Вещества, растворы и расплавы которых проводят электрический ток, называются электролитами. Распад молекул вещества на ионы называется электролитической диссоциацией. К электролитам относятся кислоты, основания, соли.
Кислоты - электролиты, диссоциирующие в растворах с образованием ионов водорода: HCN ↔ H+ + CN-
Основания - электролиты, диссоциирующие в растворах с образованием гидроксид-ионов: NH4OH ↔ NH4+ + OH-
Существуют электролиты, которые могут диссоциировать как кислоты и как основания, например:
2H+ + BeO22- ↔ Be(OH)2 ↔ Be2+ + 2OH-
Такие электролиты называются амфотерными. К ним относятся Al(OH)3, Ga(OH)3, Zn(OH)2, Pb(OH)2, Sn(OH)2 и многие другие.
Соли – электролиты, которые при растворении в воде диссоциируют, отщепляя положительные ионы, отличные от ионов водорода, и отрицательные ионы, отличные от гидроксид-ионов:
BaCl2 = Ba2+ + 2Cl-
NaHCO3 = Na+ + HCO3-
CuOHCl = CuOH+ + Cl-
Все электролиты делят на сильные и слабые. Сильные электролиты полностью диссоциируют на ионы. Сильными электролитами являются почти все соли, основания щелочных и щелочноземельных металлов, кислоты, например H2SO4, HNO3, HCl, HBr, HI, HClO4.
Слабые электролиты в растворах диссоциируют лишь частично. К слабым электролитам относятся большинство органических кислот, например уксусная кислота CH3COOH. Из важнейших неорганических соединений к ним принадлежат H2O, HCN, H2SiO3, HNO2, NH4OH.
Реакции в растворах электролитов протекают между ионами и идут практически необратимо, если в результате реакции образуются осадки, газы, слабые электролиты. Обычно такие реакции изображаются при помощи ионных уравнений. В ионных уравнениях осадки, газы, слабые электролиты пишутся в виде молекул. Хорошо растворимые сильные электролиты пишутся в виде ионов.
Рассмотрим типичные варианты реакций в растворах электролитов.
1. AgNO3 + KCl = AgCl↓ + KNO3 - молекулярное уравнение
осадок
Ag+ + NO3- + K+ + Cl- = AgCl↓ + K+ + NO3- - полное ионное уравнение
Ag+ + Cl- = AgCl↓ - сокращенное ионное уравнение
Сокращенное ионное уравнение выражает сущность протекающей реакции.
2. 2HCl + Na2S = H2S↑ + 2NaCl
газ
2H+ + 2Cl- + 2Na+ + S2- = H2S↑ + 2Na+ +2Cl-
2H+ + S2- = H2S
3. 2KCN + H2SO4 = 2HCN + K2SO4
слабый электролит
2K+ + 2CN- + 2H+ + SO42- = 2HCN + 2K+ + SO42-
H+ + CN- = HCN
Нередко встречаются процессы, в уравнениях которых с одной стороны равенства имеется малорастворимое соединение, а с другой - слабый электролит. Так, равновесие в системе:
Mg(OH)2↓ + 2HCl = MgCl2 + 2H2O
Mg(OH)2↓ + 2H+ + 2Cl- = Mg2+ + 2Cl- + 2H2O
Mg(OH)2↓ + 2H+ = Mg2+ + 2H2O
смещено вправо, поскольку ионы OH- связываются в малодиссоциированные молекулы воды полнее, чем в гидроксиде магния.
Выполнение работы
Опыт 1. Сравнение химической активности кислот
В одну пробирку налейте 1-2 мл раствора уксусной кислоты, в другую - столько же раствора соляной кислоты. Возьмите два приблизительно одинаковых по величине кусочка мрамора и бросьте по одному в каждую пробирку. Какой газ выделяется? В какой пробирке процесс идет более энергично? Напишите молекулярные и ионные уравнения реакций. От концентрации каких ионов зависит скорость выделения газа? В растворе какой кислоты концентрация этих ионов больше? Сделайте вывод об относительной силе исследованных кислот.
