Серебро сильный или слабый катион

Гидролиз солей – это взаимодействие солей с водой, которое приводит к образованию слабых электролитов.

Гидролиз протекает в том случае, если ионы, образующиеся при диссоциации соли способны вступать в кислотно-основное взаимодействие с водой с образованием слабой кислоты или слабого основания. При этом сдвигается равновесие электролитической диссоциации воды, что приводит к изменению рН раствора.

По характеру гидролиза соли делят на 4 типа.

1. Соль образована катионом сильного основания и анионом слабой кислоты (KCN, Na2CO3, Ca(CH3COO)2 и др.).

Такие соли гидролизуются по аниону, и реакция среды их растворов – щелочная, например:

— KCN + H2O = HCN + KOH

— CN-+ H2O = HCN + OH-

Если соль образована анионом слабой многоосновной кислоты, то гидролиз протекает по ступеням, например:

— Na2CO3+ H2O = NaHCO3+ NaOH

— CO + H2O = HCO3 — + OH-

— NaHCO3+ H2O = H2CO3+ NaOH

— HCO + H2O = H2CO3+ OH-

2. Соль образована катионом слабого основания и анионом сильной кислоты (NH4Cl, CuSO4, Zn(NO3)2 и др.).

Неорганика исключения: как запомнить сильные и слабые кислоты | Химия ЕГЭ | Лия Менделеева УМСКУЛ

Такие соли гидролизуются по катиону, и реакция среды их растворов – кислая, например:

— NH4Cl + H2O = NH4OH + HCl

— NH + H2O = NH4OH + H+

Если соль образована катионом слабого многокислотного основания, то гидролиз протекает по ступеням, например:

— ZnCl2 + H2O = ZnOHCl + HCl

— Zn2 ++ H2O = ZnOH ++ H+

— ZnOHCl + H2O = Zn(OH)2 + HCl

— ZnOH ++ H2O = Zn(OH)2 + H+

3. Соль образована катионом слабой кислоты и анионом слабого основания (NH4CN, Fe2(CO3)3, Al2S3 и др.).

Такие соли гидролизуются и по катиону, и по аниону, и реакция среды их растворов близка к нейтральной, например:

— NH4CN + H2O = NH4OH + HCN

— NH + CN-+ H2O = NH4OH + HCN

4. Соль образована катионом сильного основания и анионом сильной кислоты (NaCl, K2SO4, Ba(NO3)2 и др.).

Такие соли не подвергаются гидролизу, так как ни катион, ни анион такой соли не образует при взаимодействии с водой слабых электролитов. Реакция среды растворов таких солей нейтральная.

Гидролиз большинства солей – это обратимый процесс, к которому применим закон действия масс. Например, для реакции гидролиза KCN

CN-+ H2O = HCN + OH-

можно записать константу равновесия:

Концентрация молекул воды в разбавленных растворах практически постоянна, поэтому величина K [H2O] также постоянна и называется константой гидролиза Кг. Константа гидролиза зависит от природы соли и температуры и не зависит от концентрации соли.

Для рассматриваемой соли:

Умножим числитель и знаменатель правой части уравнения на [OH — ]:

В полученном выражении:

Таким образом:

В общем случае, константа гидролиза соли, образованной катионом сильного основания и анионом слабой кислоты равна отношению ионного произведения воды к константе кислотности слабой кислоты:

Аналогичные рассуждения для солей других типов приводят к следующим соотношениям.

Степень электролитической диссоциации. Сильные и слабые электролиты. 9 класс.

Константа гидролиза соли, образованной катионом слабого основания и анионом сильной кислоты равна отношению ионного произведения воды к константе основности слабого основания:

Константа гидролиза соли, образованной катионом слабого основания и анионом слабой кислоты равна отношению ионного произведения воды к произведению констант диссоциации слабой кислоты и слабого основания:

Анализ полученных уравнений показывает, что чем слабее кислота или основание, анион или катион которых входит в состав соли, тем больше значение константы гидролиза и тем полнее идет гидролиз.

При гидролизе соли по ступеням каждой ступени соответствует своя константа гидролиза. Как было показано выше, гидролиз Na2CO3 протекает в две ступени. Первая ступень гидролиза протекает по уравнению:

CO + H2O = HCO3 — + OH-

Умножим числитель и знаменатель полученного выражения на [H + ]:

где — константа кислотности угольной кислоты по второй ступени.

