Полезное:
Как сделать разговор полезным и приятным
Как сделать объемную звезду своими руками
Как сделать то, что делать не хочется?
Как сделать погремушку
Как сделать так чтобы женщины сами знакомились с вами
Как сделать идею коммерческой
Как сделать хорошую растяжку ног?
Как сделать наш разум здоровым?
Как сделать, чтобы люди обманывали меньше
Вопрос 4. Как сделать так, чтобы вас уважали и ценили?
Как сделать лучше себе и другим людям
Как сделать свидание интересным?
Категории:
АрхитектураАстрономияБиологияГеографияГеологияИнформатикаИскусствоИсторияКулинарияКультураМаркетингМатематикаМедицинаМенеджментОхрана трудаПравоПроизводствоПсихологияРелигияСоциологияСпортТехникаФизикаФилософияХимияЭкологияЭкономикаЭлектроника
|
Глава 4.5. Гидролиз солей651. Гидролиз солей – процесс, обратный реакции нейтрализации, т.е. взаимодействие соли с водой, приводящее к образованию малодиссоциирующих соединений. Типы гидролиза: по катиону (Cu(NO3)2, AlCl3), по аниону (K2CO3, Na2SO3), по обоим ионам одновременно (Al2S3, Ni(CN)2).Гидролиз по катиону и аниону протекают обычно только по первой ступени и являются обратимыми, в то время как гидролиз одновременно по катиону и анионы - необратимая реакция, т.к. она протекает до конца. 652. Гидролиз солей – процесс, обратный реакции нейтрализации, т.е. взаимодействие соли с водой, приводящее к образованию малодиссоциирующих соединений. Образование слабых электролитов – причина протекания гидролиза.
653. Гидролиз солей – процесс, обратный реакции нейтрализации, т.е. взаимодействие соли с водой, приводящее к образованию малодиссоциирующих соединений.
654. Гидролиз солей – процесс, обратный реакции нейтрализации, т.е. взаимодействие соли с водой, приводящее к образованию малодиссоциирующих соединений.
655. Гидролиз солей – процесс, обратный реакции нейтрализации, т.е. взаимодействие соли с водой, приводящее к образованию малодиссоциирующих соединений.
656. Гидролиз солей – процесс, обратный реакции нейтрализации, т.е. взаимодействие соли с водой, приводящее к образованию малодиссоциирующих соединений.
657. С позиции химической термодинамики, гидролиз – процесс, обратный реакции нейтрализации, т.е. взаимодействие соли с водой, приводящее к образованию малодиссоциирующих соединений. Чем слабее образующийся электролит, тем полнее гидролизуется соль. А) Из солей KF и KNO2 полнее гидролизуется первая соль, т.к. константа диссоциации HF (6.2*10-4) меньше константы диссоциации HNO2 (6.9*10-4). Б) Соль CH3COONH4 гидролизуется полнее, т.к. она представлена двумя слабыми электролитами (CH3COOН и NH4ОН) и гидролизуется необратимо, в то время как соль CH3COONа представлена анионом слабой кислоты и катионом сильного основания, т.е. гидролизуется только по аниону.
658. С позиции химической термодинамики, гидролиз – процесс, обратный реакции нейтрализации, т.е. взаимодействие соли с водой, приводящее к образованию малодиссоциирующих соединений. Чем слабее образующийся электролит, тем полнее гидролизуется соль. А) Из солей KCN и KClO полнее гидролизуется первая соль, т.к. константа диссоциации HCN (5*10-10) меньше константы диссоциации HClO (3*10-8). Б) Соль BeCl2 гидролизуется полнее, чем MgCl2 т.к. Be(OH)2 – более слабое основание, чем Mg(OH)2
659. С позиции строения вещества, гидролиз – процесс, обратный реакции нейтрализации, т.е. взаимодействие соли с полярными молекулами воды. Диполи воды окружают молекулы соли, что приводит к поляризации и диссоциации молекул соли. Чем больше поляризующее действие катиона и поляризуемость аниона, тем сильнее гидролизуется соль. Т.к. поляризующее действие и поляризуемость сильно зависят от радиуса и заряда иона, то соль гидролизуется тем сильнее, чем больше заряд и меньше радиус катиона и меньше заряд и больше радиус аниона. А) Полнее гидролизуется FeCl3, а не FeCl2 т.к. в первой соли заряд катиона железа выше. Б) Na2CO3 гидролизуется менее полно, чем Na2SiO3, т.к. размеры аниона SiO32- больше, чем аниона CO32-.
