Уфімський державний нафтовий технічний університет

Кафедра загальної та аналітичної хімії

Навчально-методичний посібник

до лабораторних робіт на тему:

Гідроліз солей

Призначено для студентів нехімічних

та хімічних факультетів вузів.

Укладачі: Сиркін А.М., проф., канд.хім.наук, Рольник Л.З., доц.,

д-р хім.

Рецензент Сергєєва Л.Г., доц., канд.хім.наук.

© Уфімський державний

нафтовий технічний

університет, 2002

Гідроліз солей

Гідролізом солей називається взаємодія їх іонів з водою, заснована на поляризуючу дію іонів на молекули води, в результаті якої, як правило, порушується рівність

Характерне для чистої води.

Розрізняють 4 групи солей:

сіль, утворена сильною основою та сильною кислотою;

сіль, утворена слабкою основою та сильною кислотою;

сіль, утворена сильною основою та слабкою кислотою;

сіль, утворена слабкою основою та слабкою кислотою.

Тому розглянемо 4 варіанти дії води на солі.

1) До цієї групи відносяться такі солі, як NaCI, KCI, NaNO 3 , Na 2 SO 4 та ін Катіони та аніони цих солей мають невеликі заряди та значні розміри. При цьому їхня поляризуюча дія на молекули води невелика, тобто взаємодія солі з водою практично не відбувається. Це відноситься до таких катіонів, як K + і Na + і до таких аніонів, як CI - і NO 3 - . Отже, солі сильної основи та сильної кислоти гідролізу не піддаються. У цьому випадку рівновага дисоціації води у присутності іонів солі майже не порушується.

Тому розчини таких солей практично нейтральні (pH ≈ 7).

2) Якщо сіль утворена катіоном слабкої основи NH 4 + , AI 3+ , Mg 2+ і т.д. і аніоном сильної кислоти (Cl - , NO 3 - , SO 4 2- та ін), то відбувається гідроліз по катіону(Поляризуючу дію має тільки катіон солі). Прикладом є процес:

а) у молекулярній формі

NH 4 CI + H 2 O NH 4 OH + HCI;

б) у іонно-молекулярній формі

NH 4 + + CI - + H 2 O NH 4 OH + H + + CI -;

в) у короткій іонно-молекулярній формі

NH 4 + + H 2 O NH 4 OH + H +.

Гідроліз обумовлений утворенням малодисоційованої сполуки - NH 4 OH. В результаті рівновага електролітичної дисоціації води зміщується і в розчині з'являється надлишок водневих іонів, тому кисла реакція середовища (pH< 7). Очевидно, чем полнее протекает гидролиз, тем более показатель среды отличается от состояния нейтральности.

Відразу зазначимо, що кількісно процес гідролізу можна охарактеризувати двома величинами: 1) ступенем гідролізу (h); 2) константою гідролізу (К г).

ступенемгідролізуназивається відношення кількості молекул солі, що зазнали гідролізу, до загальної кількості молекул солі в розчині; або під ступенем гідролізу розуміють число, що показує, яка частина від загальної кількості солі гідролізована, тобто перетворена дією води у відповідну кислоту або основу (або кислі або основні солі).

Ступінь гідролізу обчислюють, виходячи з рівняння константи дисоціації відповідної слабкої основи (або кислоти) та іонного добутку води.

Розглянемо ці параметри для гідролізу солі хлориду амонію.

Запишемо ще раз рівняння гідролізу в іонно-молекулярному вигляді:

NH 4 + + H 2 O NH 4 OH + H +

За законом діючих мас константа рівноваги цієї реакції матиме такий вигляд:

К р =
(1)

Концентрація води практично не змінюється в розчині солі, тобто 0 = рівн = const (2)

= К р = К г (3)

Добуток двох констант К р є величина постійна і називається константоюгідролізуДо р.

З рівняння іонного добутку води маємо

До H 2 O = (4)

=
(5)

Тоді рівняння (1) можна записати таким чином:

К г =
(6)

Ставлення

=, (7)

де До осн. – константа дисоціації слабкої основи NH 4 OH.

