Гидролиз (стр. 1 )

ОТДЕЛ ОБРАЗОВАНИЯ ИСПОЛКОМА

МУСЛЮМОВСКОГО МУНИЦИПАЛЬНОГО
РАЙОНА РЕСПУБЛИКИ ТАТАРСТАН
МУСЛЮМОВСКИЙ ЛИЦЕЙ

Гидролиз

МЕТОДИЧЕСКОЕ ПОСОБИЕ

МУСЛЮМОВО, 2010

Методическое пособие для учащихся

Составитель: , учитель химии

высшей квалификационной категории

ПРЕДИСЛОВИЕ

Опыт работы по подготовке школьников к сдаче выпускного экзамена по химии в форме ЕГЭ показывает, что учителям приходится сталкиваться с рядом как объективных, так и субъективных трудностей. Времени, выделяемого различными программами на проработку отдельных довольно сложных тем школьного курса химии, не хватает для их эффективного усвоения. Наиболее трудны для учащихся задания с развернутым ответом по темам «Электролиз», «Гидролиз», «Химическая кинетика», «Химическое равновесие», «Окислительно-восстановительные реакции», а также цепочка превращений органических веществ. Методическое обеспечение и методическая проработка процесса подготовки школьников к ЕГЭ явно недостаточны. Пособия, посвященные к подготовке к ЕГЭ по химии, содержат лишь экзаменационные задания с ответами. Поэтому, считаю целесообразным разработать методические пособия или учебно-методические комплекты для учащихся по наиболее сложным темам, которые помогут им самостоятельно подготовиться к ЕГЭ, вузам, олимпиадам.

Пособие содержит теоретические основы данной темы, примеры решения задач и контрольно-измерительные материалы с ответами.

Настоящее пособие предназначено для самостоятельной подготовки выпускников школ к ЕГЭ, а также для учителей, преподающих в профильных классах.

Ионное произведение воды. Водородный показатель.

Вода, будучи очень слабым электролитом, в незначительной степени диссоциирует, образуя ионы водорода и гидроксид-ионы:

Н2О ↔ Н+ + ОН -

Этому процессу соответствует константа диссоциации:

K = [H+] [OH-] / [H2O]

Поскольку степень диссоциации воды очень мала, то равновесная концентрация недиссоциированных молекул воды [H2O] с достаточной точностью равна общей концентрации воды, т. е. 1000 / 18 = 55,55 моль/л. В разбавленных водных растворах концентрация воды мало изменяется, так что её можно считать постоянной величиной. Тогда выражение для константы диссоциации воды можно преобразовать следующим образом:

[H+] [OH-] = К [H2O] = КН2О

Константа КН2О, равная произведению концентраций ионов Н+ и ОН-, представляет собой постоянную при данной температуре величину и называется ионным произведением воды.

В чистой воде концентрация ионов водорода и гидроксид-ионов одинаковы и при 25°С составляет 10-7 моль/л. Отсюда следует, что при этой температуре КН2О = [H+] [OH-] = 10-14 (поскольку диссоциация воды эндотермический процесс, то с ростом температуры она усиливается, и значение КН2О возрастает).

Постоянство ионного произведения воды дает возможность вычислить концентрацию одного вида ионов, если известна концентрация другого вида ионов:

[H+] = КН2О / [OH-]; [OH-] = КН2О / [H+].

Растворы, в которых концентрация ионов водорода и гидроксид-ионов одинаковы, называются нейтральными растворами. Так, при 25°С в нейтральном растворе [H+] = [OH-] = 10-7 моль/л. В кис-лых растворах [H+] > [OH-], в щелочных растворах [H+] < [OH-].

Вместо концентраций ионов Н+ и ОН- удобнее пользоваться их десятичными логарифмами, взятыми с обратным знаком; эти величины обозначаются символами рН и рОН и называются соответственно водородным и гидроксильным показателями:

рН = - lg [H+]; рОН = -lg [OH-].

Логарифмируя соотношение [H+] [OH-] = КН2О и меняя знаки на обратные, получим:

рН + рОН = рКН2О.

В частности, при 25°С рН + рОН = 14. При этой температуре в нейтральных растворах [H+] = 10-7 моль/л, то рН = - lg [H+] = - lg 10-7 = 7; в кислых – рН < 7, в щелочных – рН > 7.

Задача 1. Имеется раствор, у которого рН = 8,48. Найдите концентрацию ионов водорода (в г/л) в этом растворе.

