Как уменьшить гидролиз хлорида олова

§ 20. Подавление и усиление гидролиза солей

В некоторых случаях явление гидролиза мешает проведению анализа, поэтому необходимо знать способы усиления и подавления гидролиза.

Усилить или подавить гидролиз можно тремя способами:

1) прибавлением к раствору соли другого гидролизующегося электролита, кислоты или щелочи;

2) изменением концентрации раствора соли;

3) повышением или понижением температуры раствора соли.

Для усиления гидролиза соли, образованной катионом слабого основания и анионом сильной кислоты, необходимо добавить основание для связывания получающихся в процессе гидролиза ионов водорода:

Kt+ + HOH 5=± KtOH + H+

При добавлении основания произойдет нейтрализация кислоты и динамическое равновесие сдвинется вправо, т. е. гидролиз усилится. Если же к раствору гидролизующейся соли типа NH4Cl прибавить кислоты, то гидролиз затормозится.

Чтобы усилить гидролиз соли, образованной анионом слабой кислоты и катионом сильного основания (например, CH3COONa), необходимо связать свободные ионы гидроксила, получающиеся в процессе гидролиза:

Прибавление кислоты приводит к нейтрализации основания и динамическое равновесие сдвигается вправо, т. е. гидролиз усиливается. Если к раствору гидролизующейся соли рассматриваемого типа прибавить основание, то гидролиз замедлится.

Связать ионы водорода или гидроксила можно добавлением не только щелочей или кислот, но и других электролитов. Этими методами часто пользуются, когда нужно усилить или подавить гидролиз. Ионы водорода можно связать в сложные анионы (НСОз, НРОГ», H2POI и др.) или в нейтральные молекулы слабых кислот (H2CO3, H3BO3, CH3COOH и др.), действуя на растворы гидролизующихся солей солями сильных оснований и слабых кислот, например Na2CO3:

HCO8″+ H+ —> H2CO3 ^zt H2O+ CO3

Ионы гидроксила можно связывать в комплексные ионы [Co(OH)]+ [Al(OH)]++ [Al(OH)2]+ и др. или в нейтральные молекулы слабых оснований, действуя на растворы гидролизующихся солей солями слабых оснований и сильных кислот.

Зависимость гидролиза от концентрации и температуры раствора. С разбавлением растворов солей степень гидролиза, как правило, увеличивается (табл. 4). Нагревание также способствует усилению гидролиза, так как Kw увеличивается с температурой.

Ступенчатый гидролиз солей, образованных многоосновными кислотами или основаниями, идет преимущественно по первой ступени. Чем слабее основание и кислота или чем меньше растворимость продуктов гидролиза, тем полнее протекает гидролиз.

Нацример, гидролиз Fe(CH3COO)3 на холоду протекает с образованием Fe(OH)(CH3COO)2. При кипячении раствора Fe(CH3COO)3 выпадает осадок Fe(OH)2(CH3COO).

При кипячении растворов Na3AlO3 и Na^CrO3 алюминат остается в растворе, а хромит гидролизуется с образованием Cr(OH)3-

Подобно гидролизу, наблюдающемуся в водных растворах, соли также подвергаются сольволизу в неводных растворах. Сольволизом в неводных растворах назы-

Формулы для вычисления ^Сгидр.» ^гидр. и сьГИдр# в растворах гидролизующихся бинарных солей

*гндр.(концентрация гидролизованиой части соли)

Соль, образованная катионом слабого основания и анионом сильной кислоты (типа NH4CI)

Соль, образованная катионом сильного основания и анионом слаО*ой кислоты (типа CH3COONa)

