Материал: Химия. учебное пособие. Вострикова Г.Ю., Хорохордина Е.А

Примечание: Р ─ растворимое вещество, М ─ малорастворимое, Н ─ нерастворимое,

«─» ─ разлагается водой.

Вода является слабым электролитом, молекулы воды в незначительной степени диссоциируют на ионы: H₂O  H⁺ + OH‾

Реакция среды характеризуется через водородный показатель pH (табл.4.4).

Таблица 4.4

Значения равновесных концентраций ионов H⁺ и рН в различных средах

Соли при растворении в воде могут подвергаеться гидролизу, в результате, как правило, происходит изменение рН. Гидролиз соли – это процесс взаимодействия ионов соли с ионами воды, в результате которого происходит связывание ионов воды (Н⁺ и ОН^–) ионами соли в малодиссоциирующие соединения. В результате протекания процесса гидролиза соли в растворе появляется некоторое избыточное количество ионов Н⁺ или ОН^–, сообщающее раствору кислотные или щелочные свойства.

Таким образом, процесс гидролиза соли обратен процессу взаимодействия кислот и оснований. Гидролизу не подвергаются соли, образованные сильными кислотами и основаниями, например, KCl.

При растворении соли в воде происходит её электролитическая диссоциация на анионы и катионы, которые могут взаимодействовать с водой. Если катион соли является однозарядным остатком слабого основания, то образуется это слабое основание; если анион соли – однозарядный остаток слабой кислоты, то в результате гидролиза образуется слабая кислота.

Хлорид аммония NH₄Cl, образованный слабым основанием NH₄OH и сильной кислотой HCl, при растворении в воде вступает в обменное взаимодействие:

NH₄Cl + HOH NH₄OH + HCl;

^NH₄⁺ + Cl^¯ + HOH NH₄OH + H⁺ + Cl¯;

NH₄⁺ + HOH NH₄OH + H⁺.

В данном случае устанавливается ионно-молекулярное равновесие, так как слабый электролит (Н₂О) является одним из исходных веществ и слабое основание NH₄OH – один из продуктов реакции.

Таким образом, гидролиз солей относится к обратимым реакциям и протекает тем полнее, чем более слабым электролитом будет кислота или основание, образовавшие соль. Причиной гидролиза, то есть веществом, смещающим равновесие гидролиза в сторону образования продуктов реакции, являются слабые кислоты и основания. Чем слабее электролит (чем меньше величина его константы диссоциации), тем полнее протекает гидролиз.

В результате взаимодействия с водой хлорида аммония в растворе накапливаются свободные ионы Н⁺ и реакция среды становится кислой, т.к. С_Н+ > С_{ОН ˉ} . NH₄Cl гидролизуется по катиону – остатку слабого основания.

Нитрит натрия NaNO₂ образован слабой кислотой HNO₂ и сильным основанием NaOH.

NaNO₂ + HOH NaOH + HNO₂;

Na⁺ + NO₂‾ + HOH Na⁺ + OH‾ + HNO₂;

NO₂‾ + HOH OH‾ + HNO₂.

Реакция среды в растворе нитрита натрия щелочная вследствие накопления свободных ионов ОН ˉ, так как С_Н+ < С_ОНˉ. Причиной гидролиза является образование слабой кислоты – HNO₂ , таким образом, NaNO₂ гидролизуется по аниону.

Нитрит аммония образован слабым основанием NH₄OH и слабой кислотой HNO₂. При взаимодействии с водой образуются данные слабые электролиты: NH₄ NO₂ + НОН NH₄OH + HNO₂;

NH₄⁺ + NO₂‾ + НОН NH₄OH + HNO₂.

NH₄NO₂ гидролизуется как по катиону, так и по аниону.

Реакция растворов солей, образованных слабой кислотой и слабым основанием, зависит от соотношения величин констант диссоциации кислоты и основания, образовавших соль. Если К _{кислоты} > К _{основания}, то реакция среды будет слабокислой, если К _{основания} > К _{кислоты} – то слабощелочной.

Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием, гидролизу не подвергаются, и pH среды не меняется, например:

KNO₃ + HOH KOH + HNO₃;

K⁺ + NO₃‾ + HOH K⁺ + OH‾ + H⁺ + NO₃‾;

HOH H⁺ + OH‾.

Соли, образованные многозарядными остатками слабых кислот и оснований, подвергаются ступенчатому гидролизу с образованием на первоначальных стадиях соответственно кислых и основных солей.

Таким образом, гидролизом называется обменное взаимодействие ионов соли с водой, которое сопровождается образованием слабого электролита и изменением рН среды.

Решение типовых задач

Задача 1. Напишите уравнения электролитической диссоциации сильных электролитов: H₂SO₄, NaOH, Са(NO₃)₂ . Укажите названия электролитов.

Решение. С точки зрения теории электролитической диссоциации молекулы кислот в воде диссоциируют на ионы водорода Н⁺ [точнее, на ион гидроксония Н₃О⁺ (Н⁺·Н₂О)], и анион (отрицательно заряженную частицу).

Серная кислота диссоциирует: H₂SO₄ → 2H⁺ + SO₄²ˉ.

Основания – это электролиты, которые диссоциируют на ионы гидроксила OHˉ и катионы (положительно заряженные частицы).

Гидроксид натрия диссоциирует: NaOH → Na⁺ + OHˉ.

Соли при диссоциации разлагаются на катионы и анионы.

Нитрат кальция диссоциирует: Са(NO₃)₂ → Са²⁺ + 2NO₃ˉ.

Задача 2. В каком случае произойдет химическое взаимодействие: если к раствору хлорида кальция добавить раствор нитрата натрия или сульфата натрия?

