Уравнение электролиз раствора сернистокислого натрия. Электролиз и гидролиз солей

Модуль 2. Основные процессы химии и свойства веществ

Лабораторная работа № 7

Тема: Электролиз водных растворов солей

Электролизом называется окислительно-восстановительный процесс, протекающий на электродах при прохождении, электрического тока через раствор или расплав электролита.

При пропускании постоянного электрического тока через раствор электролита или расплав катионы движутся к катоду, а анионы - к аноду. На электродах протекают окислительнo- восстановительные процессы;. Катод, является восстановителем, так как он отдает электроны катионам, а анод - окислителем, так как ой принимает электроны у анионов. Реакции, протекающие на электродах, зависят от состава электролита, природы растворителя, материала электродов, режима работы электролизера.

Химизм процесса электролиза расплава хлорида кальция:

СаСl 2 ↔ Са 2+ + 2Сl -

на катоде Са 2+ + 2e→ Са°

на аноде 2Сl - - 2е→ 2С1° → С1 2

Электролиз раствора сульфата калия на нерастворимом аноде схематически выглядит так:

K 2 SO 4 ↔ 2K + + SO 4 2 -

Н 2 О ↔ Н + + ОН -

на катоде 2Н + + 2е→2Н°→ Н 2 2

на аноде 4ОН - 4е→ О 2 + 4Н + 1

K 2 SO 4 + 4Н 2 О 2Н 2 + О 2 + 2К0Н + H 2 SO 4

Цель работы: ознакомление с электролизом растворов солей.

Приборы и оборудование: выпрямитель электрического тока, электролизер, угольные электроды, наждачная бумага, стаканчики, промывалка.

Рис. 1. Прибор для проведения

электролиза

1 - электролизер;

2 - электроды;

3-токопроводящие проволоки; источник постоянного тока.

Реактивы и растворы: 5% растворы хлорида меди СuС1 2 , иодида калия КI, гидросульфата калия KHSO 4 , сульфата натрия Na 2 SO 4 , сульфата меди CuSO 4 , сульфата цинка ZnSO 4 , 20% раствор гидроксида натрия NaOH, медная и никелевая пластинки, раствор фенолфталеина, азотная кислота (конц.) HNO 3 , 1% раствор крахмала, нейтральная лакмусовая бумага, 10% раствор серной кислоты H 2 SO 4 .

Опыт 1. Электролиз хлорида меди с нерастворимыми электродами

Электролизер наполните до половины объема 5% раствором хлорида меди. Опустите в оба колена электролизера по графитовому стержню, закрепите их неплотно отрезкам и каучуковой трубки. Концы электродов соедините проводниками с источниками постоянного тока. При незначительном запахе хлора электролизер немедленно отключите от источника тока. Что происходит на катоде? Составьте уравнения электродных реакций.

Опыт 2. Электролиз иодида калия с нерастворимыми электродами

Наполните электролизер 5% раствором иодида калия, . прибавьте в каждое колено по 2 капли фенолфталеина. Вставьте в каждое колено электролизера графитовые электроды и соедините их с источником постоянного тока.

В каком колене и почему окрасился раствор? В каждое колено добавьте по 1 капле крахмального клейстера. Где и почему выделяется иод? Составьте уравнения электродных реакций. Что образовалось в катодном пространстве?

Опыт 3. Электролиз сульфата натрия с нерастворимыми электродами

Половину объема электролизера наполните 5% раствором сульфата натрия и добавьте в каждое колено по 2 капли метилоранжа.или лакмуса. Вставьте в оба колена электроды и соедините их с источником постоянного тока. Запишите ваши наблюдения. Почему растворы электролита у разных электродов окрасились в разные цвета? Составьте уравнения электродных реакций. Какие газы и почему выделяются на электродах? В чем заключается сущность процесса электролиза водного раствора сульфата натрия

Электролиз – процесс, при котором электрическая энергия преобразуется в химическую. Этот процесс протекает на электродах под действием постоянного тока. Каковы продукты электролиза расплавов и растворов, и что входит в понятие «электролиз».