660. Гидролиз – процесс, обратный реакции нейтрализации, т.е. взаимодействие соли с полярными молекулами воды. Диполи воды окружают молекулы соли, что приводит к поляризации и диссоциации молекул соли. Чем больше поляризующее действие катиона и поляризуемость аниона, тем сильнее гидролизуется соль. Т.е. гидролиз протекает за счет разрыва ионных связей соли и образования связей между ионами соли и диполями воды.
661. Ступенчатый гидролиз наблюдается, когда соль образована многоосновными кислотами или многокислотными основаниями. Число ступеней определяется степенью основности кислоты (основания). Степень гидролиза, как правило,от первой ступени к последней уменьшается, т.к. константы диссоциации кислот и оснований падают, например, Н3РО4: Ка1>Ka2>Ka3. В две ступени идет гидролиз FeCl2 + H2O = FeOHCl + HCl (1), FeOHCl + H2O = Fe(OH)2 + HCl В три ступени Na3PO4 + H2O = Na2HPO4 + NaOH (1) Na2HPO4 + H2O = NaH2PO4 + NaOH (2) NaH2PO4 + H2O = H3PO4 + NaOH (3) 662. Константа гидролиза солей многоосновных кислот или многокислотных оснований обычно велика только для первой ступени, а для второй невысока. Поэтому гидролиз таких солей проходит только в две ступени. Гидролиз в две ступени: K2S + H2O = KHS + KOH, KHS + H2O = H2S + KOH Гидролиз в три ступени: AlCl3 + H2O = Al(OH)Cl2 + HCl, Al(OH)Cl2 + H2O = Al(OH)2Cl + HCl, Al(OH)2Cl + H2O = Al(OH)3 + HCl 663. Константа гидролиза – это константа равновесия реакции гидролиза, т.е. реакции взаимодействия соли с водой. Константа гидролиза тем больше, чем более слабые электролиты образуются при гидролизе, чем выше температура. От концентрации раствора константа гидролиза не зависит.
664.
665. Степень гидролиза – это отношение количества диссоциировавших молекул к количеству недиссоциированных молекул. . При увеличении концентрации раствора и уменьшении температуры степень гидролиза уменьшается. Введение в раствор щелочи или кислоты влияет на степень гидролиза по-разному. Если соль гидролизуется по катиону, то степень гидролиза усиливается при введении щелочи, а уменьшается при введении кислоты. Если соль гидролизуется по аниону, то степень гидролиза усиливается при введении кислоты, а уменьшается при введении щелочи. 666. Степень гидролиза соли тем выше, чем слабее образующиеся электролиты.
