Карбонат натрия вода гидролиз

Ионное уравнение гидролиза

Не подвергается гидролизу

S 2- + H₂O ↔ HS — + OH —

Na + + H₂O ↔ NaOH + H +

Al 3+ + H₂O ↔ AlOH 2+ + H +

Cl — + H₂O ↔ HCl + OH —

Al 3+ + H₂O ↔ AlOH 2+ + H + .

б) хлорид натрия представляет собой соль, образованную сильной кислотой (хлородородной) и сильным основанием (гидроксидом натрия), следовательно, она не подвергается гидролизу. Вариант 1.

в) сульфид натрия представляет собой соль, образованную слабой кислотой (сероводородной) и сильным основанием (гидроксидом натрия). Гидролиз протекает по аниону:

S 2- + H₂O ↔ HS — + OH — .

г) сульфид алюминия представляет собой соль, образованную слабой кислотой (сероводородной) и слабым основанием (гидроксидом алюминия). Гидролиз протекает по катиону и аниону:

Источник

Химик.ПРО – решение задач по химии бесплатно

Определить pH раствора карбоната натрия (Na₂CO₃) с молярной концентрацией эквивалента 0,02 моль-экв/л.

Решение задачи

Запишем уравнение диссоциации раствора карбоната натрия (Na₂CO₃):

Гидролизу подвергается карбонат-ион (CO₃ 2- ). Гидролиз раствора карбоната натрия (Na₂CO₃) проходит в две ступени.

В водном растворе карбоната натрия (Na₂CO₃) гидролиз по второй ступени не проходит.

Для вычисления степени гидролиза необходимо вычислить молярную концентрацию раствора карбоната натрия (Na₂CO₃).
Найдем молярную концентрацию раствора карбоната натрия (Na₂CO₃) по формуле, устанавливающей связь между нормальной и молярной концентрацией:

N – нормальная концентрация;

M – молярная концентрация;

z – число эквивалентности.

Откуда молярная концентрация равна:

Напомню, молярная концентрация показывает количество растворенного вещества (моль), содержащегося в 1 л раствора.

Учитывая, что число эквивалентности карбоната натрия (Na₂CO₃) равно 2 (произведение валентности металла на число его атомов в молекуле соли), рассчитаем молярную концентрацию раствора карбоната натрия (Na₂CO₃):

Запишем формулу нахождения константы гидролиза (K_г):

К_к — константа диссоциации слабой кислоты.

Запишем формулу нахождения степени гидролиза (h):

После преобразований константы гидролиза получаем:

(Концентрацию гидроксид-ионов [OH — ] выразили через ионное произведение воды: [OH — ] = К_в/[H + ]).

В данном выражении К_к – константа диссоциации гидрокарбонат-иона (HCO₃ — ).

Хочу обратить внимание, что в расчете используется константа диссоциации угольной кислоты (H₂CO₃) по второй ступени.

Из справочных данных для угольно кислоты (HCO₃ — ) находим, что константа диссоциации угольной кислоты (HCO₃ — ) равна 4,68 ∙ 10 -11 .

Известные данные подставим в формулу и рассчитаем концентрацию гидроксид-ионов [OH — ]:

Источник

Карбонат натрия и его гидролиз

Характеристики вещества и уравнение реакции его гидролиза

Карбонат натрия (Na₂­CO₃) — это всем известная кальцинированная сода. Название «сода» произошло от растения Sal­so­la Soda, из золы которого ее добывали. Кальцинированной соду назвали, так как для получения вещества приходилось кальцинировать кристаллогидрат (нагревать до высокой температуры).

Общие характеристики соды

По своей природе сода — это соль угольной кислоты. При гидролизе соединения, образованного слабой кислотой и сильной щелочью, будет щелочная реакция среды.

Внешне сода — это мелкодисперсный порошок белого цвета с высокой растворимостью в воде и очень слабой — в органических растворителях (например, в спирте).

