Nh4 сильное или слабое основание: Гидролиз сульфида аммония ((NH4)2S), уравнения

Содержание

Гидролиз сильных оснований и слабых кисло

    Рассмотрим гидролиз соли, образованной одноосновной кисло-» той и одновалентным металлом. В качестве примера возьмем ацетат натрия — соль слабой кислоты и сильного основания. Уравнение гидролиза этой соли имеет вид [c.258]

    Соли, образованные сильным основанием и слабой многоосновной кислотой, гидролизуются ступенчато с образованием кислых солей (рН>7)  [c.220]


    Эти соображения имеют общий характер, и, следовательно, для решения вопроса о том, какую реакцию будет иметь водный раствор кислой соли, образованной сильным основанием и двухосновной слабой кислотой, следует сопоставить константу гидролиза кислой соли и вторую константу диссоциации кислоты. [c.154]

    Катионы сильных оснований N3+, a +, Ва + и анионы сильных кислот С1, 505 не принимают участия в этих реакциях, поскольку не могут образовать с ионами воды и ОН малодиссоциированных соединений.

Таким образом, водные растворы уксуснокислых солей (ацетатов), образованных сильными основаниями, имеют щелочную реакцию, а растворы аммониевых солей сильных кис лот — кислую реакцию. В случае ацетата аммония и катион, и анион принимают участие в реакции гидролиза, однако раствор сохраняет нейтральную реакцию, так как образующиеся уксусная кислота и гидроксид аммония — электролиты равной силы (с. 127), В других случаях, например при гидролизе Nh5 N, для определе ния характера раствора необходимо сопоставить константы диссоциации слабого основания и слабой кислоты, образующихся при гидролизе соли. [c.130]

    Соли, образованные сильной кислотой и слабым основанием, также подвергаются гидролизу. Они сообщают раствору кислую реакцию, как это имеет место в растворе хлорида аммония Nh5 I. В этом случае образуется слабый электролит Nh5OH. В результате часть ионов ОН связывается ионами NHJ, а ионы Н+ остаются в избытке. Следовательно, в результате гидролиза Nh5 I раствор этой соли приобретает кислую реакцию (рНУравнение гидролиза можно записать так  

[c. 133]

    Как указано выше, реакция раствора при гидролизе солей, образованных слабыми кислотой и основанием, может быть и кислой, и щелочной (хотя ионы Н+ и ОН в суммарное уравнение реакции гидролиза не входят). Это зависит от относительной силы образующихся слабых кислоты и основания. Так как количества их одинаковы, то, если кислота сильнее основания [c.314]

    При полном гидролизе соли по одной ступени и слабом гидролизе по второй (р/С1 ==4—9) кондуктометрические кривые имеют два излома сначала нейтрализуется продукт гидролиза — сильное основание, затем вытесняется слабая кислота из кислой соли. Примером может служить кривая титрования (рис. 20,г) хлористоводородной кислотой сульфида натрия (р/Са = 7,20 14,00). Если же по первой ступени гидролиз неполный, но достаточно сильный (р а 9), а по второй — слабый = 

[c.105]


    Как видно из уравнения реакции, при растворении такой соли в воде анионы слабой кислоты связывают часть ионов Н , образовавшихся при диссоциации воды, в слабо диссоциируемое соединение. При этом концентрация несвязанных ионов ОН в растворе будет превышать концентрацию ионов Н» и раствор станет щелочным (рН> >7). Таким образом, водные растворы солей сильного основания и слабой кислоты имеют щелочную реакцию. Растворы солей слабых кислот и слабых оснований могут быть нейтральными, кислыми или щелочными в зависимости от соотношения констант диссоциации слабых электролитов, образующихся в процессе гидролиза. 
[c.167]

    Первичные и вторичные нитросоединения жирного ряда следует, таким образом, рассматривать как вещества, существующие в нейтральных и кислых десмотропных формах, легко перегруппировывающихся друг в друга. Для таких соединений было предложено название псевдокислот. Для псевдокислот характерно то, что, будучи сами нейтральными или лишь очень слабо кислыми соединениями и не обладая электропроводностью, они, тем не менее, образуют нейтральные или почти нейтральные соли щелочных металлов. Это явление объяснимо лишь в том случае, если псевдокислота и ее соль обладают различны. м химическим строение.м, так как соли слабых кислот с сильными основаниями вследствие гидролиза всегда имеют щелочную реакцию. [c.175]

    Реакция раствора соли может стать либо кислой (если основание, образовавшееся в результате гидролиза, явится более слабым, ч м кислота), либо щелочной (если основание окажется более сильным, чем кислота), либо будет нейтральной (если образующиеся основание и кислота проявляют одинаковую силу — их константы ионизации окажутся практически равными между собой). 