Соль, образованная катионом слабого основания и анионом слабой кислоты (типа

Источник

Степени окисленности свинца в смешанных оксидах Рb2O3 и Рb3O4

Задача 1072.
Почему оксиды свинца Рb2O3 и Рb3O4 называют смешанными? Указать степени окисленности свинца в этих соединениях.
Решение:
Известны два смешанных оксида свинца Рb2O3 и Рb3O4. Их можно рассматривать как соединения оксидов свинца (II) и (III): PbO . PbO2 (Рb2O3) и 2PbO . PbO2 (Рb3O4). Первый является свинцовой солью метасвинцовой кислоты (H2PbO2), а второй – ортосвинцовой кислоты (H4PbO4). Структура обоих промежуточных окислов свинца может быть обоснована результатами их взаимодействия с разбавленной азотной кислотой. Например, из сурика 70% всего свинца растворяются, переходя в Pb(NO3)2, а 30% остаётся в виде PbO2. Этим доказывается наличие в молекуле Pb3O4 двух атомов двухвалентного свинца и одного – четырёхвалентного. Аналогично можно обосновать и структуру Рb2O3. Получают как закись свинца, так и сурик могут быть получены смешиванием растворов Pb(OH)2 и Pb(OH)4 с щёлочью. В присутствии небольших концентраций щёлочи выпадает закись-окись (в виде кристаллогидрата Рb2O3 .2О), а при её больших концентрациях – сурик. Сурик Рb3O4 – вещество ярко-красного цвета, на основе которого изготовляют краску, применяемую для защиты металлических конструкций от коррозии (замазка для придания стыкам труб газо- и водонепроницаемости).

Гидролиз хлорида олова

Задача 1073.
Почему при приготовлении раствора SnCl2 воду подкисляют соляной кислотой?
Решение:
При приготовлении раствора SnCl2 происходит гидролиз соли по катиону по первой ступени с образованием основной соли и соляной кислоты:

Sn 2+ + Н2О ⇔ SnOH + + H + (гидролиз соли по 1-й ступени);

SnCl2 + H2O ⇔ SnOHCl + HCl (молекулярная форма гидролиза).

Поэтому для того чтобы сместить равновесие влево, в сторону предотвращения гидролиза в раствор соли необходимо добавить соляную кислоту (подкисляют воду соляной кислотой). Таким образом, при подкислении воды, идущей на приготовление раствора хлорида олова, соляной кислотой происходит замедление гидролиза соли согласно принципу Ле Шателье, равновесие системы сместится в сторону уменьшения концентрации HCl, т. е. гидролиз соли будет подавлен, значит, соль будет долго храниться.

Источник

Как уменьшить гидролиз хлорида олова

Помогите пожалуйста! Тема: Гидролиз Солей >>>

Ответов в этой теме: 3

[ Ответ на тему ]

Автор Тема: Помогите пожалуйста! Тема: Гидролиз Солей
Shell
Пользователь
Ранг: 1

10.03.2005 // 15:57:51 Редактировано 1 раз(а)

Хочется спросить у аналитиков.
Помогите ответить на вопросы.
1. Через какие стадии протекает реакция при постепенном добавлении HCl к раствору Na[Al(OH)4]?

2. Каким образом можно уменьшить гидролиз соли SnCl2?
(уравнение реакции)

3. Как Pb реагирует с растворами H2SO4 разных концентраций? (реакции с электронными балансами)

Заранее благодарен

ANCHEM.RU
Администрация
Ранг: 246
Сергей Костиков
VIP Member
Ранг: 1811

10.03.2005 // 16:42:33 Видимо,все заняты и некому ответить обыкновенному лодырю — читай книжки, в жизни пригодится!
Леонид
VIP Member
Ранг: 5266

11.03.2005 // 9:06:04

Shell пишет:
Хочется спросить у аналитиков.
Помогите ответить на вопросы.
1. Через какие стадии протекает реакция при постепенном добавлении HCl к раствору Na[Al(OH)4]?

2. Каким образом можно уменьшить гидролиз соли SnCl2?
(уравнение реакции)

3. Как Pb реагирует с растворами H2SO4 разных концентраций? (реакции с электронными балансами)

Источник

Как определяется степень гидролиза изомолярного раствора соли

Задача 1105.
Каково соотношение степеней гидролиза для изомолярных растворов СrCl2 (h1) и СгСI3 (h2): а) h1 > h2; 6) h1 = h2; в) h1 . 10 -20 ;

КД[Сr(ОН)3] = 1,02 . 10 -10 .