Тоді вираз (6) має вигляд

К г = (8)

Чим більше К г, тим сильніше сіль піддається гідролізу.

З рівняння (3) можна обчислити ступінь гідролізу солі.

К г = =
(9)

Припустимо, що концентрація вихідної солі дорівнює моль/л, ступінь гідролізу h, то гідролізовано ch молей солі, утворилося ch молей NH 4 OH і ch г-іонів H + .

У стані рівноваги концентрації матимуть такі значення:

= (c - ch)

Підставимо ці значення рівняння (5).

, (10)

К г = (11)

Так як h - незначна величина (h ≤ 0,01), то можна прийняти, що (1 -h) ≈ 1

К г =
; (12)

h = =
. (13)

З отриманого рівняння випливає, що ступінь гідролізу (h) тим більший:

чим більше До H 2 O тобто чим вища температура (іонний добуток води До H 2 O залежить від температури прямо пропорційно);

чим менше До осн, тобто чим слабкіша основа, що утворюється в результаті гідролізу;

чим менша концентрація солі, тобто чим більше розбавлений розчин.

Таким чином, для підвищення ступеня гідролізу необхідно розбавити розчин та підняти температуру. Ми розглянули 2-й варіант гідролізу солі, утвореної слабкою основою та сильною кислотою. До цього ж різновиду солей відноситься і хлорид міді (II). Ця сіль утворена двокислотною основою Cu(OH) 2 та одноосновною кислотою. У такому випадку процес гідролізу протікає східчасто. При кімнатній температурі в основному здійснюється 1 стадія гідролізу. Запишемо 1 стадію гідролізу солі хлориду міді (II) у 3-х формах:

у молекулярній формі

CuCI 2 + H 2 O CuOHCI + HCI;

в іонно-молекулярній формі

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

у короткій іонно-молекулярній формі

Cu 2+ + H 2 O (CuOH) + + H +

Гідроліз обумовлений утворенням малодисоціюючих частинок (CuOH) + . В результаті рівновага електролітичної дисоціації води зміщується, у розчині з'являється надлишок водневих іонів, реакція середовища pH< 7. Гидролиз протекает по катіону.

Основна сіль, що утворюється в результаті першого ступеня гідролізу, може піддаватися подальшій взаємодії з водою. Однак другий ступінь гідролізу виражений менш сильно. Це зумовлено зменшенням До осн. при переході від До осн.1 до Осн.2 і т.д. Наприклад, оскільки іони (CuOH) + дисоціюють слабше, ніж Cu(OH) 2 то він і утворюється в першу чергу при гідролізі CuCI 2 .

Другий ступінь гідролізу хлориду міді (II) можна представити так:

у молекулярній формі

CuOHCI + H 2 O Cu(OH) 2  + HCI;

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

у короткій іонно-молекулярній формі

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

"Мідь хімія" - Збагачення. Норильська збагачувальна фабрика. Нікелевий дріб. Продукція План. Влаштування приладу для електролізу водних розчинів солей. Колір. Самородки міді. Мідна катанка (рис.) Мідь катодна. Конвертерний проліт. Норильськ-найбільший центр мідно-нікелевого виробництва країни. Ni Al Cu Mg Li.

"Метал мідь" - Попадання солей міді в організм призводить до різних захворювань людини. Щільність 8,92 г/см3 температура плавлення 1083,4 °C, температура кипіння 2567 °C. МЕДЬ (лат. Всього в організмі середньої людини (маса тіла 70 кг) міститься 72 мг міді. Через високу теплопровідність мідь - незамінний матеріал різних теплообмінників та холодильної апаратури).

"Гідроліз солі" - Гідроліз солей. Контрольний тест. Гідроліз бінарних сполук. У складі крові містяться: NaHCO3, Na2H2PO4. Сильні основи (Луки) LiOH NaOH KOH RbOH CsOH Ca(OH)2 Sr(OH)2 Ba(OH)2. Зміна напряму гідролізу. Пригнічення. Гідроліз по аніону (сіль утворена сильною основою та слабкою кислотою).