Физические и химические свойства карбоната натрия

Карбонат натрия в безводном состоянии — это бесцветный кристаллический порошок. Если опустить карбонат натрия в сильную кислоту, получившаяся в ходе реакции угольная кислота будет крайне нестойкой и распадется на воду и газообразный оксид четырехвалентного углерода. Второй продукт реакции — натриевая соль соответствующей кислоты (например, при бросании кристаллов карбоната натрия в серную кислоту образуются углекислый газ, вода и сульфат натрия).

Здесь вы узнаете о свойствах натрия и его соединений

В воде карбонат натрия будет гидролизоваться, из-за чего нейтральная среда станет щелочной.

Уравнение гидролиза (в ионной форме):

CO₃²⁻ + H₂O ↔ HCO₃⁻ + OH− гидролиз карбоната натрия Na₂­CO₃

Уравнение гидролиза карбоната натрия в две ступени:

Na₂­CO₃ + HOH ↔ NaOH + NaH­CO₃

2Na⁺ + CO₃²⁻ + HOH ↔ Na⁺ + OH⁻ + Na⁺ + HCO₃⁻

CO₃²⁻ + HOH ↔ OH⁻ + HCO₃⁻

Na⁺HCO₃⁻ + HOH ↔ NaOH + H₂­CO₃

Na⁺ + HCO₃⁻ + HOH ↔ Na⁺ + OH⁻ + H₂­CO₃

Сокращается натрий и остается:

HCO₃⁻ + HOH ↔ OH⁻ + H₂­CO₃, в свою очередь H₂­CO₃ разлагается на СО₂ и Н₂О

Степень гидролиза зависит от природы соли, ее концентрации и температуры. Согласно закону действующих масс, степень гидролиза возрастает с разбавлением раствора. Если кислота и основание, образующие соль — слабые электролиты, которые при этом малорастворимы или неустойчивы и разлагаются с образованием летучих продуктов, то гидролиз соли часто протекает необратимо, то есть сопровождается полным разложением соли.

Источник

Урок №14. Гидролиз

Гидролизом называется процесс разложения вещества водой («гидро» — вода, «лизис» — разложение).

Гидролизу подвергаются как неорганические, так и органические вещества в результате обменной реакции между молекулами воды и вещества. Реакции гидролиза могут протекать как обратимо, так и необратимо.

Примеры гидролиза

Неорганических веществ

CH 3 COONH 4 +H 2 O↔CH 3 COOH+NH 4 OH

Органических веществ

CH 3 COOCH 3 +H 2 O↔CH 3 COOH+CH 3 OH

C 2 H 5 ONa+H 2 O↔C 2 H 5 OH+NaOH

CH 2 (NH 2 )-CO-NH-CH 2 -COOH+H 2 O↔2CH 2 (NH 2 )-COOH

Количественно гидролиз характеризуется безразмерной величиной h , называемой степенью гидролиза и показывающей, какая часть молекул растворяемого вещества (от общего количества, принятого за единицу или 100%) подвергается гидролизу:

, где n — число молекул, подвергшихся гидролизу,

N — общее число молекул вещества до начала гидролиза

Факторы, влияющие на степень гидролиза

Степень гидролиза зависит от:

природы растворяемого вещества

1). Гидролиз эндотермическая реакция, поэтому повышение температуры усиливает гидролиз.

2). Чем меньше концентрация соли, тем выше степень ее гидролиза. При разбавлении водой равновесие смещается в сторону протекания реакции, т.е. вправо, степень гидролиза возрастает.

3). Повышение концентрации ионов водорода ослабляет гидролиз, в случае гидролиза по катиону. Аналогично, повышение концентрации гидроксид-ионов ослабляет гидролиз, в случае гидролиза по аниону.