[c.216]

    Водный раствор средней соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой, имеет кислую реакцию. Если основание одноатомно, то при гидролизе соли образуется именно оно, а если многоатомно — то продуктом гидролиза будет основная соль. В первом случае направляющая реакция идет в сторону образования слабого электролита — основания, а во втором — основного иона. [c.188]

    Гидролизу подвергаются соли, образованные а) слабой кислотой и сильным основанием, среда при этом становится щелочной (рН>7) б) слабым основанием и сильной кислотой, среда при этом становится кислой (рН[c. 47]

    При гидролизе солей, образованных слабыми основаниями и сильными кислотами, возникают слабые основания и сильные кислоты, и реакция среды смещается в кислую сторону 

[c.59]

    Уравнение кривой потенциометрического титрования слабой кислоты (рД кисл 4) существенно отличается от полученного ранее уравнения (6.36). Начальная точка кривой, отвечающая раствору чистой кислоты, определяется формулой (6.32). В эквивалентной точке титрования, т. е. при полной нейтрализации кислоты, раствор будет иметь щелочную реакцию за счет гидролиза образовавшейся соли сильного основания. Согласно (6.34), pH такого раствора [c.143]

    Обменное разложение солей с водой называется гидролизом. Таким образом, диссоциация воды является причиной гидролиза солей. Растворы солей слабых кислот и сильных оснований обладают щелочной реакцией, а растворы солей сильных кислот и слабых оснований имеют кислую реакцию. [c.42]

    Полученная по реакции соль сильного основания и слабой кислоты в водном растворе будет подвергаться гидролизу, образуя исходные вещества.

Чтобы избежать гидролиза, следует реакцию нейтрализации проводить в среде органических веществ, а щелочь растворять в органическом растворителе. В качестве реактива при определении кислотности обычно применяют спиртовый раствор КОН, так как едкое кали лучше, чем едкий натр, растворяется в этиловом спирте. Для растворения анализируемого нефтепродукта подбираются вещества или смесь веществ, хорошо растворяющих углеводороды и кислые соединения, например этиловый спирт, смесь этилового спирта с бензолом, смесь этилового спирта с этиловым эфиром и др. [c.107]

    Соли сильных оснований и слабых кислот (например сода), дающие достаточную концентрацию гидроксильных ионов, в присутствии катализатора (меди) также гидролизуют хлорбензол, причем в таком видоизменении процесса выделяющаяся при реакции соляная кислота переводит среднюю соль в кислую, например в случае применения соды реакция выразится так  

[c.214]

    В первом случае вследствие гидролиза образуется основная соль и сильная кислота, во втором — кислая соль и сильное основание. Накопление в растворе сильной кислоты в первом случае и щелочи во втором препятствует протеканию гидролиза до конца, т. е. образованию Mg (ОН) 2 и Н2СО3. Образующееся слабое основание тут же будет взаимодействовать с образующейся в растворе сильной кислотой, а слабая кислота — со щелочью. Таким образом, гидролиз является процессом обратимым и реакцией, обратной реакции гидролиза, всегда будет реакция нейтрализации. В растворе гидролизующейся соли устанавливается равновесие скорость реакции гидролиза равна скорости реакции нейт]зализации. [c.142]


    При титровании слабого основания сильной кислотой (NHs-HjO—НС1) применяют метиловый оранжевый, тогда скачок pH на кривой титрования составляет 4—6. Раствор, полученный при нейтрализации слабого основания сильной кислотой, имеет кислую реакцию вследствие гидролиза  
[c.210]

    Основными достоинствами анионных моющих веществ, содержащих гидрофильные сульфогруппы (кислые сложиЬю эфиры серной кислоты, алкилсульфо- и алкиларилсуль-фокислоты), являются большая растворимость в воде их кальциевых и магниевых солей, чем растворимость солей карбоновых кислот этих же металлов. Это позволяет использовать их в жесткой воде, так как образующиеся соли не мешают процессу мойки. Стабильность этих соединений в кислой среде также больше, чем стабильность солей карбоновых кислот, которые представляют собою соли слабых кислот и сильных оснований. (При использовании мыл карбоновых кислот в кислых средах выделяются жирные кислоты, оставляя пятна на очищаемых волокнах. Карбоновые мыла гидролизуют-также отрицательно влияет на во- 