а) Рассчитаем растворимость Сr(ОН)2:

ПР[Сr(ОН)2] = [Cr 2+ ] . [OH – ] = S . (2S) 2 = 4S 3 ;

Константа гидролиза будет определяться растворимостью образовавшегося Сr(ОН)2 и определяется по формуле:

Степень гидролиза определяется по формуле:

б) Константа гидролиза определяется константой диссоциации образовавшегося основания Сr(ОН)3 и определяется по формуле:

Степень гидролиза определяется по формуле:

Как можно уменьшить степень гидролиза соли

Задача 1106.
Как уменьшить степень гидролиза SnCl2: а) нагреть раствор; б) добавить кислоту; в) уменьшить рН раствора?
Решение:
SnCl2 – соль слабого основания [(Sn(OH)2] и сильной кислоты (HCl), поэтому гидролизуется по катиону. С учетом того, что гидролиз в основном протекает по первой ступени, уравнение гидролиза можно представить уравнением:

Sn 2+ + H2O — Sn(OH) + + H +

Следовательно, раствор соли SnCl2 имеет кислую реакцию среды (рН

а) Диссоциация воды есть процесс эндотермический, то есть сопровождается поглощением тепла: Н2О = Н + + ОН – – 55,835 кДж/моль. Следовательно по принципу Ле-Шателье, повышение температуры благоприятствует процессу диссоциации воды, то есть с повышением температуры концентрация ионов Н+ и ОН– возрастает, а следовательно, возрастает величина ионного произведения воды. Если нагреть раствор SnCl2, то равновесие сместится вправо, т.е. усилится гидролиз.

б) При добавлении кислоты в растворе SnCl2 увеличится содержание ионов Н + , что будет подавлять гидролиз, смещая равновесие гидролиза влево.

в) По принципу Ле-Шателье уменьшение концентрации ионов водорода при уменьшении его рН сместит равновесие влево, т.е. уменьшит гидролиз. Чтобы усилить гидролиз, нужно увеличить рН раствора, т.е. нужно добавить сильную щелочь, связывающую ионы водорода.

Источник

Опыт 10. Гидролиз солей олова (II)

Выполнение опыта. В пробирку поместить 2 — 3 кристаллика сухой соли хлорида олова (II), добавить 2 — 3 капли воды и, помешивая стеклянной палочкой, растворить соль. К полученному прозрачному раствору добавить еще несколько капель воды до образования белого осадка.

Написать уравнение реакции гидролиза хлорида олова (II). Какое вещество находится в осадке? Каким образом можно уменьшить степень гидролиза этой соли? Проверить свое заключение на опыте. Что при этом наблюдается?

Опыт 11. Восстановительные свойства соединений олова (II).

Восстановление железа (III)

Выполнение опыта. В две пробирки внести по 1 — 3 капли растворов хлорида железа (III) и гексацианоферрата-III- калия K3[Fe(CN)6] и добавить по 5 — 10 капель воды. Одну пробирку оставить в качестве контрольной; в другую пробирку добавить 2 — 4 капли раствора хлорида олова (II). Сравнить окраску растворов в обеих пробирках. Чем объяснить разницу в окраске?

Написать уравнение реакции восстановления хлорида железа (III) хлоридом олова (II) и взаимодействия получившегося хлорида железа (II) с K3[Fe(CN)6].

Опыт 12. Вытеснение свинца из раствора его соли

Более активными металлами

Выполнение опыта. Взять две пробирки с 5 — 6 каплями раствора нитрата свинца. В первую пробирку опустить пластинку цинка, во вторую — хорошо очищенную пластинку алюминия. Отметить появление кристаллов свинца на поверхности металлов.

