Какими способами можно усилить гидролиз bas

Гидролиз соли BaS, образованной сильным основанием и слабой кислотой.

Соль ВаS образована сильным основанием Ba(OH)₂ и слабой кислотой H₂S (см. приложение), следовательно, будет подвергаться гидролизу по слабому аниону S 2– , а поскольку заряд аниона серы равен
(2–) то стадий гидролиза будет две. Катионы же Ва 2+ не принимают участия в реакции гиролиза, поскольку не образуют с водой слабого электролита, поэтому водный раствор соли приобретет щелочную реакцию.

Далее необходимо убедиться, что соль, гидролиз который вы будете расписывать, растворима в воде (см. таблицу растворимости в приложении 5). Условно считают, что все хорошо растворимые соли являются сильными электролитами и, следовательно, диссоциируют практически полностью на ионы: BaS → Ва +2 + S 2– .

Записываем 1-ю ступеньгидролиза при взаимодействии аниона серы с молекулой воды:

краткое ионно-молекулярное уравнение: S 2– + HOH ↔ HS – + OH – ;

полное ионно-молекулярное уравнение:

S 2– + Ba 2+ + HOH ↔ Ba 2+ + HS – + OH — ;

молекулярное уравнение: 2BaS + 2H₂O ↔ Ba(HS)₂ + Ba(OH)₂.

2-я ступень гидролиза:

краткое ионно-молекулярное уравнение: HS – + HOH ↔ H₂S + OH – ;

полное ионно-молекулярное уравнение:

2HS – + Ba 2+ + 2H₂O ↔ Ba 2+ + 2H₂S + 2OH – ;

Итак, в результате гидролиза появляются несвязанные ОН – , следовательно, среда в растворе соли должна быть щелочной.

Количественной характеристикой гидролиза солей служит константа гидролиза, которую записывают на основании краткого ионного уравнения 1-й ступени гидролиза:

.

Один из множителей в знаменателе (концентрация воды) практически не меняется при изменении концентрации соли, вследствие чего ее условно можно считать величиной постоянной. Умножив правую и левую части уравнения для константы равновесия на величину [H₂O], получаем K_{гидролиза} для первой ступени:

Из уравнения ионного произведения воды K_w = [H + ] [OH – ]выразим [OH – ]:

и подставим в уравнение K_гидр (1-й ступени);

Для того чтобы понять, что представляет величина , запишем постадийно уравнения диссоциации сероводородной кислоты Н₂S и выражения для ее констант диссоциации K_а для 1-й и 2-й ступени (символ «а» в подстрочном индексе константы – это сокращение от англ. «acid» – кислота):

1-я ступень Н₂S ↔ H + + HS – K_а(1-ой ступени) = ;

2-я ступень HS — ↔ H + + S 2– K_а(2-ой ступени) = .

Очевидно, что есть не что иное, как .

.

Вычислим pH раствораBaS, если аналитическая концентрация соли С(BaS) = 0,01 моль/л. Прежде всего найдем константу гидролиза K_г (1-й ступени), для этого воспользуемся значением константы диссоциации сероводородной кислоты K_а2 = 1·10 –12 (см. приложение 11) и ионное произведение воды K_w = 10 –14 :

Теперь найдем степень гидролиза: .

Для вычисления pH следует принять во внимание, что в результате гидролиза каждого аниона S 2– образуется один гидроксид-ион OH – . Если исходная концентрация гидролизующихся анионов равна С, моль/л, а гидролизу подверглась доля β этих анионов, то при этом образовалось β×С моль/л ионов OH – .

Таким образом, [OH – ] = β·С_BaS = 1 · 0,01 = 0,01 моль/л.

Следовательно, рOH = –lg [OH — ] = –lg 0,01 = 2.

Учитывая, что: рH + рOH = 14 рH = 14 – рOH = 14 – 2 = 12.

Таким образом, выполненные расчеты подтвердили, что соль BaS имеет щелочную реакцию среды.

2. Гидролиз соли СuCl₂, образованной слабым основанием и сильной кислотой.

Анионы хлора не принимают участия в реакциях, поскольку не образуют с водой слабого электролита. Так как заряд катиона меди равен «2+», то стадий гидролиза будет также две. Водный раствор будет иметь кислую реакцию, так как взаимодействие ионов слабого основания Сu 2+ с водой приведет к смещению равновесия диссоциации воды и к образованию свободных протонов водорода.

1-я стадия гидролиза:

краткое ионно-молекулярное уравнение: Сu 2+ +HOH ↔ CuOH + +H + ;

полное ионно-молекулярное уравнение:

Сu 2+ + 2Cl – + H₂O ↔ CuOH + + H + + 2Cl – ;

молекулярное уравнение: CuCl₂ + H₂O ↔ CuOHCl + HCl.