Электролиз расплавов солей

Электролиз – это окислительно-восстановительные реакции протекающие на электродах при пропускании постоянного электрического тока через раствор или расплав электролита.

Рис. 1. Понятие электролиза.

Хаотическое движение ионов под действием тока делается упорядоченным. Анионы движутся к положительному электроду (аноду) и окисляются на нем, отдавая электроны. Катионы движутся к отрицательному полюсу (катоду) и восстанавливаются на нем, принимая электроны.

Электроды могут быть инертными (металлическими из платины или золота или неметаллическими из угля или графита) или активными. Анод в этом случае растворяется в процессе электролиза (растворимый анод). Его изготавливают из таких металлов, как хром, никель, цинк, серебро, медь и т. д.

При электролизе расплавов солей, щелочей, оксидов катионы металлов разряжаются на катоде с образованием простых веществ. Электролиз расплавов является промышленным способом получения таких металлов, как натрий, калий, кальций (электролиз расплавов солей) и алюминий (электролиз расплава оксида алюминия Al 2 O 3 в криолите Na 3 AlF 6 , используемом для облегчения переведения оксида в расплав). Например, схема электролиза расплава поваренной соли NaCl происходит так:

NaCl Na + + Cl -

Катод (-) (Na +): Na + + е = Na 0

Анод (-) (Cl -): Cl - - е = Cl 0 , 2Cl 0 = Cl 2

Суммарный процесс:

2Na+ +2Cl- = электролиз 2Na + 2Cl 2

2NaCl = электролиз 2Na + Cl 2

Одновременно с получением щелочного металла натрия при электролизе соли получают хлор.

Электролиз растворов солей

Если электролизу подвергаются растворы солей, то, наряду с ионами, образующимися при диссоциации соли, окисляться или восстанавливаться на электродах может и вода.

Существует определенная последовательность разряжения ионов на электродах в водных растворах.

1. Чем выше стандартный электродный потенциал металла, тем легче он восстанавливается. Иначе говоря, чем правее стоит металл в электрохимическом ряду напряжений, тем легче его ионы будут восстанавливаться на катоде. При электролизе растворов солей металлов от лития до алюминия включительно на катоде всегда восстанавливаются молекулы воды:

2H 2 O+2e=H 2 +2OH-

Если электролизу подвергаются растворы солей металлов, начиная с меди и правее меди, на катоде восстанавливаются только катионы металлов. При электролизе солей металлов от марганца MN до свинца Pb могут восстанавливаться как катионы металлов, так, в некоторых случаях, и вода.

2. На аноде окисляются анионы кислотных остатков (кроме F-). Если электролизу подвергаются соли кислородосодержащих кислот, то анионы кислотных остатков остаются в растворе, окисляется вода:

2H 2 O-4e=O 2 +4H+

3. Если анод растворимый, то происходит окисление и растворение самого анода:

Пример : электролиз водного раствора сульфата натрия Na 2 SO 4:

Министерство образования Российской Федерации

Владимирский государственный университет

Кафедра химии и экологии

Лабораторная работа № 6

Электролиз

Выполнила студентка группы МТС – 104

Сазонова Е.В.

Гришина Е.П.

Владимир 2005

Цель работы.

Краткое теоретическое введение.

Приборы и реактивы.

Ход выполнения работы, наблюдения, уравнения реакций.

Цель работы.

Пронаблюдать электролиз различных растворов, составить соответствующие уравнения реакций.

Краткое теоретическое введение

Электролиз – окислительно-восстановительные процессы, протекающие на электродах при пропускании постоянного электрического тока через раствор или расплав электролита. Электролиз осуществляют с помощью источников постоянного тока в устройствах, называемых электролизерами.

Катод – электрод, соединенный с отрицательным полюсом источника тока. Анод – электрод, подключенный к положительному полюсу. На аноде протекают реакции окисления, на катоде – восстановления.

Процессы электролиза могут проходить с растворимым или нерастворимым анодом. Металл, из которого сделан анод, непосредственно участвует в реакции окисления, т.е. отдает электроны и в виде ионов переходит в раствор или расплав электролита.

