig er lik forholdet mellom det ioniske produktet av vann og produktet av dissosiasjonskonstantene til en svak base og en syre eller produktet av dissosiasjonskonstantene til de tilsvarende stadiene. Faktisk kan hydrolysen av et salt med kation og anion samtidig representeres i generell form som følger:

Hydrolysekonstanten har formen:

K hydr = . (3,29)

Vi multipliserer telleren og nevneren for relasjonen (3.29) med K W og får:

K hydr = . (3.30)

La den totale konsentrasjonen av salt hydrolysert samtidig inn i kation og anion være lik c mol/l, hydrolysegraden er h. Åpenbart ==hc; ==c–hc. Vi erstatter disse relasjonene med uttrykk (3.29):

K hydr = . (3,31)

Et interessant resultat ble oppnådd - konsentrasjonen er ikke eksplisitt inkludert i uttrykket av hydrolysekonstanten, med andre ord vil graden av hydrolyse av et salt som gjennomgår kation- og anionhydrolyse samtidig være den samme for enhver saltkonsentrasjon i løsningen.

La oss finne et uttrykk for pH i saltløsningen som vurderes. For å gjøre dette, multipliser telleren og nevneren for relasjonen (3.29) med konsentrasjonen av H + ion og transformer det resulterende uttrykket:

K hydr = 3,32)

Til slutt får vi:

K diss.k-du × . (3,33)

La oss nå dvele ved sammenhengen mellom egenskapene til hydrolyse og dissosiasjon ved trinnvis hydrolyse. Som et eksempel kan du vurdere hydrolysen av det allerede nevnte natriumkarbonatet. Likevekten for hydrolyse av Na 2 CO 3 i trinn og de tilsvarende likevektskonstantene er gitt nedenfor:

K hydr (1) = = = = ;

K hydr (2) = = = .

Dermed tilsvarer det første trinnet av hydrolyse det siste trinnet i dissosiasjonen av den tilsvarende svake elektrolytten, og omvendt - det siste trinnet av hydrolyse tilsvarer det første trinnet i dissosiasjonen av elektrolytten. Når du analyserer problemet med hydrolyse av sure salter, er det nødvendig å sammenligne verdiene til hydrolysekonstantene og dissosiasjonskonstantene til anioner. Hvis hydrolysekonstanten er større enn dissosiasjonskonstanten til det sure anionet, finner hydrolyse av anionet sted og løsningen karakteriseres ved pH > 7. Hvis hydrolysekonstanten er mindre enn dissosiasjonskonstanten til det tilsvarende sure anionet, så hydrolyse undertrykkes, er det bare dissosiasjon av det sure anion som faktisk skjer og saltløsningen har en pH< 7.

Det ble bemerket ovenfor at den enkleste måten å øke hydrolysen av et salt til et kation på er å innføre en alkali i en slik løsning. Tilsvarende, for å øke hydrolysen av saltet ved anionet, er det nødvendig å innføre en syre i løsningen. Hva skjer når du slår sammen løsninger av to salter, hvorav det ene hydrolyseres av kationet og det andre av anionet, for eksempel løsninger av Na 2 CO 3 og CuCl 2? Hydrolyselikevekter i disse løsningene:

Som man kan se, vil hydrolyse av det første saltet øke hydrolysen av det andre og omvendt. I dette tilfellet snakker de om gjensidig forbedring av hydrolyse. Det er klart at i en slik situasjon må dannelsen av et utvekslingsreaksjonsprodukt dannes. Sammensetningen deres avhenger av et stort antall faktorer: konsentrasjonene av løsningene som dreneres, rekkefølgen av blanding, graden av blanding, etc.

I systemet under vurdering (og lignende) dannes basiske karbonater til en viss tilnærming, deres sammensetning kan betraktes som ECO 3 ×E(OH) 2 = (EOH) 2 CO 3 .

Ligning for den pågående prosessen:

2CuCl 2 + 2 Na 2 CO 3 + H 2 O = (CuOH) 2 CO 3 ¯ + CO 2 + 4 NaCl.

Lignende dårlig løselige forbindelser vil bli oppnådd ved interaksjon av løselige karbonater med salter av alle toverdige metaller, hydrolysert inn i kationen. Hvis saltene ikke hydrolyseres, skjer den vanlige metabolske prosessen, for eksempel:

BaCl 2 + Na 2 CO 3 = BaCO 3 ¯ + 2 NaCl.