Решение: рН = 8,48; lg [H+] = -8,48. [H+] = 3,3 ∙ 10-9 г/л.

Задача 2. Концентрация ионов водорода в растворе равна 0,00046 моль/л. Вычислите рН раствора.

Решение: [H+] = 0,00046 = 4,6 ∙ 10-4 моль/л.

lg [H+] = lg (4,6 ∙ 10-4) = lg 4,6 + lg 10-4 = 0,66 – 4 = -3,34. рН = 3,34.

Задача 3. Чему равна концентрация гидроксид ионов в растворе, рН которого равен 10,8?

Решение: Из соотношения рН + рОН = 14 находим:

рОН = 14 – 10,8 = 3,2. Отсюда: -lg [OH-] = 3,2, или lg [OH-] = -3,2.

Этому значению логарифма соответствует значение [OH-] = 6,31∙ 10-4 моль/л.

Задача 4. Чему равно значение рН 0,01М раствора соляной кислоты?

Решение: Уравнение диссоциации соляной кислоты:

HCI → H+ + CI-

1моль 1моль

0,01моль 0,01 моль

[HCI] = [H+] = 0,01 моль/л, рН = - lg [H+] = - lg 10-2 = 2.

Гидролиз.

Согласно теории электролитической реакции, в водном растворе частицы растворенного вещества взаимодействуют с молекулами воды. Такое взаимодействие может привести к реакции гидролиза. Гидролиз – это реакция обменного разложения веществ с водой. Гидролизу подвергаются различные вещества: неорганические – соли, карбиды и гидриды металлов, галогениды неметаллов; органические – галогеналканы, сложные эфиры и жиры, углеводы, белки, полинуклеотиды.

Реакции гидролиза могут протекать обратимо и необратимо. Рассмотрим разные случаи этого процесса и его значение.

Гидролиз неорганических веществ.

Гидролиз солей.

Любую соль можно представить как продукт взаимодействия основания с кислотой. Например:

NaOH + HCI → NaCI + HOH

2NaOH + H2S → Na2S + 2HOH

Zn(OH)2 + 2HCI → ZnCI2 + 2HOH и т. д.

NaCI – хлорид натрия – соль, образованная сильным основанием и сильной кислотой; ZnCI2 – хлорид цинка – соль, образованная слабым основанием и сильной кислотой. В зависимости от силы основания и силы кислоты можно выделить 4 типа солей:

I. Соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой (NaCI, K2SO4, CsBr, NaNO3 и другие).

II. Соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой (Na2CO3, K2S, Ca(NO3)2, CH3COOK и другие).

III. Соли, образованные слабым основанием и сильной кислотой (ZnCI2, CuSO4, NH4CI, Fe(NO3)2 и другие).

IV. Соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой (Ni(NO2)2, CuS, (NH4)2S, (CH3COO)2Cu и другие).

Рассмотрим поведение солей различных типов в растворе.

Соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой.

В водном растворе происходят два процесса:

1) полная диссоциация соли (сильного электролита):

NaCI → Na+ + CI-

2) незначительная обратимая диссоциация молекул воды (очень слабого амфотерного электролита):

Н2О ↔ Н+ + ОН-

При взаимодействии образующихся при этих процессах ионов Na+, CI-, Н+, ОН - между собой слабый электролит образоваться не может. Среда раствора нейтральная.

Соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой гидролизу не подвергаются (рН = 7).

Соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой.

В водном растворе происходят два процесса:

1) полная диссоциация соли (сильного электролита):

Na2CO3 → 2Na+ + CO32-

2) незначительная обратимая диссоциация молекул воды:

Н2О ↔ Н+ + ОН-

Образующиеся при этих процессах ионы Н+ и CO32- взаимодействуют между собой, образуя сложный малодиссоциирующий гидрокарбонат-ион НСО3-, тогда как гидроксид-ион ОН - остается в растворе, обуславливая тем самым его щелочную среду. Идет процесс, который называется гидролиз по аниону.

Сущность этого процесса можно выразить сокращенным ионным уравнением:

CO32- + НОН ↔ НСО3- + ОН-

Запишем полное ионное и молекулярное уравнения:

2Na+ + CO32- + НОН ↔ НСО3- + ОН- + 2Na+

Na2CO3 + НОН ↔NaНСО3 + NaOH

Таким образом, одним из продуктов гидролиза является кислая соль - гидрокарбонат натрия NaНСО3 (надо помнить, что никаких молекул при гидролизе не образуется, а в растворе находятся только ионы, процесс гидролиза обратим).

Соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой подвергаются гидролизу по аниону, реакция среды щелочная

(рН > 7).

Соли, образованные слабым основанием и сильной кислотой.

В водном растворе происходят два процесса:

1) полная диссоциация соли (сильного электролита):

ZnCI2 → Zn2+ + 2CI-

2) незначительная обратимая диссоциация молекул воды:

Н2О ↔ Н+ + ОН-

Катионы слабого основания Zn2+ связывают ионы ОН - из молекул воды, образуя сложный малодиссоциирующий ион ZnОН+, вследствие чего в растворе накапливаются ионы Н+, среда раствора соли становится кислотной. Идет процесс, который называется гидролиз по катиону.

Запишем уравнения гидролиза:

Zn2+ + НОН ↔ ZnОН+ + Н+

Zn2+ + 2CI- + НОН ↔ ZnОН+ + Н+ + 2CI-

ZnCI2 + НОН ↔ ZnОНCI + НCI,

т. е. одним из продуктов гидролиза является основная соль – хлорид гидроксоцинка ZnОНCI.

Соли, образованные слабым основанием и сильной кислотой подвергаются гидролизу по катиону, реакция среды кислотная (рН < 7).

Соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой.

Такие соли подвергаются гидролизу и по катиону, и по аниону.

Катион слабого основания связывает ионы ОН - из молекул воды, образуя слабое основание; анион слабой кислоты связывает ионы Н+ из молекул воды, образуя слабую кислоту. Реакция растворов этих солей может быть нейтральной, слабокислотной или слабощелочной. Это зависит от констант диссоциации двух слабых электролитов − кислоты и основания, которые образуются в результате гидролиза.

Рассмотрим гидролиз двух солей: ацетата аммония CH3COONH4 и формиата аммония HCOONH4.

В водных растворах этих солей катионы слабого основания NH4+ взаимодействуют с гидроксид-ионами ОН-, а анионы слабых кислот CH3COO- и HCOO- взаимодействуют с катионами Н+ с образованием молекул слабых кислот − уксусной CH3COOН и муравьиной HCOOН.

Запишем ионные уравнения гидролиза:

→

CH3COO - + NH4+ + НОН ↔ CH3COOН + NH3 ∙ HOH

→

HCOO - + NH4+ + НОН ↔ HCOOН + NH3 ∙ HOH

В этих случаях гидролиз тоже обратимый, но равновесие смещено в сторону образования продуктов гидролиза − двух слабых электролитов.

В первом случае среда раствора нейтральная (рН = 7), так как Кд(CH3COOН) = Кд(NH3 ∙ HOH) = 1,8 ∙ 10-5.

Во втором случае среда раствора будет слабокислотной (рН < 7), так как Кд(NH3 ∙ HOH) = 1,8 ∙ 10-5, Кд(HCOOН) = 2,1 ∙ 10-4 и Кд(NH3 ∙ HOH) < Кд(HCOOН).

Итак, гидролиз большинства солей является обратимым процессом. В состоянии химического равновесия гидролизована лишь часть соли. Однако некоторые соли полностью разлагаются водой, то есть их гидролиз является необратимым процессом.

В таблице «Растворимость кислот, оснований и солей» есть примечание: «в водной среде разлагаются» − это значит, что такие соли подвергаются необратимому гидролизу. Например, сульфид алюминия в воде подвергается необратимому гидролизу, так как появляющиеся при гидролизе по катиону ионы Н+ связываются образующимися при гидролизу по аниону ионами ОН-. Это усиливает гидролиз и приводит к образованию нерастворимого гидроксида алюминия и сероводорода:

AI2S3 + 6HOH → 2AI(OH)3↓ + 3H2S↑

Реакция среды в растворах подобных солей зависит от относительной силы кислоты и основания.

Нерастворимые в воде соли слабых оснований и слабых кислот (CuS, NiSO3, PbS и другие), очевидно, гидролизу не подвергаются.

Гидролиз других неорганических веществ.

Многие вещества, являющиеся бинарными соединениями и не относящиеся к классу солей, не могут существовать в растворе вследствие протекания полного необратимого гидролиза.

Например, гидролиз карбидов металлов дает возможность получения углеводородов:

СаС2 + 2НОН → Са(ОН)2 + С2Н2↑

карбид кальция ацетилен

AI4C3 + 12HOH → 4AI(OH)3↓ + 3CH4↑