667. При уменьшении концентрации соли в растворе и при увеличении температуры степень гидролиза возрастает. При разбавлении растворов солей хлорида сурьмы и нитрата висмута степень гидролиза этих солей увеличивается – гидролиз протекает до конца и выпадают осадки соответствующих гидроксидов: SbCl3 + 3H2O = Sb(OH)3 + 3HCl, Bi(NO3)3 + 3H2O = Bi(OH)3 + 3HNO3. 668. При увеличении температуры степень гидролиза солей возрастает. При нагревании раствора ацетата натрия степень гидролиза увеличивается: CH3COONa + H2O = CH3COOH + NaOH. В растворе растет концентрация ОН- групп, в результате фенолфталеин обесцвечивается. При охлаждении равновесие гидролиза соли смещается влево: раствор индикатора вновь приобретает малиновую окраску. 669. При уменьшении концентрации соли в растворе и увеличении температуры степень гидролиза возрастает. При добавлении хлорида железа по каплям в кипящую воду, гидролиз соли увеличивается настолько, что протекает до конца: FeCl3 + 3H2O = Fe(OH)3 + 3HCl 670. Гидролиз уменьшает введение ионов одноименных ионам, образующимся при гидролизе. Если соль гидролизуется по катиону: FeCl3 + H2O = FeOHСl2 + HCl, то уменьшать гидролиз будут Н+. Если соль гидролизуется по аниону: NaClO2 + H2O = NaOH + HClO2, то уменьшать гидролиз будут ОН- анионы. 671. При приготовлении растворов солей олова, сурьмы и висмута необходимо добавление кислоты для подавления гидролиза этих солей. При отсутствии избытка кислоты соли гидролизуются до образования гидроксидов, например, SbCl3 + 3H2O = Sb(OH)3 + 3HCl, Bi(NO3)3 + 3H2O = Bi(OH)3 + 3HNO3. 672. При приготовлении растворов алюминатов и хромитов необходимо добавление щелочи для подавления гидролиза этих солей. При отсутствии избытка щелочи соли гидролизуются до образования гидроксидов, например, NaAlO2 + 2H2O = NaOH + Al(OH)3. 673. При совместном гидролизе солей сульфата хрома и сульфида натрия гидролиз солей протекает до конца, т.к. образуются одноименные ионы, усиливающие гидролиз второй соли:
674. Если при совместном гидролизе двух солей образуются одноименные ионы, усиливающие каждый гидролиз второй соли, то гидролиз таких солей протекает до конца. Это возможно, если из двух солей одна гидролизуется по катиону, а вторая по аниону: а) Al(NO3)3, ZnCl2 – обе соли гидролизуются по катиону и не усиливают гидролиз друг друга б) Al2(SO4)3 и Na2CO3 – первая соль гидролизуется по катиону, вторая – по аниону, следовательно гидролиз солей усиливается:
в) AlCl3 и FeCl3 – обе соли гидролизуются по катиону и не усиливают гидролиз друг друга г) K2S и Pb(NO3)2 – первая соль гидролизуется по аниону, вторая – по катиону, следовательно гидролиз солей усиливается:
675.
676.
677.
678.
679.
680.
Закон Оствальда: Кг = См*а2/(1-а) или а ~ a1 = a2 = = 1.2*10-5,Cм(ЭNO3) = a*Cм(HNO3) = 1.2*10-5 *0.1 = 1.2*10-6 моль/л [Н+] = 1.2*10-6 моль/л. рН = -lg[H+] = 5.9. Одинаковый результат для двух разных солей объясняется тем, что при гидролизе обе соли дают одну и туже кислоту - HNO2, константу диссоциации которой мы и подставляем в формулу для расчета константы гидролиза. 683. Окислительно-восстановительный потенциал характеризует окислительно-восстановительную активность вещества, стабильность степеней окисления веществ, возможные переходы между ними. Чем меньше окислительно-восстановительный потенциал, тем сильнее восстановительные свойства, например: Li (E0 = -3.05 B), K (E0 = -2.93 B). Чем больше окислительно-восстановительный потенциал, тем сильнее окислительные свойства, например: Сl/Cl2 (E0 = 1.36 B), O3 (E0 = 1.51 B). 685. Окислительно-восстановительный потенциал является термодинамическим параметром, т.к. определяет возможность протекания процесса. , , где Е – электродвижущая сила, F – постоянная Фарадея, R – газовая постоянная, Т - температура, z – количество электронов. 687. MnO4- + 8H+ + 5e- = Mn 2+ + 4H2O, Е = 1.51 В. См = 1 М, [H+] = 5М, [Mn2+] = 0.01M, Т = 298 К. Е (MnO4- / Mn 2+) = Е0 (MnO4- / Mn 2+) + (2.3*R*T / n*F) *ln (См MnO4- *См8H+) / См Mn 2+ Е (MnO4- / Mn 2+) = 1.51 + (2.3*8.31*298 / 5*96500) * ln (1*58 /0.01) = 1.72 В. 688. Cr2O7-2 + 14H+ + 6e- = 2Cr 3+ + 7H2O, Е = 1.33 В. См = 1 М, [H+] = 5М, [Cr3+] = 0.1M, Т = 298 К. Е (Cr2O7-2 / Cr 3+) = Е0 (Cr2O7-2/ Cr +3) + (2.3*R*T / n*F) *ln (См Cr2O7-2 *См14H+) / См Cr 2+ Е (Cr2O7-2 / Cr 3+) = 1.33 + (2.3*8.31*298 / 6*96500) * ln (1*514 /0.1) = 1.69 В. 689.