[c.336]

    Л гидр = Л и/Л кисл — 1соли сильного основания и слабой однрЗШ Й кислоты. К р = КуКас — -он ст ант а гидролиза соли сильной кислоты й слабого одн основания. Константа гидролиза ацетата аммония имеет вид [c.131]

    Составление уравнений гидролиза солей. Гидролиз солей, образованных слабыми многоосновными кислотами и сильными основаниями, протекает ступенчато (соответственно обратному процессу — ступенчатой диссоциации), при этом получаются кислые соли (анионы кислых солей). Так, гидролиз карбоната натрия ЫзгСОз может быть выражен [c. 184]

    Следовательно, при гидролизе солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой, раствор приобретает кислую реакцию. При этом смещение реакции может быть значительным. Так, pH нс мального раствора Nh5 I равно 4,64, а у нейтральной среды, как мы знаем, pH = 7. 

[c.216]

    Диссоциация воды является причиной гидролиза солей. Так, известно, что растворы слабых кислот и сильных оснований о бладают щелочной реакцией, а растворы солей оильных кислот и слабых оснований имеют кислую реакцию. Для объяснения этого явления примем, что между солью и водой идет обратимая реакция  [c.74]

    Присутствие в любых водных растворах ионов Н3О+ и ОН» существенно влияет на протекающие в них химические процессы. В основе многих химических реакций в водных растворах лежит переход протона от одних молекул или ионов к другим. Прежде всего — это реакции протолитической диссоциации кислот. К ним относятся также реакции гидролиза, когда взаимодействие воды с солью слабой кислоты и сильного основания придает раствору щелочную реакцию, а с солью сильной кислоты и слабого основания — кислую. Другим примером, где в реакции участвуют ионы Н+ или ОН», может служить реакция нейтрализации, на которой основано ацидиметрическое и алка-лиметрическое титрования, широко применяющиеся в объемном анализе. Во многих случаях ионы Н+ оказывают каталитическое действие на химические процессы (омыление эфиров, инверсия тростникового сахара и др.). [c.594]

    В молекулярной форме уравнение гидролиза выглядит так СиСЬ + НОН СиОНС + НС1 Первая ступень данной реакции гидролиза также более выражена. В растворе наблюдается избыток ионов водорода. Следовательно, растворы солей, образованные слабым основанием и сильной кислотой, имеют кислую реакцию (pH случай гидролиза также обратим. [c.119]

    Катионы данной группы образуют слабые основания, мал растворимые в воде. Соли их в водных растворах подвергают гидролизу, соли, образованные сильными кислотами, имеь кислую реакцию. Соли ионов А1 , Fe и Сг , образованш слабыми кислотами, гидролизуются практически полностью. К тионы А1 , Zn и Сг образуют амфотерные гидроксид Амфотерные свойства гидроксидов алюминия, хрома(1П) и цин используют при анализе для отделения от большинства друг [c.148]

    Соли, образованные сильной кислотой и слабым основанием, также подвергаются гидролизу. Они сообщают раствору кислую реакцию, как это имеет место в растворе хлорида аммония Nh5 I. В этом случае образуется слабый электролит Nh5OH. В результате часть [c.157]

    При титровании слабого основания сильной кислотой, например 0,1 н. раствора Nh5OH, точка эквивалентности на кривой титрования (рис. 68) расположена в области низких значений pH. Объясняется это тем, что нейтрализованный раствор содержит соль сильной кислоты и слабого основания, и гидролиз такой соли вызывает кислую реакцию раствора. pH в точке эквивалентности, например для раствора Nh5 I, можно вычислить по формуле [c.368]

    Сн+=К 10 =10 кмоль/м (pH 4,5). Это означает, что водный раствор NH l имеет кислую реакцию (pH водный раствор при гидролизе соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой, имеет кислую реакцию. Рассмотрим реакцию между сильным основанием NaOH и слабой кислотой H N, которая проходит по типу равновесия (11.3)  [c.122]

