Содержание

Слайд 2

Гидролиз- химическое взаимодействие солей с водой, приводящее к образованию слабого электролита.
Образование

Гидролиз- химическое взаимодействие солей с водой, приводящее к образованию слабого электролита. Образование
слабого электролита – обязательное условие процесса гидролиза!

Слайд 3

Соли - продукты взаимодействия кислот с основаниями.
Различают четыре типа солей:
1 -

Соли - продукты взаимодействия кислот с основаниями. Различают четыре типа солей: 1
соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием;
2 - соли образованные слабой кислотой и сильным основанием;
3 - соли, образованные сильной кислотой и слабым основанием;
4 - соли, образованные слабой кислотой и слабым основанием.

Слайд 4

NaCl
NaOH HCl
сильное основание сильная кислота
[OH]- = [H]+
Н

NaCl NaOH HCl сильное основание сильная кислота [OH]- = [H]+ Н е
е й т р а л ь н а я среда

1. Соли, образованные сильными кислотами и сильными основаниями

Вывод: соли, образованные сильными кислотами и сильными основаниями, гидролизу не подвергаются.
Среда раствора – нейтральная. рН=7

Слабые электролиты не образуются

Слайд 5

Соли, образованные слабой кислотой и сильным основанием
KNO2
Диссоциация: KNO2 ↔ K+ +

Соли, образованные слабой кислотой и сильным основанием KNO2 Диссоциация: KNO2 ↔ K+
NO2-
KOH – сильное основание; HNO2 – азотистая кислота, слабый электролит
Краткое ионное уравнение - уравнение получения слабого электролита:
NO2- + Н ОН ↔ НNO2 + ОН- рН >7
Полное ионное уравнение
К+ + NO2- + Н ОН ↔ К+ + НNO2 + ОН-
5) Молекулярное уравнение – к каждому иону подобрать противоион:
KNO2 + НОН ↔ КОН + НNO2

Слайд 6

KNO2
KOH HNO2
сильное основание слабая кислота
что сильней того и больше!

KNO2 KOH HNO2 сильное основание слабая кислота что сильней того и больше!
[OH]- > [H]+
Щ е л о ч н а я среда

Упрощенная схема гидролиза KNO2

рН > 7

Слайд 7

3. Соли, образованные слабыми основаниями и сильными кислотами
FeCl3
Диссоциация FeCl3 Fe3+ +

3. Соли, образованные слабыми основаниями и сильными кислотами FeCl3 Диссоциация FeCl3 Fe3+
3Cl-
HCl – сильная кислота; Fe(OH)3 – слабое основание гидролиз приведет к образованию слабого электролита – гидроксида железа (3)
I ступень
Fe3+ + HOH → Fe(OH)2+ + H+
Fe3+ +HOH + Cl- → Fe(OH)2+ + H+ + Cl-
FeCl3 + HOH → Fe(OH)Cl2 + HCl

Слайд 8

II ступень
Fe(OH)Cl2 ↔ Fe(OH)2+ + 2Cl-
Fe(OH)2+ + HOH ↔ Fe(OH)2+ + H+
Fe(OH)2+

II ступень Fe(OH)Cl2 ↔ Fe(OH)2+ + 2Cl- Fe(OH)2+ + HOH ↔ Fe(OH)2+
+ 2Cl- + HOH ↔ Fe(OH)2 + + 2Cl- + H+
Fe(OH)Cl2 + HOH ↔ Fe(OH)2Cl + HCl
III ступень
Fe(OH)2Cl ↔ Fe(OH)2 + + 2Cl-
Fe(OH)2 + + HOH ↔ Fe(OH)3 + H+
Fe(OH)2 + + Cl- + HOH ↔ Fe(OH)3 + H+ + Cl-
Fe(OH)2Cl + HOH ↔ Fe(OH)3 + HCl

Коэффициенты из молекулярного уравнения переносят в полное ионное уравнение

Вывод:
соли, образованные слабыми основаниями и сильными кислотами, подвергаются частичному гидролизу (по катиону).
Среда раствора - кислая

При комнатной температуре гидролиз практически идет по I ступени. Причина: ионы Н+, выделившиеся на I ступени, сдвигают равновесие
II ступени в сторону исходных веществ.
Чем слабее основание, образующее соль, тем полнее будет идти гидролиз

Слайд 9

2. Соли, образованные слабыми основаниями и сильными кислотами

FeCl3
Fe(OH)3 HCl
слабое основание

2. Соли, образованные слабыми основаниями и сильными кислотами FeCl3 Fe(OH)3 HCl слабое
сильная кислота
[OH]- < [H]+
(что сильней того и больше!)
К и с л а я среда

Слайд 10

Соль образована слабым основанием и слабой кислотой.
1. Диссоциация: CH3COONH4 ↔ CH3COO-

Соль образована слабым основанием и слабой кислотой. 1. Диссоциация: CH3COONH4 ↔ CH3COO-
+ NH4+
CH3COOH – слабая кислота; NH4OH – слабое основание
2. CH3COO- + NH4+ +HOН → CH3COOH + NH4OH
CH3COONH4 + H2O → CH3COOH + NH4OH
Образуется ДВА слабых электролита → гидролиз НЕОБРАТИМ
рН зависит от констант диссоциации кислоты и основания:
КNH4OH = 1.7 ·10-5 ; К CH3COOH = 1.74·10−5 рН ≈ 7

Слайд 11

NH4NO2 → NH4+ + NO2-
NH4OH – слабое основание; HNO2 – слабая

NH4NO2 → NH4+ + NO2- NH4OH – слабое основание; HNO2 – слабая
кислота
NH4+ + NO2- + НОН → H4OH + HNO2
Основание слабее, чем кислота. В растворе больше кислоты → рН <7
Соли, образованные слабыми основаниями и слабыми кислотами подвергаются ПОЛНОМУ гидролизу (и по катиону, и по аниону).
Среда раствора близка к нейтральной, либо к слабо щелочной, либо к слабо кислой (в зависимости от констант диссоциации слабых электролитов – кислоты и основания)

КNH4OH = 1.7 ·10-5 ; К HNO2 = 5·10−4

Слайд 12

Степень гидролиза αг - доля гидролизованных единиц:
Константа гидролиза - Кг.

Количественные характеристики

Степень гидролиза αг - доля гидролизованных единиц: Константа гидролиза - Кг. Количественные характеристики гидролиза
гидролиза

Слайд 13

Константа гидролиза

Константа гидролиза выводится по краткому ионному равновесию.
Na2CO3 ↔ Na+ + CO32-
CO32-

Константа гидролиза Константа гидролиза выводится по краткому ионному равновесию. Na2CO3 ↔ Na+
+ HOH ↔ HCO3- + OH-
vпр ↔ vоб
Кр = ([HCO3-]·[OH-]) / [CO32-] · [HOH]
[HOH] = const → Кр · [HOH] = Кг
Константа гидролиза равна отношению произведения равновесных концентраций полученных ионов к произведению равновесной концентрации исходного иона по которому идет гидролиз

Слайд 15

Между Кг и αг существует такая же связь, как между Кд и

Между Кг и αг существует такая же связь, как между Кд и
αд :

Константа гидролиза – постоянная величина для данного вещества.
Степень гидролиза растет с уменьшением концентрации раствора.

Имя файла: Lektsia_6.pptx
Количество просмотров: 35
Количество скачиваний: 0