Нерастворимые аноды сами не принимают непосредственное участие в окислительном процессе, а являются только переносчиками электронов. В качестве нерастворимых анодов могут быть использованы графит, инертные металлы, такие как платина, иридий и др. на нерастворимых анодах идет реакция окисления какого-либо восстановителя, находящегося в растворе.

При характеристике катодных реакций следует иметь в виду, что последовательность восстановления ионов металлов зависит от положения металла в ряду напряжений и от концентрации их в растворе.. если в растворе одновременно находятся ионы двух или нескольких металлов, то в первую очередь восстанавливаются ионы того металла, который имеет более положительный потенциал. Если потенциалы двух металлов близки, то наблюдается совместное выделение двух металлов, т.е. образуется сплав. В растворах, содержащих ионы щелочных и щелочноземельных металлов, на катоде при электролизе выделяется только водород.

Приборы и реактивы

Выпрямитель тока; амперметр; штатив; зажимы; соединительные провода; графитовые электроды; электролизер. Раствор хлорида натрия 0,1 М, раствор сульфата натрия 0,1 М, раствор сульфата меди (II) 0,1 М, раствор иодида калия 0,1 М; фенолфталеин, лакмус.

Ход выполнения работы

Электролиз раствора хлорида натрия

Закрепить электролизер, которым служит U-образная стеклянная трубка, на штативе. Налить в нее на 2/3 объема раствора хлорида натрия. Вставить в оба отверстия трубки электроды и включить постоянный ток напряжением 4 – 6 В. Электролиз вести 3 – 5 мин.

После этого добавить в раствор к катоду несколько капель фенолфталеина, а в раствор к аноду несколько капель раствора иодида калия. Наблюдать окрашивание раствора у катода и у анода. Какие процессы проходят на катоде и на аноде? Написать уравнения реакций, происходящих на катоде и на аноде. Как изменился характер среды в растворе у катода.

Наблюдение: На катоде, к которому капнули фенолфталеин, раствор приобрел малиновый окрас. На аноде восстановился Cl 2 . После добавления крахмала раствор стал фиолетовым.

Уравнение реакции:

NaCl ↔ Na + + Cl -

анод: 2Cl - - 2e → Cl 2

2H 2 O + Cl - → H 2 + Cl 2 + 2OH -

2 NaCl + 2H 2 O → H 2 + 2NaOH + Cl 2

на катоде на аноде

Электролиз раствора сульфата натрия

В электролизер налить раствор сульфата натрия. В раствор к катоду и аноду прилить несколько капель нейтрального лакмуса. Включить ток и через 3 – 5 мин наблюдать изменение окраски электролита в прикатодном и прианодном пространстве.

Написать уравнения реакций, происходящих на катоде и на аноде. Как изменился характер среды в прикатодном и прианодном пространстве раствора?

Наблюдение: раствор в прикатодном пространстве стал красным, в прианодном – синим.

Уравнение реакции:

Na 2 SO 4 ↔ 2Na + + SO 4 2-

катод: 2H 2 O + 2e → H 2 + 2OH -

анод: 2H 2 O - 4e → O 2 + 4H +

4OH - - 4H + → 4H 2 O

2H 2 O → 2H 2 + O 2

II )

В электролизер налить раствор сульфата меди (II). Пропустить ток в течение 5 – 10 мин до появления заметного слоя розовой меди на катоде. Составить уравнение электродных реакций.

Наблюдение: на катоде выпадает осадок розоватого цвета – медь.

Уравнение реакции:

CuSO 4 ↔ Cu 2+ + SO 4 -

катод: Cu 2+ + 2e → Cu

анод: 2H 2 O – 4e → O 2 + 4H +

2Cu 2+ + 2H 2 O → 2Cu + O 2 + 4H +

2CuSO 4 + 2H 2 O → 2Cu + O 2 + 2H 2 SO 4

Электролиз раствора сульфата меди (II ) с использованием растворимого анода

Использовать электролизер с раствором и электродами после третьего опыта. Переключить полюса электродов на клеммах источника тока. После этого электрод, который был катодом, теперь будет являться анодом, а электрод, бывший анодом, будет катодом. Таким образом, электрод, покрытый в предыдущем опыте медью, будет выполнять в данном опыте роль растворимого анода. Электролиз проводить до полного растворения меди на аноде.