Гидролиз по второй ступени идет до образования угольной кислоты:

HCO + H2O = H2CO3+ OH-

Умножим числитель и знаменатель полученного выражения на [H + ]:

где — константа диссоциации угольной кислоты по первой ступени.

В общем случае, для соли, образованной анионом слабой многоосновной кислоты:

Так как Ka(1) > Ka(2), то Kг(1)>Kг(2). Поэтому в обычных условиях гидролиз по второй ступени практически не идет и при расчетах им можно пренебречь. Это касается и гидролиза солей образованных катионом слабого многокислотного основания и анионом сильной кислоты, для которых

Понравилась статья? Добавь ее в закладку (CTRL+D) и не забудь поделиться с друзьями:

Источник: studopedia.ru

Серебро сильный или слабый катион

Гидролиз соли − это взаимодействие ее ионов с водой, приводящее к появлению кислотной или щелочной среды, но не сопровождающееся образованием осадков или газов.

Уравнение гидролиза соли записывают в два этапа:

1) диссоциация соли в растворе − необратимая реакция (α = 1)
2) гидролиз иона соли (его взаимодействие с водой) − обратимая реакция (α + + NO2 − (диссоциация)
2) NO2 + H2O HNO2 + OH − (гидролиз)

Диссоциация соли KNO2 протекает полностью, а реакция гидролиза аниона NO2 − в очень небольшой степени (для 0,1М раствора − на 0,0014%), однако этого оказывается достаточно, чтобы раствор стал щелочным (среди продуктов гидролиза присутствует ион OH − ).

Гидролизу подвергаются анионы только слабых кислот (в данном примере − нитрит-ион NO2 − , отвечающий слабой азотистой кислоте HNO2). Анион слабой кислоты обладает способностью отщеплять катион водорода от молекулы воды, образуя молекулу соответствующей кислоты и оставляя в растворе гидроксид-ион OH − .

Степень протекания гидролиза увеличивается в ряду анионов:

Примеры реакций гидролиза анионов:

а) СO3 2− + H2O HСO3 − + OH −
б) PO4 3− + H2O HPO4 2− + OH −
в) S 2− + H2O HS − + OH −
(обратите внимание, что в уравнениях обратимого гидролиза фигурирует только одна молекула воды!).

Ионы CO3 2− , PO4 3− и S 2− подвергаются гидролизу в большей степени, чем NO2 − : в их 0,1М растворах − на 5%, 37% и 58% соответственно. Причина этого состоит в том, что сила соответствующих кислот в указанном ряду (азотистая − угольная по второй ступени − ортофосфорная по третьей ступени − сероводородная по второй ступени) убывает. Поэтому растворы солей Na2CO3, K3PO4 и BaS будут сильнощелочными (рН > 7).

Таким образом, соли, образованные катионом сильного основания и анионом слабой кислоты, подвергаются гидролизу по аниону и создают в растворе щелочную среду.

Гидролиз солей по катиону

В случае взаимодействия катиона растворенной соли с водой процесс называется гидролизом соли по катиону:

1) Ni(NO3)2 = Ni 2+ + 2NO3 − (диссоциация)
2) Ni 2+ + H2O NiOH + + H + (гидролиз)

Диссоциация соли Ni(NO3)2 протекает нацело, гидролиз катиона Ni 2+ − в очень малой степени (для 0,1М раствора − на 0,001%), но этого оказывается достаточно, чтобы среда стала кислотной (среди продуктов гидролиза присутствует ион H + ).

Гидролизу подвергаются катионы только малорастворимых основных и амфотерных гидроксидов и катион аммония NH4 + . Катион металла, отщепляя от молекулы воды гидроксидный фрагмент, освобождает катион водорода H + (точнее − катион оксония H3O + ).

В соответствии с протонной теорией гидролиз по катиону рассматривают следующим образом: диссоциация соли при водит к образованию гидратированных катионов и анионов. Гидратированные катионы металлов (за исключение катионов щелочей) в водном растворе обладают кислотными функциями − отдают протоны молекулам воды:

В результате раствор становится кислотным (избыток катионов оксония H3O + ).

