Алгоритм написания уравнений гидролиза.

На примере гидролиза соли CuCl₂.

1. Определить к какому типу относится соль (каким основанием и какой кислотой образована). Сделать предположение о возможности протекания гидролиза данной соли.

Записать уравнение гидролиза по I ступени:

Запись:

I.CuCl₂+HOH→

Слаб.Сильн.

осн-е к-та

1. Записать соль в ионном (диссоциированном) виде. Поставить заряды ионов в молекуле воды.

Запись:

I. CuCl₂+HOH→

Слаб.Сильн.

осн-е к-та

Cu²⁺+ 2Cl^-+H⁺OH^-→

Слаб.

осн-е

1. Обозначить замкнутой линией взаимодействие ионов слабого электролита с противоположным по знаку ионом воды.

Запись:

I. CuCl₂+HOH→

Слаб.Сильн.

осн-е к-та

Cu²⁺+ 2Cl^-+H⁺OH^-→

Слаб..

Осн-е

1. Записать прочное соединение (слабый электролит) образованное в результате взаимодействия ионов слабого электролита с противоположным по знаку ионом воды. Определить суммарный заряд полученного прочного соединения. Дописать оставшиеся частицы.

Запись:

I. CuCl₂+HOH→

Слаб.Сильн.

осн-е к-та

Cu²⁺+ 2Cl^-+H⁺OH^-→ CuOH⁺ + 2Cl^-+H⁺,

Слаб..

Осн-е

1. Определить pH среды. (Если в результате взаимодействия ионов слабого электролита с ионом воды образовались H⁺, то pH < 7, среда кислая; если в результате взаимодействия - образовались OH^-, то рН > 7, щелочная среда).

Запись:

I. CuCl₂+HOH→

Слаб.Сильн.

осн-е к-та

Cu²⁺+ 2Cl^-+H⁺OH^-→ CuOH⁺ + 2Cl^-+ H⁺, pH < 7, среда кислая;

Слаб.

Осн-е

Получили уравнение гидролиза в полном ионном виде.

1. Записать уравнение в сокращённом ионном виде: в обеих частях уравнения вычеркнуть подобные частицы.

Запись:

I. CuCl₂+HOH→

осн-е к-та

Cu²⁺+ 2Cl^-+H⁺OH^-→ CuOH⁺ + 2Cl^-+ H⁺, pH < 7, среда кислая;

Слаб..

Осн-е

Cu²⁺+ HOH→ CuOH⁺ + H⁺, pH < 7, среда кислая.

Слаб.

Осн-е

Суммарное уравнение гидролиза:

CuCl₂+HOH→ Cu(OH)₂↓ + HCl, pH < 7, среда кислая.

Слаб.Сильн.

Задание 5.4. Смешивают равные объемы двух солей. Молярные концентрации солей равны. Используя табличное значение произведения растворимости (ПР), определите образуется ли осадок труднорастворимой соли (табл. V.4).

Произведении растворимости (ПР). Это понятие используется только для труднорастворимых в воде веществ, являющихся, однако, сильными электролитами. Для таких веществ при постоянной температуре произведение равновесных концентраций ионов, входящих в состав соединения (взятых в степенях, равных количеству ионов в формуле соли) всегда остается величиной постоянной и зависит только от природы соли. Например, для насыщенного раствора труднорастворимого вещества A _n B _m, находящегося в равновесии с его твердой фазой будет характерен следующий обратимый процесс:

Этот процесс является гетерогенным, поэтому константа равновесия процесса будет определяться только произведением концентраций ионов в растворе и не зависит от концентрации твердого компонента.

К_равн = [A ^{m +}] ⁿ ·[B ] ^m = ПР .

Значения ПР труднорастворимых электролитов приводятся в справочной литературе. Если произведение реальных концентраций превышает произведение равновесных концентраций, т.е. больше ПР, то образуется осадок, а при условии, что это произведение меньше значения ПР – осадок не образуется.

Пример решения 5.4. Образуется ли осадок Ag₂S, (ПР=1, 5*10^-51), если смешать равные объемы растворов AgNO₃ и Na₂S c молярной концентрацией 0, 003 моль/л.

Решение:

Запишите уравнение образования данного осадка:

AgNO₃+Na₂S→ Ag₂S↓ +NaNO₃;

Ag₂S↓ ↔ 2Ag⁺+S^2-

Произведение растворимости Ag₂S определяется по формуле

1)

Так как при смешивании равных V растворов объем стал в 2 раза больше, то концентрация каждого из растворенных веществ уменьшилась в 2 раза.

моль/л

AgNO₃→ Ag⁺ +NO₃^-; Na₂S→ 2Na+ S^2-

1, 5*10^-3 1, 5*10^-3 моль/л 1, 5*10^-3 3*10^-3 1, 5*10^-3моль/л

Из формулы (1) следует, что

(1, 5*10^-51< 3, 375*10^-9), то осадок образуется.

Таблица V.1

Таблица V.2