Что происходит на катоде? Написать уравнения реакций.

Наблюдение: с анода (бывший катод) в раствор переходит медь и ее ионы оседают на катоде (бывший анод).

Уравнение реакции:

CuSO 4 ↔ Cu 2+ + SO 4 -

катод: Cu 2+ + 2e → Cu

анод: Cu 2+ - 2e → Cu

Вывод: В ходе работы я пронаблюдала процесс электролиза и написала соответствующие уравнения реакций.

Ко­то­рая про­те­ка­ет под дей­стви­ем элек­три­че­ско­го тока на элек­тро­дах, по­гру­жен­ных в рас­твор или рас­плав элек­тро­ли­та.

Су­ще­ству­ет два типа элек­тро­дов.

Анод окис­ле­ние .

Катод – это элек­трод, на ко­то­ром про­ис­хо­дит вос­ста­нов­ле­ние . К аноду стре­мят­ся ани­о­ны, так как он имеет по­ло­жи­тель­ный заряд. К ка­то­ду стре­мят­ся ка­ти­о­ны, по­то­му что он за­ря­жен от­ри­ца­тель­но и, со­глас­но за­ко­нам фи­зи­ки, раз­но­имен­ные за­ря­ды при­тя­ги­ва­ют­ся. В любом элек­тро­хи­ми­че­ском про­цес­се при­сут­ству­ют оба элек­тро­да. При­бор, в ко­то­ром осу­ществ­ля­ет­ся элек­тро­лиз, на­зы­ва­ет­ся элек­тро­ли­зер. Рис. 1.

Количественные характеристики электролиза выражаются двумя законами Фарадея :

1) Масса вещества, выделяющегося на электроде , прямо пропорциональна количеству электричества , прошедшего через электролит .

2) При электролизе различных химических соединений одинаковые количества электричества выделяют на электродах массы веществ, пропорциональные их электрохимическим эквивалентам .

Эти два закона можно объединить в одном уравнении:

где m – масса выделяющегося вещества, г;

n – количество электронов , переносимых в электродном процессе;

F – число Фарадея (F =96485 Кл/моль)

I – сила тока, А;

t – время, с;

M – молярная масса выделяющегося вещества, г/моль.

При электролизе водных растворов электродные процессы осложняются за счет конкуренции ионов (в электролизе могут участвовать и молекулы воды). Восстановление на катоде обусловлено положением металла в ряду стандартных электродных потенциалов.

Катионы металлов, у которых стандартный электродный потенциал больше, чем у водорода (от Cu2+ до Au3+), при электролизе практически полностью восстанавливается на катоде. Me n+ + nē →Me Катионы металлов с малой величиной стандартного электродного потенциала (Li2+ до Al3+ включительно) не восстанавливаются на катоде, а вместо них восстанавливаются молекулы воды. 2H2O + 2ē → H2 + 2OH- Катионы металлов, имеющих стандартный электродный потенциал меньше, чем у водорода, но больше чем у алюминия (от Mn2+ до Н), при электролизе на катоде восстанавливается одновременно с молекулами воды. Me n+ + nē →Me 2H2O + 2ē → H2 + 2OH- При наличии в растворе нескольких катионов, на катоде в первую очередь восстанавливаются катионы наименее активного металла.

Пример сульфат натрия(Na2SO4)

Na2SO4↔ 2Na++ SO42-

катод: 2H2O + 2e → H2 + 2OH-

анод: 2H2O - 4e → O2 + 4H+

4OH-- 4H+→ 4H2O

Электролизом расплавов получают многие реакционно-способные металлы. При диссоциации расплава сульфата натрия образуются ионы натрия и сульфат-ионы.