4). Добавки посторонних веществ могут влиять на положение равновесия в том случае, когда эти вещества реагируют с одним из участников реакции. Так, при добавлении к раствору сульфата меди

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

раствора гидроксида натрия, содержащиеся в нем гидроксид-ионы будут взаимодействовать с ионами водорода. В результате их концентрация уменьшится, и, по принципу Ле Шателье, равновесие в системе сместится вправо, степень гидролиза возрастет. А если к тому же раствору добавить раствор сульфида натрия, то равновесие сместится не вправо, как можно было бы ожидать (взаимное усиление гидролиза) а наоборот, влево, из-за связывания ионов меди в практически нерастворимый сульфид меди.

5). Концентрация соли. Рассмотрение этого фактора приводит к парадоксальному выводу: равновесие в системе смещается вправо, в соответствии с принципом Ле Шателье, но степень гидролиза уменьшается.

Al(NO 3 ) 3

Соль гидролизуется по катиону. Усилить гидролиз этой соли можно, если:

нагреть или разбавить раствор водой;

добавит раствор щёлочи (NaOH);

добавить раствор соли, гидролизующейся по аниону Nа 2 СО 3 ;

Ослабить гидролиз этой соли можно, если:

растворение вести на холоду;

готовить как можно более концентрированный раствор Al(NO 3 ) 3 ;

добавить к раствору кислоту, например HCl

Гидролиз солей многокислотных оснований и многоосновных кислот проходит ступенчато

Например, гидролиз хлорида железа (II) включает две ступени:

FeCl 2 + H 2 O FeOHCl + HCl

Fe 2+ + 2Cl — + H 2 O (FeOH) + + 2Cl — + H +

Fe(OH)Cl + H 2 O Fe(OH) 2 + HCl

(FeOH) + + Cl — + H 2 O Fe(ОН) 2 + Н + + Cl —

Гидролиз карбоната натрия включает две ступени:

Nа 2 СО 3 + H 2 O NаНСО 3 + NаОН

СО 3 2- + 2Na + + H 2 O НСО 3 — + ОН — + 2Na +

NаНСО 3 + Н 2 О NаОН + Н 2 СО 3

НСО 3 — + Na + + H 2 O Н 2 СО 3 + ОН — + Na +

Гидролиз — процесс обратимый. Повышение концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов препятствует протеканию реакции до конца. Параллельно с гидролизом проходит реакция нейтрализации, когда образующееся слабое основание (Fe(ОН) 2 ) взаимодействует с сильной кислотой, а образующаяся слабая кислота (Н 2 СО 3 ) — со щелочью.

Гидролиз протекает необратимо, если в результате реакции образуется нерастворимое основание и (или) летучая кислота:

Al 2 S 3 + 6H 2 O =>2Al(OH) 3 ↓+ 3H 2 S↑

Cоли, полностью разлагаемые водой — Al 2 S 3 , нельзя получить по реакции обмена в водных растворах, так как вместо обмена протекает реакция совместного гидролиза:

2AlCl 3 +3Na 2 S≠Al 2 S 3 +6NaCl

2AlCl 3 +3Na 2 S+6H 2 O=2Al(OH) 3 ↓+6NaCl+3H 2 S↑ (взаимное усиление гидролиза)

Поэтому их получают в безводных средах спеканием или другими способами, например:

2Al+3S = t°C =Al 2 S 3

Необратимый гидролиз

Необратимый гидролиз происходит, если при гидролизе выделяется газ, осадок или вода, т.е. вещества, которые при данных условиях не могут взаимодействовать между собой. Необратимый гидролиз является химической реакцией, т.к. реагирующие вещества взаимодействуют практически полностью.

Гидролиз, в который вступают растворимые соли 2х-валентных металлов (Be 2+ , Co 2+ , Ni 2+ , Zn 2+ , Pb 2+ , Cu 2+ и др.) и растворимые карбонаты/гидрокарбонаты.