Решение. Запишем молекулярные уравнения предполагаемых реакций, указав в соответствии с табл. 5.3 растворимость всех участников реакции ( Р – растворимое, НР – нерастворимое ) и силу электролита (сильный, слабый).

CaCl₂ + 2 NaNO₃ → Ca(NO₃)₂ + 2 NaCl;

Р, Сильный Р, Сильный Р, Сильный Р, Сильный

CaCl₂ + Na₂SO₄ → CaSO₄↓ + 2 NaCl.

Р, Сильный Р, Сильный МР Р, Сильный

В соответствии с правилами написания ионно-молекулярных уравнений сильные, растворимые электролиты запишем в виде ионов, а слабые или нерастворимые (малорастворимые) – в виде молекул.

Ca²⁺ + 2Cl‾ + 2NO₃‾ + 2Cl‾ → Ca²⁺ + 2NO₃‾ + 2Na⁺ + 2Cl‾;

Ca²⁺ + 2Cl‾ + 2Na⁺ + SO₄ ²‾ → CaSO₄ ↓ + 2Na⁺ + 2Cl‾.

В первом случае все ионы сокращаются, а во втором – сокращенное ионно-молекулярное уравнение имеет вид: Ca²⁺ + SO₄²‾ → CaSO₄↓, т.е. в данном случае имеет место химическое взаимодействие с образованием малорастворимого вещества. Эта реакция является практически необратимой, т.к. в обратном направлении, т.е. в сторону растворения осадка, она протекает в очень незначительной степени.

Лабораторные опыты Опыт 1. Реакции, протекающие с образованием малорастворимых соединений

В одну пробирку налейте 1–2 мл раствора сульфата натрия Na₂SO₄, в другую – столько же сульфата аммония (NH₄)₂SO₄. В каждую пробирку прибавьте по 1–2 мл раствора хлорида бария ВаCl₂ и наблюдайте образование осадков.

Напишите молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций. Обратите внимание на одинаковый цвет осадков в обеих пробирках и одинаковые сокращенные ионно-молекулярные уравнения, которые выражают суть происходящих в растворах электролитов реакций двойного обмена.

Опыт 2. Реакции, протекающие с образованием слабых электролитов и газов

Налейте в пробирку 1–2 мл раствора ацетата натрия СН₃СООNa и добавьте 1 мл соляной кислоты, пробирку встряхните. Образующаяся уксусная кислота – СН₃СООН (слабый электролит) обнаруживается по запаху.

Напишите молекулярное и ионно-молекулярные уравнения реакции.

К 1–2 мл раствора сульфата аммония (NH₄)₂SO₄ добавьте примерно равный объем раствора NaOH и нагрейте. Образующийся аммиак NH₃ обнаруживается по запаху и по изменению окраски влажной полоски индикаторной бумаги, поднесенной к отверстию пробирки.

Напишите молекулярное и ионно-молекулярные уравнения реакции.

Налейте в пробирку 3–4 мл раствора карбоната натрия Na₂CO₃ и добавьте 1–2 мл раствора соляной кислоты. Образующаяся угольная кислота разлагается на воду и углекислый газ, который обнаруживается по появлению пузырьков.

Напишите молекулярное и ионно-молекулярные уравнения реакции.

Выводы

1. По каким признакам можно установить наличие реакции двойного обмена между растворами электролитов?

2. Сформулируйте условия протекания практически необратимых реакций двойного обмена.

Вопросы для самоконтроля

1. Электролитическая диссоциация, сильные и слабые электролиты.

2. Степень и константа диссоциации;

3. Электролитическая диссоциация кислот, оснований, солей;

4. Условия протекания практически необратимых реакций двойного обмена и правила написания ионно-молекулярных уравнений;

5. Характеристика реакции среды с помощью водородного показателя рН;

6. Гидролиз солей и условия его смещения.

Задания для решения

1. Химическое взаимодействие возможно между веществами:

1) □ ZnCl₂ и KOH 2) □ NaCl и KOH

3) □ BaCl₂ и KOH 4) □ NH₄Cl и KOH

Правильность ответа подтвердите, написав уравнения в молекулярной и ионно-молекулярной форме, укажите названия всех соединений.

2. Напишите уравнения электролитической диссоциации сильных электролитов: H₂SO₃, Fe(OH)₃, Ва(NO₃)₂ . Укажите названия электролитов.

3. При помощи лакмуса можно различить растворы солей

1) Na₂SO₄ и NaCl 2) NaCl и Na₂SO₃

3) FeCl₂ и AlBr₃ 4) K₂SO₄ и КBr

Правильность ответа подтвердите, написав уравнения гидролиза в молекулярной и ионно-молекулярной форме с учётом того, в какой цвет окрашивается лакмус в кислой, нейтральной и щелочной среде.

4. Гидролизу по катиону подвергается соль, формула которой

1) KNO₃ 2) Na₂SO₃ 3) AlBr₃ 4) CaBr₂

Ответ подтвердите, написав уравнения гидролиза в молекулярной и ионно-молекулярной форме.

Литература: [1– гл. 8, § 8.4–8.6]; [2– гл. 8, § 81-92]; [3- гл. 4, §16-18].

Тема 5. Дисперсные системы Теоретические сведения

Дисперсная система (ДС) – это система, в которой хотя бы одно вещество находится в раздробленном состоянии.

Классифицируют ДС: по степени дисперсности; по агрегатному состоянию фазы и среды; по характеру взаимодействия частиц фазы между собой; по характеру взаимодействия частиц фазы и среды.

ДС имеет два характерных признака: гетерогенность и дисперсность. Под дисперсностью понимают величину, обратную среднему размеру частиц дисперсной фазы:

D = 1/а; см^-1 (5.1)

где а – размер частиц, см.