2-я стадия гидролиза:

краткое ионно-молекулярное уравнение:

СuOH + + HOH ↔ Cu(OH)₂ + H + ;

полное ионно-молекулярное уравнение:

СuOH + + Cl – + HOH ↔ Cu(OH)₂ + H + + Cl – ;

молекулярное уравнение: CuOHCl + H₂O ↔ Cu(OH)₂ + HCl.

Запишем выражение для константы равновесия процесса гидролиза по второй стадии исходя из краткого ионного уравнения:

Поскольку концентрация воды – величина практически постоянная, то умножив константу равновесия на величину [H₂O], получаем
K_{гидр по 2-й ступени}

K_{гидр по 2-й ступени} =

Из ионного произведения воды K_w = [H + ] [OH – ]выразим концентрацию [H + ]:

и подставим в уравнение K_{гидр по 2-й ступени}:

Для того чтобы понять, что представляет величина , напишем ступенчатую диссоциацию основания и выражения для констант диссоциации по 1- и 2-й ступени (символ «b» в подстрочном индексе константы – это сокращение от англ. «basic» – основание):

Сu(OH)₂ ↔ CuOH + + OH – K_{b(1-й ступени)} = .

2-я ступень: CuOH + ↔ Cu 2+ + OH – K_{b(2-й ступени)} = .

Очевидно, что есть не что иное, как

=

.

Кислую реакцию среды соли CuCl₂ подтвердим расчетами, т.е. определим pH раствора, зная, что С(CuCl₂) = 0,001 моль/л.

Прежде всего найдем константу гидролиза K_г2, для этого воспользуемся значением константы диссоциации меди гидроксида (K_b1 =
= 3,4·10 -7 ), ионное произведение воды K_w = 10 –14 :

Теперь найдем степень гидролиза β:

.

Для вычисления pH следует принять во внимание, что в результате гидролиза каждого катиона Cu 2+ образуется один ион H + . Если исходная концентрация гидролизующихся катионов была С моль/л, а гидролизу подверглась доля β этих катионов, то при этом образовалось βС моль/л ионов H + .

Таким образом, [H + ] = βС_BaS = 5,38·10 –3 ·0,001= 5,38·10 –6 моль/л.

Следовательно, рH = –lg [H + ] = –lg 5,38·10 –6 = 5,26.

Выполненные расчеты подтвердили, что соль CuCl₂имеет кислую реакцию среды.

3. Гидролиз соли СН₃СOONН₄, образованной слабым основанием и слабой кислотой.

В процессе гидролиза солей, образованных слабыми основаниями и слабыми кислотами, принимают участие оба иона. Гидролиз идет необратимо и до конца. Водный раствор имеет реакцию, близкую к нейтральной, так как образующиеся в результате уксусная кислота и гидроксид аммония – электролиты почти равной силы.

Источник

§ 20. Подавление и усиление гидролиза солей

В некоторых случаях явление гидролиза мешает проведению анализа, поэтому необходимо знать способы усиления и подавления гидролиза.

Усилить или подавить гидролиз можно тремя способами:

1) прибавлением к раствору соли другого гидролизующегося электролита, кислоты или щелочи;

2) изменением концентрации раствора соли;

3) повышением или понижением температуры раствора соли.

Для усиления гидролиза соли, образованной катионом слабого основания и анионом сильной кислоты, необходимо добавить основание для связывания получающихся в процессе гидролиза ионов водорода:

Kt+ + HOH 5=± KtOH + H+

При добавлении основания произойдет нейтрализация кислоты и динамическое равновесие сдвинется вправо, т. е. гидролиз усилится. Если же к раствору гидролизующейся соли типа NH4Cl прибавить кислоты, то гидролиз затормозится.

Чтобы усилить гидролиз соли, образованной анионом слабой кислоты и катионом сильного основания (например, CH3COONa), необходимо связать свободные ионы гидроксила, получающиеся в процессе гидролиза:

Прибавление кислоты приводит к нейтрализации основания и динамическое равновесие сдвигается вправо, т. е. гидролиз усиливается. Если к раствору гидролизующейся соли рассматриваемого типа прибавить основание, то гидролиз замедлится.

Связать ионы водорода или гидроксила можно добавлением не только щелочей или кислот, но и других электролитов. Этими методами часто пользуются, когда нужно усилить или подавить гидролиз. Ионы водорода можно связать в сложные анионы (НСОз, НРОГ», H2POI и др.) или в нейтральные молекулы слабых кислот (H2CO3, H3BO3, CH3COOH и др.), действуя на растворы гидролизующихся солей солями сильных оснований и слабых кислот, например Na2CO3:

HCO8″+ H+ —> H2CO3 ^zt H2O+ CO3

Ионы гидроксила можно связывать в комплексные ионы [Co(OH)]+ [Al(OH)]++ [Al(OH)2]+ и др. или в нейтральные молекулы слабых оснований, действуя на растворы гидролизующихся солей солями слабых оснований и сильных кислот.