Na2SO4 → 2Na+ + SО42−

– на катоде выделяется натрий:

Na+ + 1 e− → Na

– на аноде выделяется кислород и оксид серы (VI):

2SО42− − 4 e− → 2SО3 +О2

– суммарное ионное уравнение реакции (уравнение катодного процесса помножили на 4)

4 Na+ + 2SО42− → 4 Na 0 + 2SО3 +О2

– суммарная реакция:

4 Na2SO44 Na 0 + 2SО3 +О2

Электролиз расплавов солей

Для получения высокоактивных металлов (натрия, алюминия, магния, кальция и др.), легко вступающих во взаимодействие с водой, применяют электролиз расплава солей или оксидов:

1. Электролиз расплава хлорида меди (II).

Электродные процессы могут быть выражены полуреакциями:

на катоде K(-): Сu 2+ + 2e = Cu 0 - катодное восстановление

на аноде A(+): 2Cl – - 2e = Cl 2 - анодное окисление

Общая реакция электрохимического разложения вещества представляет собой сумму двух электродных полуреакций, и для хлорида меди она выразится уравнением:

Cu 2+ + 2 Cl – = Cu + Cl 2

При электролизе щелочей и солей оксокислот на аноде выделяется кислород:

4OH – - 4e = 2H 2 O + O 2

2SO 4 2– - 4e = 2SO 3 + O 2

2. Электролиз расплава хлорида калия:

Электролиз растворов

Совокупность окислительно-восстановительных реакций, которые протекают на электродах в растворах или расплавах электролитов при пропускании через них электрического тока, называют электролизом.

На катоде «-» источника тока происходит процесс передачи электронов катионам из раствора или расплава, поэтому катод является «восстановителем».

На аноде «+» происходит отдача электронов анионами, поэтому анод является «окислителем».

При электролизе как на аноде, так и на катоде могут происходить конкурирующие процессы.

При проведении электролиза с использованием инертного (нерасходуемого) анода (например, графита или платины), как правило, конкурирующими являются два окислительных и два восстановительных процесса:
на аноде - окисление анионов и гидроксид-ионов,
на катоде - восстановление катионов и ионов водорода.

При проведении электролиза с использованием активного (расходуемого) анода процесс усложняется и конкурирующими реакциями на электродах являются:
на аноде - окисление анионов и гидроксид-ионов, анодное растворение металла - материала анода;
на катоде - восстановление катиона соли и ионов водорода, восстановление катионов металла, полученных при растворении анода.

При выборе наиболее вероятного процесса на аноде и катоде следует исходить из положения, что будет протекать та реакция, для которой требуется наименьшая затрата энергии. Кроме того, для выбора наиболее вероятного процесса на аноде и катоде при электролизе растворов солей с инертным электродом используют следующие правила:

1. На аноде могут образовываться следующие продукты:

а) при электролизе растворов, содержащих в своем составе анионы SO 4 2- , NО - 3 , РО 4 3- , а также растворов щелочей на аноде окисляется вода и выделяется кислород;

А + 2H 2 O - 4e - = 4H + + O 2

б) при окислении анионов Сl - , Вr - , I - выделяются соответственно хлор, бром, иод;

А + Cl - +e - = Cl 0

2. На катоде могут образовываться следующие продукты:

а) при электролизе растворов солей, содержащих ионы, расположенные в ряду напряжений левее Аl 3+ , на катоде восстанавливается вода и выделяется водород;

К - 2H 2 O + 2e - = H 2 + 2OH -

б) если ион металла расположен в ряду напряжений правее водорода, то на катоде выделяется металл.

К - Me n+ + ne - = Me 0

в) при электролизе растворов солей, содержащих ионы, расположенные в ряду напряжений между Al + и Н + , на катоде могут протекать конкурирующие процессы как восстановления катионов, так и выделения водорода.

Пример: Электролиз водного раствора нитрата серебра на инертных электродах

Диссоциация нитрата серебра:

АgNО 3 = Аg + + NO 3 -

При электролизе водного раствора АgNО 3 на катоде происходит восстановление ионов Аg + , а на аноде - окисление молекул воды:

Катод: Аg + + е = А g

Анод: 2Н 2 О - 4е = 4Н + + О 2

Суммарное уравнение:______________________________________________

4AgNО 3 + 2Н 2 О = 4Ag + 4НNО 3 + О 2

Составьте схемы электролиза водных растворов: а) сульфата меди; б) хлорида магния; в) сульфата калия.