Опыт 2. Реакции, идущие с образованием осадка
Налейте в три пробирки по 1-2 мл хлорида железа (III), сульфата магния, сульфата меди и прибавьте в каждую по такому же количеству щелочи. Наблюдайте образование осадков, отметьте цвет. Запишите молекулярные и ионные уравнения реакций. Осадки сохраните до следующего опыта.
Опыт 3. Реакции, идущие с образованием слабого электролита
К полученным в предыдущем опыте осадкам гидроксидов железа, магния и меди прилейте раствор соляной кислоты до полного их растворения. Составьте молекулярные и ионные уравнения реакций. Объясните растворение осадков.
Опыт 4. Реакции, идущие с образованием газа
Налейте в пробирку 1-2 мл раствора карбоната натрия, прилейте в нее раствор соляной кислоты. Наблюдайте выделение газа. Составьте молекулярные и ионные уравнения реакции.
Опыт 5. Амфотерные электролиты
К 2-3 мл растворов солей хлорида цинка и сульфата хрома (III) добавьте разбавленный раствор щелочи до выпадения осадков гидроксидов. В каждом случае осадки разделите на две пробирки. В одну из пробирок прилейте раствор соляной кислоты, а в другую - раствор щелочи до растворения осадков. Напишите молекулярные и ионные уравнения реакций для всех химических процессов. Запишите уравнения диссоциации полученных гидроксидов по типу кислот и по типу оснований.
Лабораторная работа 7
ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ
Гидролизом солей называется обменное взаимодействие ионов соли с водой, которое приводит образованию слабого электролита и сопровождается изменением pH среды.
Суть гидролиза заключается в следующем. При внесении в воду солей, в состав которых входят ионы слабых кислот или слабых оснований, эти ионы связываются с ионами H+ или OH- из воды с образованием слабого электролита, в результате чего нарушается равновесие электролитической диссоциации воды H2O ↔ H+ + OH-. В растворе накапливаются ионы H+ или ОН-, сообщая полученному раствору кислую или щелочную реакцию. Следовательно, гидролизу подвергаются соли, в состав которых входят катионы слабого основания или анионы слабой кислоты или те и другие одновременно. Соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой (KCl, LiNO3, Na2SO4 и т.п.) гидролизу не подвергаются. В этом случае ни катион, ни анион соли не будут связывать ионы воды в малодиссоциированные продукты, поэтому равновесие диссоциации воды не нарушается. Реакция среды в растворах таких солей нейтральная (pH = 7).
Можно выделить три типа гидролиза:
1. Г и д р о л и з п о а н и о н у происходит в растворах солей, состоящих из анионов слабых кислот и катионов сильных оснований (KCN, Na2CO3, Cs3PO4 и т.п.) В качестве примера рассмотрим гидролиз цианида калия KCN. Эта соль образована сильным основанием KOH и слабой кислотой HCN. При растворении в воде KCN полностью диссоциирует на ионы K+ и CN-. Катионы K+ не могут связывать ионы ОH- воды, так как KOH - сильный электролит. Анионы же CN- связывают ионы H+ воды, в результате чего в растворе появляются молекулы слабой кислоты HCN и гидроксид-ионы OH-. Сокращенное ионное уравнение реакции гидролиза имеет вид
CN- + H2O ↔ HCN + OH-
Для написания уравнения реакции в полной ионной форме прибавим к левой и правой частям уравнения ионы, не претерпевающие в результате гидролиза никаких изменений. В рассматриваемом примере - это катионы калия.
K+ + CN- + H2O ↔ HCN + K+ + OH-
Молекулярное уравнение легко получить из полной ионной формы, соединяя ионы в молекулы с учетом знаков заряда
KCN + H2O ↔ HCN + KOH
Далее при рассмотрении реакций гидролиза сохранен этот порядок записи уравнений: сокращенное ионное уравнение; полное ионное уравнение; молекулярное уравнение.