Написать уравнения соответствующих реакций. Найти величины стандартных электродных потенциалов для Al, Zn, Pb и сопоставить с результатами опыта. Сравнить величины стандартных электродных потенциалов Pb и Cu. Можно ли получить металлический свинец, действуя на раствор его соли медью? Проверить заключение на опыте.

Опыт 13. Отношение свинца к разбавленным кислотам

Выполнение опыта. В три пробирки поместить по маленькому кусочку свинца и добавить по 5 — 8 капель 2 н. растворов кислот: в первую — соляной, во вторую — серной, в третью — азотной. Что наблюдается? Нагреть пробирки на небольшом пламени горелки. Во всех ли пробирках идет реакция? По охлаждении растворов добавить к ним по 2 — 3 капли раствора йодида калия — реактива на ион свинца Pb 2+ . В какой из пробирок выпал желтый осадок йодида свинца?

С какой кислотой взаимодействует свинец? Какой газ выделяется при этом? Написать уравнения реакции взаимодействия свинца с азотной кислотой и качественной реакции на ион Pb 2+ . Почему свинец практически не растворяется в соляной и серной кислотах?

Опыт 14. Малорастворимые соли свинца (П)

Выполнение опыта. Приготовить в штативе шесть пробирок, внести в них по 3 — 4 капли раствора нитрата свинца и добавить по такому же количеству растворов следующих солей: в первую — хлорида натрия, во вторую — сульфата натрия, в третью — хромата калия, в четвертую — ацетата натрия, в пятую — сульфида натрия, в шестую — карбоната натрия. Отметить, в каких пробирках выпал осадок, указать цвет каждого осадка.

Написать уравнения реакций получения малорастворимых солей свинца, учитывая, что осадок в последней пробирке является основной солью свинца Pb(ОН)2·2PbСО3 и образуется при участии воды.

Опыт 15. Получение гидроксида свинца (П)

И изучение его свойств

Выполнение опыта. В две пробирки внести по 2 — 3 капли раствора нитрата свинца и добавить в каждую по каплям 2 н. раствор гидроксида натрия до выпадения осадка гидроксида свинца (II). Отметить цвет полученного осадка гидроксида свинца. Определить отношение гидроксида свинца к кислотам и щелочам, для чего в одну из пробирок добавить несколько капель 2 н. раствора азотной кислоты, в другую — 2 н. раствора едкого натра до растворения осадков.

Написать уравнения реакций получения гидроксида свинца (II) и его взаимодействия с кислотой и щелочью. В виде каких ионов может существовать двухвалентный свинец в растворе при рН 7?

Источник

Урок №14. Гидролиз

Гидролизом называется процесс разложения вещества водой («гидро» — вода, «лизис» — разложение).

Гидролизу подвергаются как неорганические, так и органические вещества в результате обменной реакции между молекулами воды и вещества. Реакции гидролиза могут протекать как обратимо, так и необратимо.

Примеры гидролиза

Неорганических веществ

CH 3 COONH 4 +H 2 O↔CH 3 COOH+NH 4 OH

Органических веществ

CH 3 COOCH 3 +H 2 O↔CH 3 COOH+CH 3 OH

C 2 H 5 ONa+H 2 O↔C 2 H 5 OH+NaOH

CH 2 (NH 2 )-CO-NH-CH 2 -COOH+H 2 O↔2CH 2 (NH 2 )-COOH

Количественно гидролиз характеризуется безразмерной величиной h , называемой степенью гидролиза и показывающей, какая часть молекул растворяемого вещества (от общего количества, принятого за единицу или 100%) подвергается гидролизу:

, где n — число молекул, подвергшихся гидролизу,

N — общее число молекул вещества до начала гидролиза

Факторы, влияющие на степень гидролиза

Степень гидролиза зависит от:

природы растворяемого вещества

1). Гидролиз эндотермическая реакция, поэтому повышение температуры усиливает гидролиз.

2). Чем меньше концентрация соли, тем выше степень ее гидролиза. При разбавлении водой равновесие смещается в сторону протекания реакции, т.е. вправо, степень гидролиза возрастает.