"Приклади гідролізу солей" - Визначити рН розчину. Складіть іонне та молекулярне рівняння процесів, що відбуваються. Ступінь гідролізу (частка гідролізованих одиниць) Константа гідролізу - Кг. Приклад: Гідроліз катіону. M+ + н2о?moh + н+. У багатьох випадках необхідно запобігти гідролізу. Процес обмінного розкладання води іонами солі називається гідроліз.

"Гідроліз розчинів солей" - Завдання В9: маса оцтової кислоти, яка міститься в 0,5 л розчину CH3COOH з масовою часткою 80% (щільність 1,1 г/мл), дорівнює ____________. 1) Записано рівняння реакції: H2SO4 + 2KOH??? K2SO4 + 2H2O. Єдиний державний іспит з ХІМІІ (консультація 3). Внаслідок реакції, термохімічне рівняння якої C + O2=CO2+393,5 кДж, виділилося 1967,5 кДж теплоти.

"Хімія Гідроліз" - Вплив гідролізу на процес геологічної, хімічної та біологічної еволюції планети. Зв'язок теми із повсякденним життям. Зміст уроку. Ознайомлення із видами контролю знань. Методи мотивації вчення. Способи діяльності викладача та учнів. Постановка мети та завдань уроку. Томілова наталія владимирівна.

Поляризаційна взаємодія катіонів та аніонів із сильно полярними молекулами води веде до особливої ​​хімічної реакції іонного обміну, яка називається гідролізом солей .

Якісну та кількісну сторону гідролізу зручно розглядати з позиції концепції сильних та слабких електролітів (неасоційованих та асоційованих). Практично всі електроліти, що стосуються категорії слабких у водних розчинах (див. розділ 3.2), характеризуються тим, що рівновага їхньої дисоціації зміщена вліво, у бік недисоційованих частинок. Інакше кажучи, їм характерна не дисоціація, а навпаки – асоціація, тобто зв'язування відповідними аніонами протонів, катіонами – іонів ВІН – в недисоційовані частки. А іони Н+ та ВІН – завжди є у воді за рахунок її незначної дисоціації. Розглянемо докладніше процеси на прикладах двох солей – CuCl 2 і Na 2 CO 3 .

Хлорид міді (II) є сильним електролітом, тому у водному розчині повністю дисоціює на іони:

Гідроксид міді (II) відноситься до слабких електролітів (див. розділ 3.2), іншими словами катіон Cu 2+ за наявності в розчині іонів ВІН – активно пов'язуватиме їх у малодисоційовану частину СуОН + , порушуючи тим самим рівновагу дисоціації води:

В результаті, згідно з принципом Ле Шательє, посилиться дисоціація води та у розчині збільшиться концентрація іонів водню порівняно з тією, що була у воді. Розчин стає кислим, його рН<7, подобная ситуация называется гідролізом по катіону .

Зрозуміло, гідроліз хлориду міді може йти і далі, по другому ступеню:

Однак, зважаючи на те, що продукти гідролізу по першому ступеню пригнічують другий ступінь і те, що поляризаційна взаємодія іона Cu 2+ з молекулами води незрівнянно сильніша, ніж іона CuOH + , приходимо до такого важливого висновку. За наявності можливості протікання ступінчастого гідролізу цей процес реально протікає лише по першому ступені.

Подібна ситуація виникає і в розчині Na 2 CO З. У результаті повної дисоціації цієї солі в розчині утворюються іони CO 3 2- є аніонами слабкої вугільної кислоти. Цей іон за наявності в розчині протонів активно пов'язуватиме їх у малодисоційовану частинку HCO 3 – , порушуючи тим самим рівновагу дисоціації води:

В результаті посилиться дисоціація води та в розчині збільшиться концентрація іонів ВІН – порівняно з тією, що була у воді. Розчин став лужним, його рН > 7, у цьому випадку говорять про гідролізі по аніону .