Если соль образована сильным основанием и многоосновной слабой кислотой, то гидролиз протекает ступенчато. Например, гидролиз Na2S (NaOH - сильное основание, H2S - слабая двухосновная кислота) протекает в две ступени:
I ступень S2- + H2O ↔ HS- + OH-
2Na+ + S2- + H2O ↔ Na+ + HS- + Na+ + OH-
Na2S + H2O ↔ NaHS + NaOH
II ступень HS- + H2O ↔ H2S + OH-
Na+ + HS- + H2O ↔ H2S + Na+ + OH-
NaHS + H2O ↔ H2S + NaOH
При комнатной температуре гидролиз проходит только по первой ступени, поскольку HS- (продукт первой ступени) более слабый электролит, чем H2S (продукт второй ступени).
При гидролизе солей, образованных слабой кислотой и сильным основанием, в растворе создается избыток гидроксид-ионов, и реакция раствора будет щелочной (pH > 7).
2. Г и д р о л и з п о к а т и о н у происходит в растворах солей, состоящих из катионов слабых оснований и анионов сильных кислот (NH4Cl, CuSO4, FeCl3 и т.п.). Рассмотрим гидролиз ZnSO4 - соли слабого двукислотного основания Zn(OH)2 и сильной кислоты H2SO4. В этом случае катион Zn2+ связывает гидроксид-ионы воды, образуя катионы основной соли (ZnOH)+. Образование молекулы Zn(OH)2 не происходит, так как ионы (ZnOH)+ диссоциируют намного труднее, чем молекулы Zn(OH)2. В обычных условиях гидролиз идет по первой ступени. Ионы SO42- с ионами H+ слабого электролита не образуют. Таким образом соль гидролизуется по катиону:
Zn2+ + H2O ↔ ZnOH+ + H+
2Zn2+ + 2SO42- + 2H2O ↔ 2ZnOH+ + SO42- + 2H+ + SO42-
2ZnSO4 + 2H2O ↔ (ZnOH)2SO4 + H2SO4
В результате гидролиза такой соли в растворе образуется избыток ионов H+, т.е. pH < 7.
3. Г и д р о л и з п о а н и о н у и к а т и о н у одновременно происходит в растворах солей, образованных слабыми основаниями и слабыми кислотами (NH4NO2, Al2S3, Fe(CH3COO)3 и т.п.). В этом случае с водой взаимодействует как катион слабого основания, так и анион слабой кислоты, например
NH4+ + CH3COO- + H2O ↔ NH4OH + CH3COOH
NH4CH3COO + H2O ↔ NH4OH + CH3COOH
Гидролиз идет по катиону и аниону, среда близка к нейтральной. pH ~ 7.
Как правило, гидролиз - обратимый процесс: протеканию реакции до конца препятствует обратная реакция нейтрализации. Практически необратимо гидролизуются только те соли, продукты гидролиза которых уходят из раствора в виде нерастворимых или газообразных соединений. Необратимо гидролизующиеся соли невозможно получить в результате реакции обмена в водных растворах. Например, вместо ожидаемого Cr2S3 при смешивании растворов CrCl3 и Na2S образуется осадок Cr(OH)3 и выделяется газообразный H2S.
2CrCl3 + 3Na2S + 6H2O = 6NaCl + 2Cr(OH)3↓ + 3H2S↑
На равновесие гидролиза влияют температура и концентрация. Смещение равновесия гидролиза происходит в соответствии с принципом Ле Шателье. Гидролиз - это реакция, обратная нейтрализации, а нейтрализация - экзотермический процесс, следовательно, гидролиз - эндотермический. Поэтому увеличение температуры усиливает гидролиз (то есть смещает равновесие вправо). При постоянной температуре равновесие гидролиза можно сместить вправо (усилить гидролиз), разбавляя раствор водой и удаляя продукты гидролиза. Гидролиз подавляется (равновесие смещается влево), если увеличить концентрацию продуктов гидролиза.
Выполнение работы