При этом образуются нерастворимые основные соли (гидроксокарбонаты):

2MgCl 2 + 2Na 2 CO 3 + H 2 O = Mg 2 (OH) 2 CO 3 + 4NaCl + CO 2

Обратите внимание: (соли Ca 2+ , Sr 2+ , Ba 2+ и Fe 2+ ) – в этом случае протекает обменный процесс:

CaCl 2 + Na 2 CO 3 = CaCO 3 + 2NaCl,

Взаимный гидролиз , протекающий при смешивании двух солей, гидролизованных по катиону и по аниону. Продукты гидролиза по второй ступени усиливают гидролиз по первой ступени и наоборот. Поэтому в таких процессах образуются не просто продукты обменной реакции, а продукты гидролиза ( совместный или взаимный гидролиз). Соли металлов со степенью окисления +3 (Al 3+ , Cr 3+ ) и соли летучих кислот (карбонаты, сульфиды, сульфиты) при смешивании в растворе (взаимном гидролизе) образуют осадок гидроксида и газ (H 2 S, SO 2 , CO 2 ):

2AlCl 3 + 3K 2 S +6H 2 O = 2Al(OH) 3 + 3H 2 S↑ + 6KCl

2CrCl 3 + 3K 2 CO 3 + 3H 2 O = 2Сr(ОН) 3 + 3СO 2 + 6KCl

2AlCl 3 + 3Na 2 SO 3 + 3Н 2 О=2Al(ОН) 3 + 6NaCl + 3SО 2

2AlCl 3 + 3Na 2 S + 3Н 2 О=2Al(ОН) 3 + 6NaCl + 3H 2 S

Соли Fe 3+ при взаимодействии с карбонатами также при смешивании в растворе (взаимном гидролизе) образуют осадок гидроксида и газ:

2FeCl 3 + 3K 2 CO 3 + 3H 2 O = 2Fe(ОН) 3 + 3СO 2 + 6KCl

Обратите внимание: при взаимодействии солей трехвалентного железа с сульфидами реализуется окислительно-восстановительная реакция:

2FeCl 3 + 3K 2 S (изб) = 2FeS + S↓ + 6KCl (при избытке сульфида калия)

При взаимодействии солей трехвалентного железа с сульфитами также реализуется окислительно-восстановительная реакция.

Гидролиз галогенангидридов и тиоангидридов происходит также необратимо. Галогенангидриды разлагаются водой по схеме ионного обмена (H + OH — ) до соответствующих кислот (в случае водного гидролиза) и солей (в случае щелочного гидролиза). Степень окисления центрального элемента и остальных при этом не изменяется!

SO 2 Cl 2 + 2 H 2 O = H 2 SO 4 + 2 HCl,

SOCl 2 + 2 H 2 O = H 2 SO 3 + 2HCl,

PCl 5 + 4 H 2 O = H 3 PO 4 + 5HCl,

CrO 2 Cl 2 + 2H 2 O = H 2 CrO 4 + 2HCl,

PCl 5 + 8NaOH = Na 3 PO 4 + 5NaCl + 4H 2 O,

Галогенангидрид – это соединение, которое получается, если в кислоте ОН-группу заменить на галоген. При гидролизе галогенангидридов кислот образуются соответствующие данным элементам и степеням окисления кислоты и галогеноводородные кислоты.

POCl 3 + 3H 2 O = H 3 PO 4 + 3HCl

Примеры реакций гидролиза

(NH 4 ) 2 CO 3 карбонат аммония – соль, слабой кислоты и слабого основания. Растворима. Гидролизуется по катиону и аниону одновременно. Число ступеней – 2.

1 ступень: (NH 4 ) 2 CO 3 +H 2 O↔NH 4 OH+NH 4 HCO 3

2 ступень: NH 4 HCO 3 +H 2 O↔NH 4 OH+H 2 CO 3

Реакция раствора слабощелочная pH>7, т.к гидроксид аммония более сильный электролит, чем угольная кислота. К д (NH 4 OH)>К д (H 2 CO 3 )

CH 3 COONH 4 ацетат аммония – соль, слабой кислоты и слабого основания. Растворима. Гидролизуется по катиону и аниону одновременно. Число ступеней – 1.