Generelt er Me 3+ salter mer hydrolysert enn Me 2+ salter, derfor, hvis i prosessen under diskusjon CuCl 2 erstattes med Me 3+ salt, bør en sterkere gjensidig forbedring av hydrolyse forventes. Når løsninger av Fe 3+, Al 3+, Cr 3+-salter slås sammen med en løsning av Na 2 CO 3, observeres frigjøring av karbondioksid og utfelling av metallhydroksid. Med andre ord, i dette tilfellet fører gjensidig forbedring av hydrolyse til fullstendig (irreversibel) hydrolyse, for eksempel:

2FeCl 3 + 3Na 2 CO 3 + 3H 2 O = 2Fe(OH) 3 ¯ + 6NaCl + 3CO 2.

Lignende prosesser vil bli observert når man blander løsninger av Me 3+ salter med løsninger av andre salter hydrolysert av anionet, for eksempel:

2AlCl 3 + 3Na 2 SO 4 + 3H 2 O = 2Al(OH) 3 ¯ + 3SO 2 + 6NaCl

Cr 2 (SO 4) 3 + 3Na 2 S + 6H 2 O = 2Cr(OH) 3 ¯ + 3H 2 S + 3Na 2 SO 4.

I motsetning til salter, foregår hydrolysen av syrederivater - syrehalogenider, tioanhydrider - dypt og ofte fullstendig (irreversibelt), for eksempel:

S02Cl2 + 2H20 = H2S04 + 2HCl;

SOCI2 + H20 = SO2 + 2HCl;

COCl2 + H20 = CO2 + 2HCl;

BCl3 + 3H20 = H3B03 + 3HCl;

PCl3 + 3H20 = H3P03 + 3HCl;

Cr02Cl2 + 2H20 = H2Cr04 + 2HCl;

CS 2 + 2H 2 O = CO 2 + 2H 2 S.

Til slutt merker vi det spesielle tilfellet med hydrolyse av Bi(III), Sb(III)-forbindelser, salter av d-elementer - med dannelse av oksoforbindelser, for eksempel:

SbCl3 + H20 = SbOCl + 2HCl;

Bi(NO3)3 + H20 = BiONO3 + 2HNO3;

Ti(SO 4) 2 + H 2 O = TiOSO 4 + H 2 SO 4.

Hydrolysekonstanten, som enhver annen likevektskonstant, kan beregnes basert på termodynamiske data.

BILLETT nr. 23

1. Hvilket av følgende salter gjennomgår hydrolyse:CuCl 2 , Na 2 SÅ 4 , Sa(NOz) 2 ? Beregn pH til løsningen hvis konsentrasjonen av dette saltet er 0,5 mol/l og dissosiasjonskonstanten til basen erKb2= 2.19 * .

Løsning:

Natriumsulfat Na 2 SO 4 og kalsiumnitrat Ca (NO3) 2 er salter av sterke baser og sterke syrer, derfor er de ikke utsatt for hydrolyse.

Kobberklorid vil bli hydrolysert (2)CuCl 2 – salt av en svak base (Cu(OH) 2) og en sterk syre (HCl). Hydrolysen fortsetter av kation, hovedsakelig i den første fasen. Miljøet er surt.

Dissosiasjon av kobberklorid (2):

CuCl 2 = Cu 2+ + 2Cl -

Hydrolyse av kobberklorid i første trinn:

Cu 2+ + H 2 O ↔ CuOH + + H +

CuCl 2 + H 2 O ↔ Cu(OH)Cl + HCl

= √(K g *s)

For salter som hydrolyserer ved kationet, er hydrolysekonstanten K g lik:

K g = K w /K b, hvor K w = 10 -14 er det ioniske produktet av vann, K b er dissosiasjonskonstanten til basen.

Fordi hydrolyse av kobberklorid (2) skjer hovedsakelig i det første trinnet, så for beregningen bruker vi hydrolysekonstanten i det første trinnet, som er lik: K g (1) = K w / K b (2)

Så pH for denne løsningen er:

pH =- log = - log√(K g(1) *s) = - log√(K w *s/K b (2)) = - log√(10 -14 *0,5/2,19*10 - 7) = 3,82

2. Bestem pH til en 0,1 M løsning av flussyre (HF), hvis dissosiasjonskonstanten er Ka = 6,67* .

Løsning:

Flussyre er en svak elektrolytt. For svake syrer beregnes konsentrasjonen av hydrogenioner i løsning ved å bruke formelen:

[ H + ] = √( K EN * c M ) = √(6,67*10 -4 * 0,1) = 8,17*10 -3 (mol/l)

pH = -lg= - log 8,17*10 -3 = 2,09

3. I hvilken retning vil likevekten i reaksjonen 2CO + skifte?O 2 <=>2CO 2 a) med økende temperatur (∆H<0); б) при увеличении общего давления в системе?