3). Повышение концентрации ионов водорода ослабляет гидролиз, в случае гидролиза по катиону. Аналогично, повышение концентрации гидроксид-ионов ослабляет гидролиз, в случае гидролиза по аниону.

4). Добавки посторонних веществ могут влиять на положение равновесия в том случае, когда эти вещества реагируют с одним из участников реакции. Так, при добавлении к раствору сульфата меди

2CuSO 4 + 2H 2 O (CuOH) 2 SO 4 + H 2 SO 4

раствора гидроксида натрия, содержащиеся в нем гидроксид-ионы будут взаимодействовать с ионами водорода. В результате их концентрация уменьшится, и, по принципу Ле Шателье, равновесие в системе сместится вправо, степень гидролиза возрастет. А если к тому же раствору добавить раствор сульфида натрия, то равновесие сместится не вправо, как можно было бы ожидать (взаимное усиление гидролиза) а наоборот, влево, из-за связывания ионов меди в практически нерастворимый сульфид меди.

5). Концентрация соли. Рассмотрение этого фактора приводит к парадоксальному выводу: равновесие в системе смещается вправо, в соответствии с принципом Ле Шателье, но степень гидролиза уменьшается.

Al(NO 3 ) 3

Соль гидролизуется по катиону. Усилить гидролиз этой соли можно, если:

нагреть или разбавить раствор водой;

добавит раствор щёлочи (NaOH);

добавить раствор соли, гидролизующейся по аниону Nа 2 СО 3 ;

Ослабить гидролиз этой соли можно, если:

растворение вести на холоду;

готовить как можно более концентрированный раствор Al(NO 3 ) 3 ;

добавить к раствору кислоту, например HCl

Гидролиз солей многокислотных оснований и многоосновных кислот проходит ступенчато

Например, гидролиз хлорида железа (II) включает две ступени:

FeCl 2 + H 2 O FeOHCl + HCl

Fe 2+ + 2Cl — + H 2 O (FeOH) + + 2Cl — + H +

Fe(OH)Cl + H 2 O Fe(OH) 2 + HCl

(FeOH) + + Cl — + H 2 O Fe(ОН) 2 + Н + + Cl —

Гидролиз карбоната натрия включает две ступени:

Nа 2 СО 3 + H 2 O NаНСО 3 + NаОН

СО 3 2- + 2Na + + H 2 O НСО 3 — + ОН — + 2Na +

NаНСО 3 + Н 2 О NаОН + Н 2 СО 3

НСО 3 — + Na + + H 2 O Н 2 СО 3 + ОН — + Na +

Гидролиз — процесс обратимый. Повышение концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов препятствует протеканию реакции до конца. Параллельно с гидролизом проходит реакция нейтрализации, когда образующееся слабое основание (Fe(ОН) 2 ) взаимодействует с сильной кислотой, а образующаяся слабая кислота (Н 2 СО 3 ) — со щелочью.

Гидролиз протекает необратимо, если в результате реакции образуется нерастворимое основание и (или) летучая кислота:

Al 2 S 3 + 6H 2 O =>2Al(OH) 3 ↓+ 3H 2 S↑

Cоли, полностью разлагаемые водой — Al 2 S 3 , нельзя получить по реакции обмена в водных растворах, так как вместо обмена протекает реакция совместного гидролиза:

2AlCl 3 +3Na 2 S≠Al 2 S 3 +6NaCl

2AlCl 3 +3Na 2 S+6H 2 O=2Al(OH) 3 ↓+6NaCl+3H 2 S↑ (взаимное усиление гидролиза)

Поэтому их получают в безводных средах спеканием или другими способами, например:

2Al+3S = t°C =Al 2 S 3

Необратимый гидролиз

Необратимый гидролиз происходит, если при гидролизе выделяется газ, осадок или вода, т.е. вещества, которые при данных условиях не могут взаимодействовать между собой. Необратимый гидролиз является химической реакцией, т.к. реагирующие вещества взаимодействуют практически полностью.