Полученный результат является приблизительным, поскольку вычисления ведутся из предположения, что серная кислота диссоциирует нацело. 690.
Полученный результат является приблизительным, поскольку вычисления ведутся из предположения, что азотная кислота диссоциирует нацело. Кроме того невозможно учесть концентрацию выделяющегося NO, который влияет на положение равновесия данной реакции. 692. Cr2O72- + 14H+ + 6e - =2Cr3+ + 7H2O, j = 1.33 B. CrO42- + 4H2O + 3e - =Cr3+ +8OH -, j = -0.13 B. j(окислителя) > j(восстановителя), в соответствии с этим правилом, хром является более сильным восстановителем в щелочной среде а более сильным окислителем – в кислой среде. 693. Более сильным восстановителем цинк является в щелочной среде, поскольку в ней он имеет потенциал Е0 (Zn2+ /Zn) = - 1.24 В, а в кислой Е0 = -0.76 В. 694. В кислой и нейтральной средах:Al 3+ + 3e - = Al, j = - 0.67 B. В щелочной среде: Al + 3OH - - 3e - = Al(OН)3 , j = -2.30 B. Чем меньше потенциал восстановителя, тем больше будет разница между ним и потенциалом окислителя, в соответствии с этим правилом, алюминий является более сильным восстановителем в щелочной среде. 695. Согласно правилу, Е(окислителя) должно быть > Е(восстановителя). Перхлораты в качестве окислителей целесообразно использовать в кислой среде, т.к. максимальный потенциал Е = 1.58 В. хлораты используют в щелочной среде (Е = 1.49 В). Хлориты – в кислой среде (Е = 1.21 В). Гипохлориты - в кислой (Е = 1.63 В). 696. Электроны, находящиеся в объеме металла при контакте его с раствором соли могут переходить в раствор или в металл – возникает заряд. Он называется двойным электрическим слоем и зависит от потенциала металла, концентрации соли и природы металла. 697. Электродные потенциалы металлов и их ионизационные потенциалы определяются различными методами. Ионизационные определяются спектральными методами, а электродные – относительно стандартного водородного электрода, поэтому значения этих двух величин не совпадают. 698. В ряду напряжений металлы расположены в порядке убывания их отрицательных и возрастания положительных потенциалов. Ряд обладает свойствами:
701. I (0.62 B) … Br (1.09) … Cl (1.36) … F (2.87) Ряд обладает свойствами: чем правее стоит элемент, тем сильнее его окислительная способность. 702.
703.
704.
705.
706.
707.
708.
709. а) HIO3 проявляет окислительные свойства (Е = 1.08 В), тогда как HCl – слабый восстановитель (Е = 1.36 В). Поскольку ОВР может протекать при условии, что Е(окислителя) > Е(восстановителя), то данные вещества не будут взаимодействовать и можно на их основе приготовить раствор. б) K2Cr2O7 – сильный окислитель (Е = 1.33 В), а KBr – слабый восстановитель (Е = 1.09 В). Данные вещества могут взаимодействовать и раствор из них приготовить нельзя. 710. Согласно правилу, Е(окислителя) должно быть > Е(восстановителя). а) Е (HNO3) = 0.80 B, Е (HBr) = 1.09 B. Потенциал окислителя (азотной кислоты) меньше потенциала восстановителя, поэтому HNO3 не будет окислять HBr, раствор можно приготовить. б) по той же причине железо не восстановит хром до шестивалентного состояния, такой раствор тоже можно приготовить.
|