Катион аммония в результате гидролиза образует слабое основание − гидрат аммиака и катион водорода (катион оксония):

Степень гидролиза катионов увеличивается в ряду

Ni 2+ , La 3+ , Mn 2+ , NH4 + , Co 2+ , Zn 2+ , Cd 2+ , Cu 2+ , Fe 2+ , Pb 2+ , Al 3+ , Sc 3+ , Cr 3+ , Fe 3+ .

Другие примеры (в 0,1М растворах):

а) Zn 2+ + H2O ZnOH + + H + (α = 0,05%)
б) Cr 3+ + H2O CrOH 2+ + H + (α = 3,3%)
в) Fe 3+ + H2O FeOH 2+ + H + (α = 22,8%)

Соли, образованные катионами, сильно подверженными гидролизу (такие как Sn 2+ или Bi 3+ ), удается растворить только при добавлении кислоты; при растворении в чистой воде гидроксокатионов получается настолько много, что соответствующая основная соль выпадает в осадок:

Итак, соли, образованные катионом малорастворимого основного или амфотерного гидроксида и анионом сильной кислоты, подвергаются гидролизу по катиону и образуют в растворе кислотную среду.

Гидролиз по катиону и аниону

Соли, образованные катионами малорастворимых основных или амфотерных гидроксидов и анионами слабых кислот (например сульфиды или ортофосфаты), малорастворимы в воде и обсуждать их гидролиз не имеет смысла.

Наоборот, некоторые фториды и ацетаты этих катионов хорошо растворимы в воде; они гидролизуются по катиону и аниону (в разной степени). Среда раствора определяется тем ионом соли, у которого степень гидролиза выше (в большинстве случаев выше степень гидролиза катионов и среда раствора слабокислотная).

Например, гидролиз фторида меди(II) в 0,1М растворе:

CuF2 = Cu 2+ + 2F − Cu 2+ + H2O CuOH + + H + (α = 0,068%)
F − + H2O HF + OH − (α = 0,0012%)

Преобладает кислотная среда, так как степень гидролиза по катиону выше.

То же наблюдается в растворах солей аммония − фторида аммония NH4F (среда кислотная), ацетата аммония NH4CH3COO (среда практически нейтральная из-за одинаковой степени гидролиза по катиону и по аниону) и цианида аммония NH4CN (среда щелочная).

Многие соединения, синтезируемые «сухим» способом − например карбонат железа(II), сульфид алюминия − при попытке получения обменной реакцией в водном растворе подвергаются полному необратимому гидролизу с образованием основных солей или гидроксидов, а также соответствующих кислот или кислотных оксидов:

Если карбонат железа(II) FeCO3, полученный «сухим путем» или взятый в виде минерала сидерит, при внесении в воду осаждается без видимого взаимодействия, то сульфид алюминия при контакте с водой мгновенно разлагается:

Гидролиз бинарных соединений

Многие вещества, относящиеся к классу бинарных соединений и не являющиеся солями, не могут существовать в водном растворе, поскольку подвергаются полному необратимому гидролизу:

Поскольку гидролиз бинарных соединений протекает необратимо, следует оберегать их от контакта с водой и влажным воздухом.

Источник: www.alhimik.ru

Гидролиз, электролиз и окислительно-восстановительные реакции

В химии существует множество различных типов реакций, отличающихся условиями проведения, средой, скоростью и т.д. Гидролиз и электролиз являются наиболее сложными темами в химии. Им и будет посвящена статья.

В быстроразвивающемся мире уже мало учиться только в рамках школьной программы, важно получать полезные знания о финансах и инвестициях, чтобы гарантировать материальное благополучие

Создай себе задел на будущее, получай уже сегодня расширенный объем знаний и навыков по ФИНАНСОВОЙ ГРАМОТНОСТИ в режиме онлайн

Зарегистрируйся сейчас, ПРИБЛИЗЬ СВОЙ УСПЕХ

План урока:

Гидролиз

Гидролиз – процесс распада молекул под действием молекул воды. Гидролизу подвергаются соли. Во время этого процесса образуются исходные вещества – кислота и основание. Если исходные компоненты растворимы в воде, процесс гидролиза обратим и продукты зафиксировать сложно, поэтому, гидролиз возможен только для тех солей, один из исходных компонентов которой – слабое соединение. В этом случае образуется продукт – осадок, газ или вода, выпадающий из общей реакции.