Зависимость гидролиза от концентрации и температуры раствора. С разбавлением растворов солей степень гидролиза, как правило, увеличивается (табл. 4). Нагревание также способствует усилению гидролиза, так как Kw увеличивается с температурой.

Ступенчатый гидролиз солей, образованных многоосновными кислотами или основаниями, идет преимущественно по первой ступени. Чем слабее основание и кислота или чем меньше растворимость продуктов гидролиза, тем полнее протекает гидролиз.

Нацример, гидролиз Fe(CH3COO)3 на холоду протекает с образованием Fe(OH)(CH3COO)2. При кипячении раствора Fe(CH3COO)3 выпадает осадок Fe(OH)2(CH3COO).

При кипячении растворов Na3AlO3 и Na^CrO3 алюминат остается в растворе, а хромит гидролизуется с образованием Cr(OH)3-

Подобно гидролизу, наблюдающемуся в водных растворах, соли также подвергаются сольволизу в неводных растворах. Сольволизом в неводных растворах назы-

Формулы для вычисления ^Сгидр.» ^гидр. и сьГИдр# в растворах гидролизующихся бинарных солей

*гндр.(концентрация гидролизованиой части соли)

Соль, образованная катионом слабого основания и анионом сильной кислоты (типа NH4CI)

Соль, образованная катионом сильного основания и анионом слаО*ой кислоты (типа CH3COONa)

Соль, образованная катионом слабого основания и анионом слабой кислоты (типа

Источник

Гидролиз сульфида бария

Общие сведения о сульфиде бария

Молярная масса – 169г/моль. Представляет собой бесцветные кристаллы.

Гидролиз сульфида бария

Гидролизуется по аниону. Характер среды – щелочной. Теоретически возможна вторая ступень. Уравнение гидролиза выглядит следующим образом:

BaS ↔ Ba 2+ + S 2- (диссоциация соли);

S 2- + HOH ↔ HS — + OH — (гидролиз по аниону);

Ba 2+ + S 2- + HOH ↔ HS — +Ba 2+ +OH — (уравнение в ионной форме);

2BaS +2H₂O ↔ Ba(HS)₂ + Ba(OH)₂↓ (уравнение в молекулярной форме).

Ba(HS)₂↔ Ba 2+ +2HS — (диссоциация соли);

HS — + HOH ↔H₂S↑ + OH — (гидролиз по аниону);

Ba 2+ + 2HS — + HOH ↔ H₂S↑ + Ba 2+ + OH — (уравнение в ионной форме);

Ba(HS)₂+ 2H₂O ↔ 2H₂S↑ + Ba(OH)₂↓ (уравнение в молекулярной форме).

Примеры решения задач

Задание	При прокаливании 15 г сульфида бария, содержащего 7% примесей, на воздухе получили сульфат бария. Определите его массу.
Решение	Запишем уравнение реакции:

Найдем массовую долю чистого (без примесей) сульфида бария:

ω(BaS) = 100% — ω_impurity = 100-7 = 93% =0,93.

Найдем массу сульфида бария, не содержащего примесей:

m(BaS) = m_impurity(BaS)×ω(BaS) = 15×0,93 = 13,95г.

Определим количество молей сульфида бария не содержащего примеси (молярная масса – 169 г/моль):

υ (BaS) = m (BaS)/ M(BaS) = 13,95/169 = 0,08моль.

Согласно уравнению υ (BaS) = υ (BaSO₄) =0,08 моль. Найдем массу сульфата бария (молярная масса – 233 г/моль):

Ответ Масса образовавшегося сульфата бария равна 18,64 г.

Задание	Смесь, состоящую из 18 г сульфата бария и кокса, прокалили. В результате реакции были получены сульфид бария и угарный газ. Рассчитайте массы продуктов реакции.
Решение	Запишем уравнение реакции взаимодействия сульфата бария и кокса:

BaSO₄ + 2С = BaS + 4CO↑.

Найдем количество вещества сульфата бария используя данные, указанные в условии задачи (молярная масса – 233 г/моль):

υ(BaSO₄) = υ (BaS) =0,08 моль;

υ(CO) = υ(BaSO₄) / 4 = 0,08/4 = 0,02 моль.

Найдем массы продуктов реакции. Молярная масса сульфида бария равна 169 г/моль, угарного газа – 28 г/моль.

m(BaS)= υ(BaS)×M(BaS)= 0,08×169 = 13,52г;

m(CO)= υ(CO)×M(CO)= 0,02×28 = 0,56г.

Ответ Масса сульфида бария равна 13,52 г, угарного газа – 0,56 г.

Копирование материалов с сайта возможно только с разрешения
администрации портала и при наличие активной ссылки на источник.

Источник

Понравился сайт? Расскажи друзьям!