Во всех случаях электролиз проводится с использованием угольных электродов.

Пример: Электролиз водного раствора хлорида меди на инертных электродах

Диссоциация хлорида меди:

CuCl 2 ↔ Сu 2+ + 2Cl -

В растворе находятся ионы Си 2+ и 2Сl - , которые под действием электрического тока направляются к соответствующим электродам:

Катод - Cu 2+ + 2e = Cu 0

Анод + 2Cl - - 2e = Cl 2

_______________________________

CuCl 2 = Cu + Cl 2

На катоде выделяется металлическая медь, на аноде - газообразный хлор.

Если в рассмотренном примере электролиза раствора CuCl 2 в качестве анода взять медную пластинку, то на катоде выделяется медь, а на аноде, где происходят процессы окисления, вместо разрядки ионов Сl 0 и выделения хлора протекает окисление анода (меди).

В этом случае происходит растворение самого анода, и в виде ионов Сu 2+ он переходит в раствор.

Электролиз CuCl 2 с растворимым анодом можно записать так:

Электролиз растворов солей с растворимым анодом сводится к окислению материала анода (его растворению) и сопровождается переносом металла с анода на катод. Это свойство широко используется при рафинировании (очистке) металлов от загрязнений.

Пример: Электролиз водного раствора хлорида магния на инертных электродах

Диссоциация хлорида магния в водном растворе:

MgCl 2 ↔ Mg 2+ +2Сl -

Ионы магния не могут восстанавливаться в водном растворе (идет восстановление воды) , хлорид-ионы - окисляются.

Схема электролиза:

Пример: Электролиз водного раствора сульфата меди на инертных электродах

В растворе сульфат меди диссоциирует на ионы:

СuSО 4 = Сu 2+ + SO 4 2-

Ионы меди могут восстанавливаться на катоде в водном растворе.

Сульфат-ионы в водном растворе не окисляются, поэтому на аноде будет протекать окисление воды.

Схема электролиза:

Электролиз водного раствора соли активного металла и кислородсодержащей кислоты (К 2 SО 4) на инертных электродах

Пример: Диссоциация сульфата калия в водном растворе:

К 2 SО 4 = 2К + + SO 4 2-

Ионы калия и сульфат-ионы не могут разряжаться на электродах в водном растворе, следовательно, на катоде будет протекать восстановление, а на аноде - окисление воды.

Схема электролиза:

или, учитывая, что 4Н + + 4ОН - = 4Н 2 О (осуществляется при перемешивании),

H 2 O 2H 2 + O 2

Если пропускать электрический ток через водный раствор соли активного металла и кислородсодержащей кислоты, то ни катионы металла, ни ионы кислотного остатка не разряжаются.

На катоде выделяется водород, а на аноде - кислород, и электролиз сводится к электролитическому разложению воды.

Электролиз расплава гидроксида натрия

Электролиз воды проводится всегда в присутствии инертного электролита (для увеличения электропроводности очень слабого электролита - воды):

Закон Фарадея

Зависимость количества вещества, образовавшегося под действием электрического тока, от времени, силы тока и природы электролита может быть установлена на основании обобщенного закона Фарадея:

где m - масса образовавшегося при электролизе вещества (г);

Э - эквивалентная масса вещества (г/моль);

М - молярная масса вещества (г/моль);

n - количество отдаваемых или принимаемых электронов;

I - сила тока (А); t - продолжительность процесса (с);

F - константа Фарадея, характеризующая количество электричества, необходимое для выделения 1 эквивалентной массы вещества (F = 96 500 Кл/моль = 26,8 Ач/моль).

Гидролиз неорганических соединений

Взаимодействие ионов соли с водой, приводящее к образованию молекул слабого электролита, называют гидролизом солей.

Если рассматривать соль как продукт нейтрализации основания кислотой, то можно разделить соли на четыре группы, для каждой из которых гидролиз будет протекать по-своему.