Заради справедливості слід зазначити, що реальний механізм гідролізу дещо інший. Будь-які іони у водному розчині гідратовані та поляризаційна взаємодія здійснюється між іоном та молекулами води, що становлять його гідратну оболонку, наприклад:

Це уточнення аж ніяк не змінює зроблені вище висновки та не позначається на подальших кількісних викладках.

Таким чином, гідролізу піддаються або солі, що містять катіони слабких основ (гідроліз по катіону), або солі, що містять аніони слабких кислот (гідроліз аніону). Якщо ж катіон та аніон у молекулі солі є іонами відповідних сильної основи
і сильної кислоти, то розчині такої солі гідролізу немає, його рН 7.

Якщо ж сіль містить у своєму складі катіон слабкої основи та аніон слабкої кислоти, то гідроліз у цьому випадку йде за двома напрямками і, як правило, глибоко. Що ж до кислотності такого розчину, то вона визначатиметься напрямком переважного гідролізу.

Способи посилення гідролізу солей:

1) розведення розчину солі;

2) нагрівання розчину, оскільки ентальпії гідролізу позитивні;

3) додавання лугу в розчин для посилення гідролізу катіону, додавання кислоти в розчин для посилення гідролізу по аніону.

Способи придушення гідролізу:

1) охолодження розчину,

2) додавання кислоти в розчин для пригнічення гідролізу по катіону, додавання лугу в розчин для пригнічення гідролізу
по аніону.

Розглянемо кількісні показники гідролізу. Такими є, насамперед, ступінь та константа гідролізу. Ступенем гідролізу ( h) аналогічно ступеня дисоціації називають частку гідролізованих молекул по відношенню до загального числа молекул. Константа гідролізу є константою рівноваги процесу гідролізу. Вище було показано, що гідроліз протікає лише на першій стадії. Першу стадію гідролізу по катіону можна записати у загальному вигляді:

Дорівн = К гідр = . (3.23)

Домножуємо чисельник та знаменник цього виразу на концентрацію іона ВІН – і отримуємо:

До гідр = = (3.24)

Таким чином, константа гідролізу по катіону дорівнює відношенню іонного добутку води до константи дисоціації тієї самої слабкої основи, чия сіль піддається гідролізу, або до константи дисоціації основи по відповідній стадії.

Повернемося до співвідношення (3.23). Нехай загальна концентрація солі, що гідролізується, в розчині дорівнює змоль/л, а ступінь її гідролізу – h. Тоді, враховуючи, що = і h= /з, Отримуємо із співвідношення (3.23):

К гідр = . (3.25)

Співвідношення (3.25) формою збігається з виразом закону розведення Оствальда (3.8), що зайвий раз нагадує про генетичний зв'язок процесів гідролізу та дисоціації.

Першу стадію гідролізу по аніону можна записати у загальному вигляді

наступним чином:

Константа рівноваги цього процесу – константа гідролізу дорівнює:

Дорівн = К гідр = . (3.26)

Домножуємо чисельник і знаменник цього виразу на концентрацію іона Н+ та отримуємо:

К гідр = = . (3.27)

Таким чином, константа гідролізу по аніону дорівнює відношенню іонного добутку води до константи дисоціації тієї слабкої кислоти, чия сіль піддається гідролізу, або до константи дисоціації кислоти по відповідній стадії. Звернемося знову до виразу (3.26). Перетворимо його, вважаючи, що загальна концентрація солі в розчині дорівнює змоль/л і, враховуючи, що = ; h = / c, отримуємо:

К гідр = . (3.28)

Вирази (3.23), (3.24) і (3.27), (3.28) є достатніми для знаходження рівноважних концентрацій іонів, констант і ступенів гідролізу у водних розчинах солей, що гідролізуються.