    Рассмотрим гидролиз солей. Гидролизом соли называется ее взаимодействие с ионами или молекулами воды, приводящее к образованию слабого электролита (кислоты, основания, кислой или основной соли). Соль, образованная сильной кислотой и сильным основанием (ЫаС1, KNOз и др.), не подвергается глдролизу, так как не образует слабого электролита с водой, п равновесие h30= a H+-f ОН не нарушается pH остается близким к 7. [c.205]

    ГИДРОЛИЗ (гидролитич. расщепление, гидролитич. деструкция), обменная р-ция между в вом н водой. При Г. солей образуются к-ты и основания. Если гидролизуется соль, образованная слабой к-той и сильным основанием, напр. K N, р-р имеет щел. р-цию. Р-ры солей сильной к-ты и слабого основания, напр. Nh5 I имеют кислую р цию, а р-ры солей сильной к-ты и сильного основания, папр. Na I,— нейтральную. Г. солей, как правило,— обратимая р-ция, к-рая хздактеризуется отношением конц. гидролизов, молекул к общей конц. данной соли в р-ре (степенью Г.). Если при Г. соли образуется нерастворимое или легколетучее в-во, р-ция идет до практически полного разложения исходного в-ва. Благодаря Г. солей возможно существование буферных р-ров. [c.133]

    При гидролизе солей, содержащих в своем составе катион сильного основания и анион слабой двух- или многоосновной кислоты (например, ЫнгСОз или К3РО4), как правило, образуются не свободные кислоты, а их кислые соли (точнее, анионы кислых солей). Аналогичным образом в результате гидролиза солей, образованных многовалентными слабыми основаниями и сильными кислотами (например, РеС1з), обычно получаются не свободные основания, а основные соли (или катионы основных солей).  [c.164]

    Карбонат натрия Nai Oj — соль слабой многоосновной кислоты и сильного основания. В этом случае анионы соли СОз , связывая водородные ионы воды, образуют анионы кислой соли НСОз , а не молекулы Н СОз, так как ионы НСОз диссоциируют гораздо труднее, чем молекулы Н СОз. В обычных условиях гидролиз идет по первой ступени. Соль гидролизуется по аниону. Ионно-молекулярное уравнение гидролиза  [c.73]


Гидролиз слабого основания и сильной

    При титровании слабых кислот слабыми основаниями (или наоборот) кислотная часть кривой титрования отвечает титрованию слабой кислоты сильным основанием. Щелочная часть кривой титрования совпадает с кривой титрования слабого основания сильной кислотой. Для точки эквивалентности величину pH находят из уравнения константы гидролиза соли следующим способом. [c.270]
    При гидролизе соли, образованной сильной кислотой и слабым основанием, гидролизу подвергается катион соли при этом в растворе возрастает концентрация ионов водорода, и он приобретает кислую реакцию, папример  [c.148]

    Формулы (6.24) и (6.25) пригодны также для вычисления концентрации ионов водорода и pH раствора в точке эквивалентности при титровании слабого основания сильной кислотой (вместо Сс следует подставить нормальность растворов кислоты и основания). При титровании раствора слабого основания сильной кислотой реакция раствора в точке эквивалентности будет не нейтральной, а кислой, что объясняется гидролизом [c.313]

    Для солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой, аналогичное соотношение связывает константу гидролиза с константой диссоциации основания Коен. [c.259]

    Титрование слабой кислоты сильным основанием и слабого основания сильной кислотой. В начальный момент титрования слабой кислоты сильным основанием электропроводность раствора понижается вследствие образования соли сильного основания и слабой кислоты, которая, имея общий анион с кислотой, подавляет ее диссоциацию. По мере добавления титранта электропроводность раствора медленно увеличивается вследствие повышения концентрации анионов кислоты и катионов основания, а после точки эквивалентности быстро растет за счет появления избытка щелочи. Для кислот с р. > 9 заметно влияние гидролиза образующейся соли, которое выражается в закруглении кондуктометрических кривых вблизи точки эквивалентности. Используя графический метод определения точки эквивалентности, с помощью кондуктометрического титрования можно определять 0,1 моль/л растворы слабых кислот с р. [c.160]