CH 3 COONH 4 +H 2 O↔NH 4 OH+СH 3 COOH

Реакция раствора нейтральная pH=7, т.к К д (CH 3 COOН)=К д (NH 4 OH)

K 2 HPO 4 – гидроортофосфат калия — соль, слабой кислоты и сильного основания. Растворима. Гидролизуется по аниону. Число ступеней – 2.

1 ступень: K 2 HPO 4 +H 2 O↔KH 2 PO 4 +KOH

2 ступень: KH 2 PO 4 +H 2 O↔H 3 PO 4 +KOH

Реакция раствора 1 ступени слабощелочная pH=8,9, так как в результате гидролиза в растворе накапливаются ионы OH — и процесс гидролиза преобладает над процессом диссоциации ионов HPO 4 2- , дающим ионы H + (HPO 4 2- ↔H + +PO 4 3- )

Реакция раствора 2 ступени слабокислая pH=6,4, так как процесс диссоциации дигидроортофосфат ионов преобладает над процессом гидролиза, при этом ионы водорода не только нейтрализуют гидроксид-ионы, но и остаются в избытке, что и обуславливает слабокислую реакцию среды.

Задача: Определите среду растворов гидрокарбоната и гидросульфита натрия.

Решение:

1) Рассмотрим процессы в растворе гидрокарбоната натрия. Диссоци а ция этой соли идёт в две ступени, катионы водорода образуются на второй ступени:

NaHCO 3 = Na + + HCO 3 — (I)

HCO 3 — ↔ H + + CO 3 2- (II)

Константа диссоциации по второй ступени — это К 2 угольной кислоты, равная 4,8∙10 -11 .

Гидролиз гидрокарбоната натрия описывается уравнением:

NaHCO 3 +H 2 O↔H 2 CO 3 +NaOH

HCO 3 — +H 2 O↔H 2 CO 3 +OH — , константа которого равна

K г =K w /K 1 (H 2 CO 3 )=1∙10 -14 /4,5∙10 -7 =2,2∙10 -8 .

Константа гидролиза заметно больше константы диссоциации, поэтому раствор NaHCO 3 имеет щелочную среду.

2) Рассмотрим процессы в растворе гидросульфита натрия. Диссоци а ция этой соли идёт в две ступени, катионы водорода образуются на второй ступени:

NaHSO 3 = Na + + HSO 3 — (I)

HSO 3 — ↔ H + + SO 3 2- (II)

Константа диссоциации по второй ступени — это К 2 сернистой кислоты, равная 6,2∙10 -8 .

Гидролиз гидросульфита натрия описывается уравнением:

NaHSO 3 +H 2 O↔H 2 SO 3 +NaOH

HSO 3 — +H 2 O↔H 2 SO 3 +OH — , константа которого равна

K г =K w /K 1 (H 2 SO 3 )=1∙10 -14 /1,7∙10 -2 =5,9∙10 -13 .

В этом случае константа диссоциации больше константы гидролиза, поэтому раствор NaHSO 3 имеет кислую среду.

Задача: Определить среду раствора соли цианида аммония.

Решение:

NH 4 + + 2H 2 O↔NH 3 . H 2 O + H 3 O +

CN – + H 2 O↔HCN + OH –

NH 4 CN +H 2 O ↔ NH 4 OH+ HCN

К д (HCN) =7.2∙10 -10 ; К д (NH 4 OH) =1.8∙10 -5

Ответ: Гидролиз по катиону и аниону, т.к. K o > K к , слабощелочная среда, pH > 7

Источник

Вам также может понравиться

Как экономить воду и энергию? Откройте для себя 13 эффективных способов сэкономить дома

Цены на продукты питания, энергию, топливо, а также

Дождевая вода в саду и на балконе – как ею пользоваться?

В России мы можем собирать дождевую воду наиболее эффективно

Ящерица бежит по воде мем

Ящерица Христа В тропических лесах Америки встречается

Ячневая крупа пропорции при варке с водой

Крупа ячневая: как варить вкусную кашу – хитрости