- •Общая и неорганическая химия
- •Часть 1 общие вопросы химии
- •Содержание
- •Введение ..………………………………………………………..29
- •7.5 Расчёт концентраций ионов в растворах
- •Основные химические понятия
- •Основные классы неорганических соединений
- •2.1 Введение
- •2.2 Оксиды
- •2.3 Основания
- •2.4 Кислоты
- •2.4.1 Классификация кислот
- •2.4.2 Номенклатура кислот и их солей
- •Продолжение таблицы 2.1
- •2.5 Соли
- •2.5.1 Номенклатура средних, кислых и основных солей
- •2.5.2 Солеобразные оксиды
- •2.5.3 Диссоциация солей в водных растворах
- •Стехиометрические законы химии
- •Типы химических реакций
- •4.1 Введение
- •4.2 Реакции ионного обмена
- •4.3 Окислительно-восстановительные реакции
- •4.3.1 Общие сведения об окислительно-восстановительных реакциях
- •4.3.2 Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций ионно-электронным методом (методом полуреакций)
- •2 Cu(oh)2 Cu2o hcho co2
- •Понятие о химическом равновесии
- •Количественной характеристикой системы в состоянии химического равновесия является константа равновесия k.
- •5.2 Смещение химического равновесия. Принцип Ле-Шателье
- •5.3 Основные типы задач на химическое равновесие
- •Общие свойства растворов
- •6.1 Характеристика растворов. Процесс растворения
- •6.2 Способы выражения концентрации растворов
- •Если в формуле (6.1 а) не использовать множитель 100%, то массовая доля будет выражена не в процентах, а в долях единицы.
- •6.3 Растворимость
- •Растворы электролитов
- •7.1 Основные положения теории электролитической диссоциации
- •7.2 Степень диссоциации
- •7.3 Константа диссоциации
- •7.4 Расчёт концентраций ионов в растворах сильных электролитов
- •7.5 Расчёт концентраций ионов в растворах слабых электролитов
- •7.6 Закон разбавления Оствальда
- •7.7 Диссоциация воды. Водородный показатель
- •7.8 Понятие о буферных растворах
- •7.9 Произведение растворимости
- •0,1 Моль/л 0,1
- •7.10 Равновесия в реакциях ионного обмена
- •Гидролиз солей
- •8.1 Общие представления о гидролизе солей
- •8.2 Константа гидролиза
- •8.3 Степень гидролиза соли; её связь с константой гидролиза
- •8.4 Гидролиз солей, образованных многозарядными катионами и анионами
- •8.5 Смещение равновесия гидролиза
- •8.6 Соли, взаимно усиливающие гидролиз друг друга
- •8.7 Кислые гидролизующиеся соли
- •Электрохимические процессы
- •9.1 Понятие об электродном потенциале
- •9.2 Понятие о гальваническом элементе
- •9.3 Теория электродных потенциалов; уравнение Нернста
- •9.4 Окислительно-восстановительные потенциалы и направление протекания окислительно-восстановительных реакций
- •9.5 Электролиз
- •9.5.1 Электролиз расплавов
- •9.5.2 Электролиз водных растворов
- •9.5.3 Применение электролиза в промышленности
- •9.6 Понятие о контактной коррозии металлов
- •Литература
- •Часть 1 Общие вопросы химии
8.6 Соли, взаимно усиливающие гидролиз друг друга
Из вышеизложенного материала (см. раздел 8.5) следует, что при смешивании водных растворов двух солей, одна из которых образована катионом слабого основания, а другая – анионом слабой кислоты, происходит взаимное усиление гидролиза этих солей. Если кислота и основание, образующие эти соли, не только слабые электролиты, но и малорастворимы или неустойчивы и разлагаются с образованием летучих продуктов, то гидролиз часто протекает необратимо; при этом образуются конечные продукты гидролиза – слабое основание, которым была образована одна соль, и слабая кислота, которой была образована другая соль.
2 AlCl3 + 3 Na2S + 6 HOH 2 Al(OH)3 + 3 H2S + 6 NaCl
2 Al3+ + 3 S2– + 6 HOH 2 Al(OH)3 + 3 H2S
2 FeCl3 + 3 Na2CO3 + 6 HOH 2 Fe(OH)3 + 3 H2CO3 + 6 NaCl
3 H2O 3 CO2
2 FeCl3 + 3 Na2CO3 + 3 HOH 2 Fe(OH)3 + 3 CO2 + 6 NaCl
2 Fe3+ + 3 CO32– + 3 HOH 2 Fe(OH)3 + 3 CO2
Как правило, очень глубоко, до образования конечных продуктов, протекает совместный гидролиз солей, одна из которых образована многозарядным катионом (Al3+, Cr3+, Fe3+, Sn4+, Ti4+), т.е. катионом очень слабого основания, а другая – анионом очень слабой кислоты (S2–, CO32–, SiO32– и др.).
8.7 Кислые гидролизующиеся соли
Кислая соль, образованная катионом сильного основания и анионом слабой кислоты, например, NaHSO3, NaHCO3, Na2HPO4, NaH2PO4 , в растворе подвергается гидролизу по аниону. Однако реакция раствора таких солей не всегда щелочная. Следует иметь в виду, что в данном случае параллельно с процессом гидролиза по аниону протекает ещё один процесс – кислотная диссоциация анионов. Если в результате гидролиза раствор обогащается ионами OH–, то в результате диссоциации – ионами H+. Реакция среды определяется тем, какой процесс преобладает. Это можно выяснить, сравнив константы гидролиза и диссоциации анионов кислой соли.
Пример 8.4 Определить pH среды (pH > 7, pH < 7 или pH = 7) в растворе дигидрофосфата натрия.
NaH2PO4 диссоциирует в растворе как сильный электролит на ионы Na+ и H2PO4–; часть ионов H2PO4– подвергается гидролизу, а другая часть диссоциирует с отщеплением ионов H+. В результате в растворе одновременно устанавливаются равновесия гидролиза и кислотной диссоциации анионов.
Гидролиз: H2PO4– + HOH ⇆ H3PO4 + OH–
Диссоциация: H2PO4– ⇆ H+ + HPO42–
KH2PO4– = K(II) H3PO4 = 6·10–8
Поскольку Kгидролиза < KH2PO4–, то процесс диссоциации дигидрофосфат-ионов преобладает над процессом гидролиза. Следовательно, в растворе будет избыток ионов водорода, и pH < 7.
Пример 8.5 Определить pH среды (pH > 7, pH < 7 или pH = 7) в растворе гидрофосфата натрия.
Na2HPO4 диссоциирует в растворе как сильный электролит на ионы Na+ и HPO42–; часть ионов HPO42– подвергается гидролизу, а другая часть диссоциирует с отщеплением ионов H+. В результате в растворе одновременно устанавливаются равновесия гидролиза и диссоциации.
Гидролиз: HPO42– + HOH ⇆ H2PO4– + OH–
Диссоциация: HPO42– ⇆ H+ + PO43–
KHPO42– = K(III) H3PO4 = 1,3·10–12
Поскольку Kгидролиза > KHPO42–, то гидролиз преобладает над диссоциацией гидрофосфат-ионов. Следовательно, в растворе будет избыток гидроксид-ионов, и pH > 7.
Л Е К Ц И Я 9