Гидролиз, в который вступают растворимые соли 2х-валентных металлов (Be 2+ , Co 2+ , Ni 2+ , Zn 2+ , Pb 2+ , Cu 2+ и др.) и растворимые карбонаты/гидрокарбонаты.

При этом образуются нерастворимые основные соли (гидроксокарбонаты):

2MgCl 2 + 2Na 2 CO 3 + H 2 O = Mg 2 (OH) 2 CO 3 + 4NaCl + CO 2

Обратите внимание: (соли Ca 2+ , Sr 2+ , Ba 2+ и Fe 2+ ) – в этом случае протекает обменный процесс:

CaCl 2 + Na 2 CO 3 = CaCO 3 + 2NaCl,

Взаимный гидролиз , протекающий при смешивании двух солей, гидролизованных по катиону и по аниону. Продукты гидролиза по второй ступени усиливают гидролиз по первой ступени и наоборот. Поэтому в таких процессах образуются не просто продукты обменной реакции, а продукты гидролиза ( совместный или взаимный гидролиз). Соли металлов со степенью окисления +3 (Al 3+ , Cr 3+ ) и соли летучих кислот (карбонаты, сульфиды, сульфиты) при смешивании в растворе (взаимном гидролизе) образуют осадок гидроксида и газ (H 2 S, SO 2 , CO 2 ):

2AlCl 3 + 3K 2 S +6H 2 O = 2Al(OH) 3 + 3H 2 S↑ + 6KCl

2CrCl 3 + 3K 2 CO 3 + 3H 2 O = 2Сr(ОН) 3 + 3СO 2 + 6KCl

2AlCl 3 + 3Na 2 SO 3 + 3Н 2 О=2Al(ОН) 3 + 6NaCl + 3SО 2

2AlCl 3 + 3Na 2 S + 3Н 2 О=2Al(ОН) 3 + 6NaCl + 3H 2 S

Соли Fe 3+ при взаимодействии с карбонатами также при смешивании в растворе (взаимном гидролизе) образуют осадок гидроксида и газ:

2FeCl 3 + 3K 2 CO 3 + 3H 2 O = 2Fe(ОН) 3 + 3СO 2 + 6KCl

Обратите внимание: при взаимодействии солей трехвалентного железа с сульфидами реализуется окислительно-восстановительная реакция:

2FeCl 3 + 3K 2 S (изб) = 2FeS + S↓ + 6KCl (при избытке сульфида калия)

При взаимодействии солей трехвалентного железа с сульфитами также реализуется окислительно-восстановительная реакция.

Гидролиз галогенангидридов и тиоангидридов происходит также необратимо. Галогенангидриды разлагаются водой по схеме ионного обмена (H + OH — ) до соответствующих кислот (в случае водного гидролиза) и солей (в случае щелочного гидролиза). Степень окисления центрального элемента и остальных при этом не изменяется!

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

SOCl 2 + 2 H 2 O = H 2 SO 3 + 2HCl,

PCl 5 + 4 H 2 O = H 3 PO 4 + 5HCl,

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

PCl 5 + 8NaOH = Na 3 PO 4 + 5NaCl + 4H 2 O,

Галогенангидрид – это соединение, которое получается, если в кислоте ОН-группу заменить на галоген. При гидролизе галогенангидридов кислот образуются соответствующие данным элементам и степеням окисления кислоты и галогеноводородные кислоты.

POCl 3 + 3H 2 O = H 3 PO 4 + 3HCl

Примеры реакций гидролиза

(NH 4 ) 2 CO 3 карбонат аммония – соль, слабой кислоты и слабого основания. Растворима. Гидролизуется по катиону и аниону одновременно. Число ступеней – 2.