Процесс диссоциации хлорида натрия

Кроме гидролиза существует процесс диссоциации. По сути, это первая стадия гидролиза – разрушение молекулы водой. Если после этого происходит образование новых химических соединений, происходит гидролиз. Эти процессы могут идти одновременно и конкурировать между собой или будет преобладать только один из вариантов.

Константа гидролиза солей

Хоть гидролиз и является общим свойством селей, многие соли подвергаются ему в разной степени. Это зависит не только от наличия сильного и слабого иона, но и от растворимости самой соли.

Степень гидролиза определенной соли называют константой гидролиза солей и обозначают Kr. Это табличные данные, но в эксперименте их можно посчитать по формуле: К = [К + ][А – ]/[КА]. То есть, чтобы определить этот параметр, нужно концентрацию катионов и анионов разделить на концентрацию недиссоциированных молекул. Максимальное значение константы = 1. Чем ближе к этой цифре, тем выше степень гидролиза молекулы.

Константа зависит от ряда параметров:

• Температура раствора;
• Природа соли (ее растворимость);
• Длительность процесса.

Но, не зависит от концентрации соли и объема реакционной среды.

Одно и то же вещество может иметь разные значения константы гидролиза. Это характерно для таких молекул, у которых несколько атомов катиона или аниона. Например, Na3PO4 распадается постепенно, отщепляя по одному атому Na:

Активнее всего процесс будет идти по первой ступени, ниже по второй. Третий этап, практически, не осуществим.

Обратимый гидролиз

Если в растворе идет как распад исходной молекулы с образованием новых продуктов, так и образование молекул этого же вещества, это обратимый гидролиз. В качестве примера рассмотрим этот процесс для фосфата натрия Na3PO4 по первой ступени: в растворе образуются ионы, соединяющиеся в продукты NaOH и Na2HPO4. Оба вещества растворимы в воде, а значит, тоже могут распадаться на ионы. В результате устанавливается равновесие между двумя процессами – прямой и обратный гидролиз:

3Na + + PO4 3- + HOH ↔2Na + + HPO4 2- + Na + + OH —

Для того чтобы реакция шла только в одном направлении можно удалять нужный продукт или формировать подходящую кислотность.

Гидролиз растворов может протекать по аниону или катиону. Анион – ион, заряженный отрицательно, а катион – положительно. Условием этого процесса является наличие одного или дух слабых ионов. При их распаде образуется необратимый продукт, позволяющий зафиксировать процесс.

К слабым кислотам (анион) относятся:

• все органические кислоты;
• бескислородные кислоты, кроме HBr, HCl, HI;
• кислоты, проявляющие переменную степень окисления (H2SO3, HNO2);
• кислоты, которые быстро распадаются (H2CO3, H2SiO3, H3PO4).

Слабость основания (катиона) можно определить по таблице растворимости. К слабым основаниям относятся все малорастворимые и нерастворимые вещества. Например, Al(OH)3 и Zn(OH)2 – слабые основания.

Возможно 4 варианта гидролиза в зависимости от состава соли.

Щелочь + слабая кислота (гидролиз по аниону)

Гидролиз по аниону проходит, если соль имеет кислотный остаток слабой кислоты. В финальном растворе останутся гидроксид-ионы, за счет чего сформируется щелочная среда (pH>7).

Реакцию можно рассмотреть с точки зрения последовательного образования анионов и катионов.

Растворимое слабое основание + сильная кислота (гидролиз по катиону)

Если в соли слабо основание, будет происходить его распад. В этом случае в растворе останется больше катионов водорода и среда сформируется кислая (pH<7).

Пример: AlCl3 + H2O ↔ AlOHCl + HCl

Гидролиз веществ проходит в две стадии.

• AlCl3 ↔ Al 3+ + 3 Cl —
• Al 3+ +3 Cl — + H2O ↔ AlOH 2+ Cl + H + + Cl —

Слабое основание + слабая кислота (гидролиз по катиону и аниону)

Если обе части соли слабые, гидролиз будет идти по обеим частям. Так как образуются и катионы водорода, и гидроксид-ионы в равном количестве, среда будет нейтральная(рН = 7).

S — + H2O ↔ HS — + OH —

Щелочь + сильная кислота

Сильные молекулы называются так из-за очень высокой реакционной способности ионов, в таком случае, даже если происходит их распад на катионы и анионы, они сразу соединяются обратно. Молекулы воды не успевают оттащить их достаточно далеко, чтобы образовались новые продукты реакции.