Неважко здогадатися, що константа гідролізу солі, що піддається гідролізу по катіону і аніону одночасно, дорівнює відношенню іонного добутку води до твору констант дисоціації слабкої основи та кислоти або твору констант дисоціації відповідних стадій. Дійсно, гідроліз солі по катіону та аніону одночасно можна подати в загальному вигляді наступним чином:

Константа гідролізу має вигляд:

К гідр = . (3.29)

Домножуємо чисельник і знаменник співвідношення (3.29) на W і отримуємо:

К гідр = . (3.30)

Нехай загальна концентрація солі, гідролізованої одночасно по катіону та аніону, дорівнює cмоль/л, ступінь гідролізу становить h. Вочевидь, що ==hc; ==c-hc. Підставляємо ці співвідношення у вираз (3.29):

К гідр = . (3.31)

Вийшов цікавий результат - концентрація явно не входить у вираз константи гідролізу, іншими словами, ступінь гідролізу солі, що піддається гідролізу по катіону і аніону одночасно, буде однією і тією ж при будь-яких концентраціях солі в розчині.

Знайдемо вираз для рН розглянутого розчину солі. Для цього чисельник і знаменник співвідношення (3.29) домножимо на концентрацію іона Н + і перетворимо отриманий вираз:

До гідр = 3.32)

Зрештою, отримуємо:

K дис.к-ти × . (3.33)

Зупинимося тепер на зв'язку характеристик гідролізу та дисоціації у разі ступінчастого гідролізу. Як приклад розглянемо гідроліз вже згадуваного карбонату натрію. Рівновагу гідролізу Na 2 CO 3 за ступенями та відповідні константи рівноваги наведені нижче:

К гідр (1) = = = = ;

К гідр (2) = = = .

Таким чином, першому ступені гідролізу відповідає останній ступінь дисоціації відповідного слабкого електроліту і навпаки - останньому ступеню гідролізу відповідає перший ступінь дисоціації електроліту. При аналізі питання про гідроліз кислих солей необхідно зіставляти значення констант гідролізу та констант дисоціації аніонів. Якщо константа гідролізу більша за константу дисоціації кислого аніону, то гідроліз по аніону має місце і розчин характеризується рН > 7. Якщо ж константа гідролізу менша за константу дисоціації відповідного кислого аніону, то гідроліз пригнічений, реально протікає лише дисоціація кислого аніону і розчин солі має рН< 7.

Вище зазначалося, що найпростішим способом посилення гідролізу солі катіону є введення в такий розчин лугу. Аналогічно для посилення гідролізу солі по аніону необхідно ввести кислоту в розчин. А що станеться при зливанні розчинів двох солей, з яких одна гідролізована по катіону, а інша – по аніону, наприклад, розчинів Na 2 CO 3 та CuCl 2 ? Рівноваги гідролізу в цих розчинах:

Як видно, гідроліз першої солі посилюватиме гідроліз другої та навпаки. В цьому випадку говорять про взаємне посилення гідролізу. Зрозуміло, що в подібній ситуації утворення продукту обмінної реакції неможливе, чи повинні утворюватися продукти гідролізу. Склад їх залежить від великої кількості факторів: концентрацій розчинів, що зливаються, порядку змішування, ступеня перемішування і т.д.

У системі (і подібних їй) утворюються основні карбонати, в деякому наближенні їх склад можна розглядати як ЕCO 3 ×Е(OH) 2 =(ЕOH) 2 CO 3 .

Рівняння процесу:

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

Аналогічні малорозчинні сполуки виходитимуть при взаємодії розчинних карбонатів із солями будь-яких двовалентних металів, гідролізованими по катіону. Якщо ж солі не гідролізовані, відбувається звичайний обмінний процес, наприклад:

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

У загальному випадку солі Ме 3+ більш гідролізовані, ніж солі Ме 2+ тому, якщо в обговорюваному процесі CuCl 2 замінити на сіль Ме 3+, то слід очікувати сильнішого взаємного посилення гідролізу. І справді, при зливанні розчинів солей Fe 3+ , Al 3+ , Cr 3+ з розчином Na 2 CO 3 спостерігається виділення вуглекислого газу та випадання осаду гідроксиду металу. Іншими словами, в цьому випадку взаємне посилення гідролізу веде до повного (необоротного) гідролізу, наприклад:

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

Подібні процеси будуть спостерігатися при змішуванні розчинів солей Ме 3+ з розчинами інших солей, гідролізованих по аніону, наприклад:

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 .