1. Соль, образованная сильным основанием и сильной кислотой KBr, NaCl, NaNO 3) , гидролизу подвергаться не будет, так как в этом случае слабый электролит не образуется. Реакция среды остается нейтральной.

2. В соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой FeCl 2 , NH 4 Cl, Al 2 (SO 4) 3 , MgSO 4) гидролизу подвергается катион:

FeCl 2 + HOH → Fe(OH)Cl + HCl

Fe 2+ + 2Cl - + H + + OH - → FeOH + + 2Cl - + Н +

В результате гидролиза образуется слабый электролит, ион H + и другие ионы. рН раствора < 7 (раствор приобретает кислую реакцию).

3. Соль, образованная сильным основанием и слабой кислотой (КClO, K 2 SiO 3 , Na 2 CO 3 , CH 3 COONa) подвергается гидролизу по аниону, в результате чего образуется слабый электролит, гидроксид ион и другие ионы.

K 2 SiO 3 + НОH → KHSiO 3 + KОН

2K + +SiO 3 2- + Н + + ОH - → НSiO 3 - + 2K + + ОН -

рН таких растворов > 7 (раствор приобретает щелочную реакцию).

4. Соль, образованная слабым основанием и слабой кислотой (СН 3 СООNН 4 , (NН 4) 2 СО 3 , Al 2 S 3) гидролизуется и по катиону, и по аниону. В результате образуется малодиссоциирующие основание и кислота. рН растворов таких солей зависит от относительной силы кислоты и основания.

Алгоритм написания уравнений реакций гидролиза соли слабой кислоты и силиного основания

Различают несколько вариантов гидролиза солей:

1. Гидролиз соли слабой кислоты и сильного основания: (CH 3 COONa, KCN, Na 2 CO 3).

Пример 1. Гидролиз ацетата натрия.

или CH 3 COO – + Na + + H 2 O ↔ CH 3 COOH + Na + + OH –

CH 3 COO – + H 2 O ↔ CH 3 COOH + OH –

Так как уксусная кислота слабо диссоциирует, ацетат-ион связывает ион H + , и равновесие диссоциации воды смещается вправо согласно принципу Ле Шателье.

В растворе накапливаются ионы OH - (pH >7)

Если соль образована многоосновной кислотой, то гидролиз идет ступенчато.

Например, гидролиз карбоната: Na 2 CO 3

I ступень: CO 3 2– + H 2 O ↔ HCO 3 – + OH –

II ступень: HCO 3 – + H 2 O ↔ H 2 CO 3 + OH –

Na 2 CO 3 + Н 2 О = NaHCO 3 + NaOH

Практическое значение обычно имеет только процесс, идущий по первой ступени, которым, как правило, и ограничиваются при оценке гидролиза солей.

Равновесие гидролиза по второй ступени значительно смешено влево по сравнению с равновесием первой ступени, поскольку на первой ступени образуется более слабый электролит (HCO 3 –), чем на второй (H 2 CO 3)

Пример 2 . Гидролиз ортофосфата рубидия.

1. Определяем тип гидролиза:

Rb 3 PO 4 ↔ 3Rb + + PO 4 3–

Рубидий – щелочной металл, его гидроксид - сильное основание, фосфорная кислота, особенно по своей третьей стадии диссоциации, отвечающей образованию фосфатов, - слабая кислота.

Идет гидролиз по аниону.

PO 3- 4 + H–OH ↔ HPO 2- 4 + OH – .

Продукты - гидрофосфат- и гидроксид-ионы, среда – щелочная.

3. Составляем молекулярное уравнение:

Rb 3 PO 4 + H 2 O ↔ Rb 2 HPO 4 + RbOH.

Получили кислую соль – гидрофосфат рубидия.

Алгоритм написания уравнений реакций гидролиза соли сильной кислоты и слабого основания

2. Гидролиз соли сильной кислоты и слабого основания: NH 4 NO 3 , AlCl 3 , Fe 2 (SO 4) 3 .