1 ступень: (NH 4 ) 2 CO 3 +H 2 O↔NH 4 OH+NH 4 HCO 3

2 ступень: NH 4 HCO 3 +H 2 O↔NH 4 OH+H 2 CO 3

Реакция раствора слабощелочная pH>7, т.к гидроксид аммония более сильный электролит, чем угольная кислота. К д (NH 4 OH)>К д (H 2 CO 3 )

CH 3 COONH 4 ацетат аммония – соль, слабой кислоты и слабого основания. Растворима. Гидролизуется по катиону и аниону одновременно. Число ступеней – 1.

CH 3 COONH 4 +H 2 O↔NH 4 OH+СH 3 COOH

Реакция раствора нейтральная pH=7, т.к К д (CH 3 COOН)=К д (NH 4 OH)

K 2 HPO 4 – гидроортофосфат калия — соль, слабой кислоты и сильного основания. Растворима. Гидролизуется по аниону. Число ступеней – 2.

1 ступень: K 2 HPO 4 +H 2 O↔KH 2 PO 4 +KOH

2 ступень: KH 2 PO 4 +H 2 O↔H 3 PO 4 +KOH

Реакция раствора 1 ступени слабощелочная pH=8,9, так как в результате гидролиза в растворе накапливаются ионы OH — и процесс гидролиза преобладает над процессом диссоциации ионов HPO 4 2- , дающим ионы H + (HPO 4 2- ↔H + +PO 4 3- )

Реакция раствора 2 ступени слабокислая pH=6,4, так как процесс диссоциации дигидроортофосфат ионов преобладает над процессом гидролиза, при этом ионы водорода не только нейтрализуют гидроксид-ионы, но и остаются в избытке, что и обуславливает слабокислую реакцию среды.

Задача: Определите среду растворов гидрокарбоната и гидросульфита натрия.

Решение:

1) Рассмотрим процессы в растворе гидрокарбоната натрия. Диссоци а ция этой соли идёт в две ступени, катионы водорода образуются на второй ступени:

NaHCO 3 = Na + + HCO 3 — (I)

HCO 3 — ↔ H + + CO 3 2- (II)

Константа диссоциации по второй ступени — это К 2 угольной кислоты, равная 4,8∙10 -11 .

Гидролиз гидрокарбоната натрия описывается уравнением:

NaHCO 3 +H 2 O↔H 2 CO 3 +NaOH

HCO 3 — +H 2 O↔H 2 CO 3 +OH — , константа которого равна

K г =K w /K 1 (H 2 CO 3 )=1∙10 -14 /4,5∙10 -7 =2,2∙10 -8 .

Константа гидролиза заметно больше константы диссоциации, поэтому раствор NaHCO 3 имеет щелочную среду.

2) Рассмотрим процессы в растворе гидросульфита натрия. Диссоци а ция этой соли идёт в две ступени, катионы водорода образуются на второй ступени:

NaHSO 3 = Na + + HSO 3 — (I)

HSO 3 — ↔ H + + SO 3 2- (II)

Константа диссоциации по второй ступени — это К 2 сернистой кислоты, равная 6,2∙10 -8 .

Гидролиз гидросульфита натрия описывается уравнением:

NaHSO 3 +H 2 O↔H 2 SO 3 +NaOH

HSO 3 — +H 2 O↔H 2 SO 3 +OH — , константа которого равна

K г =K w /K 1 (H 2 SO 3 )=1∙10 -14 /1,7∙10 -2 =5,9∙10 -13 .

В этом случае константа диссоциации больше константы гидролиза, поэтому раствор NaHSO 3 имеет кислую среду.

Задача: Определить среду раствора соли цианида аммония.

Решение:

NH 4 + + 2H 2 O↔NH 3 . H 2 O + H 3 O +

CN – + H 2 O↔HCN + OH –

NH 4 CN +H 2 O ↔ NH 4 OH+ HCN

К д (HCN) =7.2∙10 -10 ; К д (NH 4 OH) =1.8∙10 -5

Ответ: Гидролиз по катиону и аниону, т.к. K o > K к , слабощелочная среда, pH > 7

Источник

Читайте также:  Модуль юнга для олова