На відміну від солей гідроліз похідних кислот - галогенангідридів, тіоангідридів - протікає глибоко і, часто, повністю (необоротно), наприклад:

SO 2 Cl 2 + 2H 2 O = H 2 SO 4 + 2HCl;

SOCl 2 + H 2 O = SO 2 + 2HCl;

COCl 2 + H 2 O = CO 2 + 2HCl;

BCl 3 + 3H 2 O = H 3 BO 3 + 3HCl;

PCl 3 + 3H 2 O = H 3 PO 3 + 3HCl;

CrO 2 Cl 2 + 2H 2 O = H 2 CrO 4 + 2HCl;

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

Нарешті, відзначимо особливий випадок гідролізу сполук Вi(III), Sb(III), солей d-елементів – з утворенням оксосоединений, наприклад:

SbCl 3 + H 2 O = SbOCl + 2HCl;

Bi(NO 3) 3 + H 2 O = BiONO 3 + 2HNO 3;

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

Константа гідролізу як будь-яка інша константа рівноваги може бути обчислена на основі термодинамічних даних.

КВИТОК № 23

1. Яка з перерахованих солей піддається гідролізу:CuCl 2 , Na 2 SO 4 , Са(NОз) 2? Розрахувати рН розчину, якщо концентрація цієї солі дорівнює 0.5 моль/л, а константа дисоціації основи дорівнюєКь2= 2.19 * .

Рішення:

Сульфат натрію Na 2 SO 4 і нітрат кальцію Са(NОз) 2 – солі сильних основ та сильних кислот, тому гідролізу не піддаються.

Гідролізуватиметься хлорид міді (2)CuCl 2 – сіль слабкої основи (Cu(OH) 2) та сильної кислоти (HCl). Гідроліз протікає по катіону, переважно за I ступенем. Середовище кисле.

Дисоціація хлориду міді (2):

CuCl 2 = Cu 2+ + 2Cl -

Гідроліз хлориду міді по першому ступені:

Cu 2+ + H 2 O ↔ CuOH + + H +

CuCl 2 + H 2 O ↔ Cu(OH)Cl + HCl

= √(До г *с)

Для солей, що гідролізуються по катіону, константа гідролізу К г дорівнює:

До г = K w /K b , де K w = 10 -14 – іонний добуток води, До b – константа дисоціації основи.

Т.к. гідроліз хлориду міді (2) протікає переважно по першому ступені, то для розрахунку використовуємо константу гідролізу по першому ступені, яка дорівнює: К г (1) = K w / K b (2)

Отже, рН для даного розчину дорівнює:

рН =- lg = - lg√(К г(1) *с) = - lg√(K w *с/K b (2)) = - lg√(10 -14 *0,5/2,19*10 - 7) = 3,82

2. Визначте рН 0.1 М розчину плавикової кислоти (HF), константа дисоціації якої дорівнює К а = 6.67 * .

Рішення:

Плавікова кислота – слабкий електроліт. Для слабких кислот концентрація водневих іонів у розчині розраховується за такою формулою:

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

рН = -lg= - lg 8,17 * 10 -3 = 2,09

3. В яку сторону зміститься рівновага реакції 2СО +O 2 <=>2СO 2 а) зі збільшенням температури (∆Н<0); б) при увеличении общего давления в системе?

Рішення:

Згідно з принципом Ле Шательє, якщо на систему, що знаходиться в рівновазі, виробляється якийсь зовнішній вплив, то воно сприяє протіканню тієї з двох протилежних реакцій, яка зменшує цей вплив.