Løsning:

I følge Le Chateliers prinsipp, hvis noen ytre påvirkning utøves på et system som er i likevekt, favoriserer det forekomsten av hvilken som helst av de to motsatte reaksjonene som reduserer denne påvirkningen.

EN) Når temperaturen stiger, skifter likevekten mot en endoterm reaksjon som oppstår ved varmeabsorpsjon, dvs. venstre: direkte reaksjon er eksoterm, omvendt reaksjon er endoterm;

B) Når det totale trykket i systemet øker, skifter likevekten i retning av avtagende volum, dvs. Ikke sant(siden pV = const)

Løsning:

Dissosiasjon av kalsiumkarbonat:

CaCO 3 ↔ Ca 2+ + CO 3 2-

I følge saltdissosiasjonsligningen,

ETC ( CaCO 3 ) = * = 2

= √PR = √(4,4*10 -9) = 6,63*10 -5 (mol/l)

La oss konvertere konsentrasjonen av kalsiumioner til g/l:

C = M*M V = 6,63*10 -5 mol/l * 40 g/mol = 2,652*10 -3 g/l

(C er konsentrasjonen uttrykt i gram oppløst stoff per liter løsning, M er den molare konsentrasjonen av løsningen, M B er den molare massen til kalsiumkationen)

Generell informasjon om hydrolyse av kobber(II)klorid

DEFINISJON

Kobber(II)klorid– et middels salt dannet av en svak base – kobber(II)hydroksid (Cu(OH) 2) og en sterk syre – saltsyre (saltsyre) (HCl). Formel - CuCl 2.

Representerer krystaller av gulbrun (mørkebrun) farge; i form av krystallinske hydrater - grønn. Molar masse – 134 g/mol.

Ris. 1. Kobber(II)klorid. Utseende.

Hydrolyse av kobber(II)klorid

Hydrolyserer ved kationet. Naturen til miljøet er sur. Teoretisk sett er et andre trinn mulig. Hydrolyseligningen er som følger:

Første trinn:

CuCl 2 ↔ Cu 2+ + 2Cl - (saltdissosiasjon);

Cu 2+ + HOH ↔ CuOH + + H + (hydrolyse ved kation);

Cu 2+ + 2Cl - + HOH ↔ CuOH + + 2Cl - + H + (ionisk ligning);

CuCl 2 + H 2 O ↔ Cu(OH)Cl + HCl (molekylligning).

Andre trinn:

Cu(OH)Cl ↔ CuOH + + Cl - (saltdissosiasjon);

CuOH + + HOH ↔ Cu(OH) 2 ↓ + H + (hydrolyse ved kation);

CuOH + + Cl - + HOH ↔ Cu(OH) 2 ↓ + Cl - + H + (ionisk ligning);

Cu(OH)Cl + H 2 O ↔ Cu(OH) 2 ↓ + HCl (molekylær ligning).

Eksempler på problemløsning

EKSEMPEL 1

EKSEMPEL 2

Trening	Skriv ned ligningen for elektrolyse av en løsning av kobber(II)klorid. Hvilken stoffmasse vil frigjøres ved katoden hvis 5 g kobber(II)klorid utsettes for elektrolyse?
Løsning	La oss skrive dissosiasjonsligningen for kobber(II)klorid i en vandig løsning: CuCl 2 ↔ Cu 2+ +2Cl - . La oss konvensjonelt skrive ned elektrolyseskjemaet: (-) Katode: Cu 2+, H 2 O. (+) Anode: Cl-, H20. Cu 2+ +2e → Cuo; 2Cl - -2e → Cl2. Deretter vil elektrolyseligningen for en vandig løsning av kobber(II)klorid se slik ut: CuCl 2 = Cu + Cl 2. La oss beregne mengden kobber(II)klorid ved å bruke dataene spesifisert i problemformuleringen (molar masse - 134 g/mol): υ(CuCl 2) = m(CuCl 2)/M(CuCl 2) = 5/134 = 0,04 mol. I følge reaksjonsligningen υ(CuCl 2) = υ(Cu) =0,04 mol. Deretter beregner vi massen av kobber som frigjøres ved katoden (molar masse – 64 g/mol): m(Cu)= υ(Cu)×M(Cu)= 0,04 ×64 = 2,56 g.
Svar	Massen av kobber som frigjøres ved katoden er 2,56 g.