Пример 1. Гидролиз нитрата аммония.

NH 4 + + NO 3 – + H 2 O ↔ NH 4 OH + NO 3 – + H +

NH 4 + + H 2 O ↔ NH 4 OH + H +

В случае многозарядного катиона гидролиз протекает ступенчато, например:

I ступень: Cu 2+ + HOH ↔ CuOH + + H +

II ступень: CuOH + + HOH ↔ Cu(OH) 2 + H +

СuСl 2 + Н 2 О = CuOHCl + HCl

При этом концентрация ионов водорода и pH среды в растворе также определяются главным образом первой ступенью гидролиза.

Пример 2. Гидролиз сульфата меди(II)

1. Определяем тип гидролиза. На этом этапе необходимо написать уравнение диссоциации соли:

CuSO 4 ↔ Cu 2+ + SO 2- 4 .

Соль образована катионом слабого основания (подчеркиваем) и анионом сильной кислоты. Идет гидролиз по катиону.

2. Пишем ионное уравнение гидролиза, определяем среду:

Cu 2+ + H-OH ↔ CuOH + + H + .

Образуется катион гидроксомеди(II) и ион водорода, среда – кислая.

3. Составляем молекулярное уравнение.

Надо учитывать, что составление такого уравнения есть некоторая формальная задача. Из положительных и отрицательных частиц, находящихся в растворе, мы составляем нейтральные частицы, существующие только на бумаге. В данном случае мы можем составить формулу (CuOH) 2 SO 4 , но для этого наше ионное уравнение мы должны мысленно умножить на два.

Получаем:

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

Обращаем внимание, что продукт реакции относится к группе основных солей. Названия основных солей, как и названия средних, следует составлять из названий аниона и катиона, в данном случае соль назовем «сульфат гидроксомеди(II)».

Алгоритм написания уравнений реакций гидролиза соли слабой кислоты и слабого основания

3. Гидролиз соли слабой кислоты и слабого основания:

Пример 1. Гидролиз ацетата аммония.

CH 3 COO – + NH 4 + + H 2 O ↔ CH 3 COOH + NH 4 OH

В этом случае образуются два малодиссоциированных соединения, и pH раствора зависит от относительной силы кислоты и основания.

Если продукты гидролиза могут удаляться из раствора, например, в виде осадка или газообразного вещества, то гидролиз протекает до конца.

Пример 2. Гидролиз сульфида алюминия.

Al 2 S 3 + 6H 2 O = 2Al(OН) 3 + 3H 2 S

2А l 3+ + 3 S 2- + 6Н 2 О = 2Аl(OН) 3 (осадок) + ЗН 2 S (газ)

Пример 3. Гидролиз ацетата алюминия

1. Определяем тип гидролиза:

Al(CH 3 COO) 3 = Al 3+ + 3CH 3 COO – .

Соль образована катионом слабого основания и анионами слабой кислоты.

2. Пишем ионные уравнения гидролиза, определяем среду:

Al 3+ + H–OH ↔ AlOH 2+ + H + ,

CH 3 COO – + H–OH ↔ CH 3 COOH + OH – .

Учитывая, что гидроксид алюминия очень слабое основание, предположим, что гидролиз по катиону будет протекать в большей степени, чем по аниону. Следовательно, в растворе будет избыток ионов водорода, и среда будет кислая.

Не стоит пытаться составлять здесь суммарное уравнение реакции. Обе реакции обратимы, никак друг с другом не связаны, и такое суммирование бессмысленно.

3 . Составляем молекулярное уравнение:

Al(CH 3 COO) 3 + H 2 O = AlOH(CH 3 COO) 2 + CH 3 COOH.

Это тоже формальное упражнение, для тренировки в составлении формул солей и их номенклатуре. Полученную соль назовем ацетат гидроксоалюминия.

Алгоритм написания уравнений реакций гидролиза соли сильной кислоты и сильного основания

4. Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием, гидролизу не подвергаются, т.к. единственным малодиссоциирующим соединением является H 2 O.

Соль сильной кислоты и сильного основания не подвергается гидролизу, и раствор нейтрален.