Схема гидролиза хлорида цинка
Первая ступень ZnCl2 + H2O → ZnOHCl + HCl
Zn2+ + H2O →(ZnOH)+ + HCl
Вторая ступень ZnOHCl + H2O → Zn (OH)2 + HCl
(ZnOH)+ + H2O → Zn(OH)2 + H2
Гидролиз соли идет по катиону; катионы цинка Zn2+ связывают гидроксид-ионы ОН- воды. На первой ступени образуется основная соль ZnOHCl и сильная кислота HCl. На второй ступени образуется слабое основание Zn(OH)2 и тоже сильная хлороводородная кислота. Гидролиз по первой ступени протекает значительно больше, чем по второй.
В растворе увеличивается концентрация ионов водорода Н+ и реакция среды будет кислая (рН < 7).
Для большинства солей процесс гидролиза обратим. В состоянии равновесия только часть растворенной соли гидролизируется. Количественно гидролиз характеризуется степенью гидролиза h, которую выражают в долях единицы или в процентах.
Степень гидролиза (h) измеряется отношением количества гидролизованного вещества к общему количеству растворенного вещества:
h= nr , где nr количество гидролизованной соли, моль;
no no – общее количество растворенной соли, моль.
Степень гидролиза зависит от природы соли: для солей, образованных катионом сильного основания и анионом слабой кислоты, степень гидролиза зависит от того, анион какой именно слабой кислоты входит в состав соли: чем слабее кислота, тем в большей степени подвергаются гидролизу ее соли; от концентрации соли (с разбавлением степень гидролиза увеличивается); от температуры ( с повышением температуры степень гидролиза возрастает).
Ж) Необратимый или полный гидролиз
Гидролиз солей, в результате которого образуются малорастворимые или газообразные продукты, удаляющиеся из сферы реакции, являются необратимыми.
При гидролизе сульфида алюминия Al2S3 выделяется газ H2S и образуется осадок Al(OH)3. В результате соль Al2S3 в водных растворах существовать не может.
Al2S3 + 6H2O = 2Al(OH)3 ↓ + H2S↑
Такое явление наблюдается в результате обменной реакции между водными растворами некоторых солей, когда одна из двух получающихся солей сразу подвергается необратимому гидролизу с образованием соответствующего нерастворимого основания и слабой летучей кислоты:
2 CrCl3 + 3N a2S = Cr2S3 + 6NaCl
Cr2S3 + 6 H2O = 2Cr(OH)3↓ + 3H2S↑
Суммируя эти два уравнения, получаем
2CrCl3 + 3Na2S + 6H2O = 2Cr(OH)3↓ + 6NаCl + 3H2S↑
2Cr3+ + 3S2- + 6 H2O = 2Cr(OH)3↓ + 3H2S↑
В водных растворах не могут существовать карбонаты хрома и железа, силикат аммония, так как сразу образуются продукты их гидролиза:
2FeCl3 + 3Na2CO3 + 3H2O = 2Fe(OH)3↓ + 3 CO2↑ + 6 NaCl
2Fe3- + 3CO32- + 3H2O = 2Fe(OH)3↓ + 3CO2↑
Вопросы для самоконтроля
1. Дать понятие: электролиты и неэлектролиты.
2. Сформулировать основные положения ТЭД.
3. Показать механизм ЭД на примере хлорида натрия.
4. Что называется степенью диссоциации?
5. Что называется константой диссоциации?
6. Как измениться степень диссоциации цеановодородной кислоты, если к раствору прибавить ее соль – цианид натрия?
7. Как измениться степень диссоциации гидрата аммиака, если к его раствору добавить нитрат аммония?
8. Что называется кислотой по теории Бренстеда-Лоури?
9. Что называется основанием Бренстеда-Лоури?
10. Как влияет температура и разбавление на степень гидролиза?
11. Почему степень гидролиза ацетата аммония больше, чем степень гидролиза ацетата натрия?
12. Почему сульфид хрома (III) будет подвергаться необратимому гидролизу?
13. Что нужно добавить к раствору нитрата свинца (II), чтобы он был пригоден длительное время?
14. Составьте молекулярные и ионные уравнения гидролиза солей: сульфида натрия Na2S , нитрат алюминия AL (NO3)3 по ступеням.
15. Биологическое значение гидролиза.
Лекция № 7
«Окислительно-восстановительные процессы»
План
1. Окислительно-восстановительные процессы.
2. Основные положения теории окисления-восстановления.
3. Основные восстановители. Основные окислители.
4. Классификация реакций окисления-восстановления.
5. Методика составления уравнений реакций окисления-восстановления.