Электролиз

Электролиз – разложение веществ под действием электрического тока. Он представляет собой окислительно-восстановительную реакцию.

Под действием электрического тока ионы начинают двигаться направленно – положительно заряженные катионы к отрицательному катоду, а отрицательно заряженные анионы к положительному аноду. На катоде катионы принимают электроны и восстанавливаются, а на аноде анионы отбирают электроны и окисляются. Электролиз протекает в расплаве или в растворе.

Виды электродов

Электрод – один из основных компонентов электролиза. Именно на нем происходит процесс объединение ионов и формирования продуктов реакции. Существует несколько видов электродов, на каждом из которых есть особенности процессов.

В химических лабораториях используют несколько видов электродов:

• платиновый,
• инертный,
• угольный,
• стандартный водородный.

Электроды отличаются стандартным электродным потенциалом. Это значит, на разных электродах скорость ОВР будет различна. Для каждого электрода приведены стандартные значения его потенциала, что может быть использовано в решении задач для определения степени электролиза.

Электролиз расплавов

При электролизе расплавов солей вода не участвует в процессе реакции. Этот способ применяется в том случае, если продукты электролиза вступают в реакцию с водой, например, при получении щелочных и щелочно-земельных металлов. В этом случае вместо металла образуется щелочь.

2NaCl(расплав) электролиз 2Na + Cl2↑

Катод( ): Na + + ē =Na

Анод(+): 2Cl — — 2ē = 2Cl = Cl2↑

Электролиз растворов

Электролиз растворов протекает в присутствии воды.

Продукты реакции на катоде и аноду зависят от характеристик соответствующих катионов и анионов.

Процесс на катоде

На катоде происходит восстановление металлов и водорода, в зависимости от активности металла. Можно выделить три варианта продуктов реакции на катоде, в зависимости от положения металла в электрохимическом ряду напряжений.

• Активный металл (металлы в ряду напряжений стоят до алюминия включительно)

В процессе реакции восстанавливается водород, т.к.активные металлы не могут долго существовать в чистом виде и быстро образуют новые соединения в растворе.

• Металл со средней активностью (металл находится между алюминием и водородом)

В процессе электролиза одновременно восстанавливаются вода и металл.

Ме n + + n ē → Me 0

• Неактивный металл (металлы в ряду располагаются после водорода)

В процессе электролиза восстанавливается только металл, так как его реакционная активность низкая.

Ме n + + n ē → Me 0

Процессы на аноде

К положительно заряженному аноду подходят анионы. Анионы играют роль окислителя, а кислотные остатки или вода – восстановителей. Здесь, так же, возможно образования различных продуктов в зависимости от аниона.

• Бескислородный кислотный остаток (I — , Br — , Cl — ) восстанавливается до соответствующего неметалла:

неМе n- — n ē → неМе 0

• Кислородсодержащий кислотный остаток сильной кислоты (SO4 2- , NO3 — ) и фторид-ион (F — ) не окисляются. Вместо них происходит окисление воды с образованием кислорода:

2 Н2О -2 – 4 ē → О2 0 + 4 Н +

• Гидроксид-ион (OH — ) окисляется с образованием кислорода:

Суммарные процессы электролиза

В суммарном уравнении электролиза записывают те продукты, которые образовались н электродах. Например, процесс электролиза раствора сульфата меди выглядит следующим образом:

К (-): Сu 2+ + 2 ē → Сu 0

Электролиз раствора хлорида натрия выглядит следующим образом:

2 NaCl — + 2 H2O → H2 + 2 NaOH + Cl2 0

А (+): 2 Cl — — 2 ē → Cl2 0

Значение электролиза

Электролиз – важный химический процесс. Основная область его применения – получение неустойчивых элементов, которые нельзя синтезировать в процессе стандартной реакции. Например, так получают щелочные металлы.

Другой вариант – покрытие металлических изделий антикоррозионными элементами. В этом случае, нахождение металлического объекта (например, корабля) в соленой воде приравнивается к процессу электролиза, что приводит к коррозии. Чтобы предотвратить этот процесс, к конструкции прикрепляется элемент с большим потенциалом. Тогда он будет вступать в этот процесс вместо основной конструкции.

В городах электролиз применяют для очистки сточных вод.

Источник: 100urokov.ru