а) при підвищенні температури рівновага зміщуєтьсяу бік ендотермічної реакції, яка з поглинанням тепла, тобто. вліво: пряма екзотермічна реакція, зворотна – ендотермічна;

Б) при підвищенні загального тиску в системі рівновага зміщуєтьсяу бік зменшення обсягу, тобто. праворуч(т.к. pV = const)

Рішення:

Дисоціація карбонату кальцію:

СаСО 3 ↔ Са 2+ + СО 3 2-

Відповідно до рівняння дисоціації солі,

ПР ( СаСО 3 ) = * = 2

= √ПР = √(4,4*10 -9) = 6,63*10 -5 (моль/л)

Перекладемо концентрацію іонів кальцію в г/л:

З = М * М = 6,63 * 10 -5 моль / л * 40 г / моль = 2,652*10 -3 г/л

(С – концентрація, виражена у грамах розчиненої речовини на літр розчину, М – молярна концентрація розчину, М В – молярна маса катіону кальцію)

Загальні відомості про гідроліз хлориду міді (II)

ВИЗНАЧЕННЯ

Хлорид міді (II)– середня сіль, утворена слабкою основою – гідроксидом міді (II) (Cu(OH) 2 ) та сильною кислотою – соляною (хлороводневою) (HCl). Формула - CuCl 2 .

Представляє кристали жовто-бурого (темно-коричневого) кольору; у вигляді кристалогідратів - зеленого. Молярна маса – 134 г/моль.

Мал. 1. Хлорид міді (ІІ). Зовнішній вигляд.

Гідроліз хлориду міді (II)

Гідролізується по катіону. Характер середовища – кислий. Теоретично можливий другий ступінь. Рівняння гідролізу має такий вигляд:

Перший ступінь:

CuCl 2 ↔ Cu 2+ + 2Cl - (дисоціація солі);

Cu 2+ + HOH ↔ CuOH + + H + (гідроліз по катіону);

Cu 2+ + 2Cl - + HOH ↔ CuOH + + 2Cl - + H + (іонне рівняння);

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

Другий ступінь:

Cu(OH)Cl ↔ CuOH + + Cl - (дисоціація солі);

CuOH + + HOH ↔ Cu(OH) 2 ↓ + H + (гідроліз по катіону);

CuOH + + Cl - + HOH ↔ Cu(OH) 2 ↓ + Cl - + H + (іонне рівняння);

Cu(OH)Cl + H 2 O ↔ Cu(OH) 2 ↓ + HCl (молекулярне рівняння).

Приклади розв'язання задач

ПРИКЛАД 1

ПРИКЛАД 2

Завдання	Запишіть рівняння електролізу розчину міді хлориду (II). Яка маса речовини на катоді виділиться, якщо електроліз піддається 5 г хлориду міді (II)?
Рішення	Запишемо рівняння дисоціації хлориду міді (II) у водному розчині: CuCl 2 ↔ Cu 2+ +2Cl - . Умовно запишемо схему електролізу: (-) Катод: Cu 2+ , H 2 O. (+) Анод: Cl - , H 2 O. Cu 2+ +2e → Cu o; 2Cl - -2e → Cl 2 . Тоді, рівняння електролізу водного розчину міді хлориду (II) буде виглядати наступним чином: CuCl2 = Cu+Cl2. Розрахуємо кількість речовини хлориду міді (II), використовуючи дані, вказані за умови завдання (молярна маса – 134г/моль): υ(CuCl 2) = m(CuCl 2)/M(CuCl 2) = 5/134 = 0,04 моль. Відповідно до рівняння реакції ? (CuCl 2) = ? (Cu) = 0,04 моль. Тоді розрахуємо масу міді, що виділилася на катоді (молярна маса – 64 г/моль): m(Cu)= υ(Cu)×M(Cu)= 0,04×64 = 2,56г.
Відповідь	Маса міді, що виділилася на катоді, дорівнює 2,56 г.