    Титрование солей. При титровании соли слабой кислоты сильной кислотой вытесняется слабая кислота, а при титровании соли слабого основания сильным основанием вытесняется слабое основание. Соли, образованные слабыми кислотами и слабыми основаниями, можно титровать как сильными кислотами, так и сильными основаниями. На ход кривых титрования существенное влияние оказывает степень гидролиза соли чем она выше, тем больше электропроводность раствора. Если соль образована очень слабым основанием (кислотой) и подвергается в растворе полному гидролизу, то кривая титрования имеет V-образную форму, характерную для кривых титрования сильных кислот и оснований. [c.162]


    При титровании слабого основания сильной кислотой образуется соль сильной кислоты и слабого основания, которая гидролизуется с образованием ионов Н+, поэтому титрование заканчивается в слабокислой среде. Например, титрование аммиака соляной кислотой заканчивается при рН = 5,1, скачок происходит при pH =6,25н-4,0. Здесь применяют в роли индикатора метилоранж или метилрот. [c.141]

    При титровании слабого основания сильной кислотой или слабой кислоты сильным основанием в конце титрования образуются соли, которые подвергаются гидролизу и дают в первом случае кислую, а во втором — щелочную реакции. На основании константы диссоциации образующейся кислоты (основания) и активности ионов соли можно вычислить pH образующегося раствора при взаимодействии эквивалентных количеств кислоты и основания. Сопоставляя границы интервалов изменения окраски индикаторов с вычисленной величиной pH эквивалентной точки, легко установить, какой из индикаторов будет наиболее подходящим для отдельных случаев количественных определений кислот (оснований) методом титрования. [c.118]

    Титрование слабого основания сильной кислотой. На рис. 35 показана кривая титрования 0,1 н. раствора аммиака 0,1 н. раствором хлороводородной кислоты. Получающийся при этом хлорид аммония КН С гидролизуется с образованием некоторого избытка ионов Н. Поэтому в данном случае точка эквивалентности должна находиться в кислотной области pH, т.е. при pH Рассмотрение кривой подтверждает эти предположения. Действительно, при титровании слабого основания сильной кислотой пределы скачка простираются от pH 4 до pH 6,2. Точка эквивалентности лежит при pH 5,1. [c.258]

    При титровании слабого основания сильной кислотой (NHs-HjO—НС1) применяют метиловый оранжевый, тогда скачок pH на кривой титрования составляет 4—6. Раствор, полученный при нейтрализации слабого основания сильной кислотой, имеет кислую реакцию вследствие гидролиза  [c.210]

    При титровании слабых кислот сильным основанием (или слабого основания сильной кислотой) ход кривой искажается гидролизом соли, образующейся при титровании (рис. 6.2, б) что уменьшает диссоциацию слабой кислоты, вследствие чего вначале проводимость раствора падает. С накоплением соли в растворе вследствие его гидролиза [c.93]

    Константа гидролиза. Соль слабого основания сильной кислоты. Г идролиз соли протекает по схеме [c.90]

    Образующаяся соль — хлорид аммония также гидролизуется, и в растворе накапливаются ионы Н «, что смещает точку эквивалентности в кислую зону. Поэтому при титровании слабого основания сильной кислотой точка эквивалентности тоже не совпадает с точкой нейтральности. [c.315]

    Поскольку водный раствор аммиака представляет собой слабое основание, то соли аммония в растворах гидролизуются. Раствору солей, образованных аммиаком и сильными кислотами, имеют слабокислую реакцию. [c.402]

    Титрование слабого основания сильной кислотой. Допустим, титруем водный раствор аммиака Nh5OH соляной кислотой. В результате реакции образуется соль Nh5 I, от присутствия которой в растворе практически зависят в момент эквивалентности [Н+] и pH. Вследствие гидролиза Nh5 I раствор приобретает кислую реакцию, поэтому эквивалентная точка титрования лежит при рН[c. 179]

    Гидролиз является процессом противоположным реакции нейтрализации. Реакция нейтрализации приводит к образованию соли и воды. В процессе гидролиза могут образовываться основание и кислота. Гидролизу подвергаются соли, образованные сильными кислотами и слабыми основаниями, сильными основаниями и слабыми кислотами, слабыми основаниями и слабыми кислотами. Не гидролизуются соли сильных кислот и сильных оснований. [c.58]

    При титровании же слабых кислот сильными основаниями или слабых оснований сильными кислотами момент эквивалентности двух взаимодействующих веществ не совпадает с равенством концентраций Н и ОН. Водные растворы образующихся при этом солей подвергаются гидролизу, т. е. наступает процес диссоциации, при котором в случае наличия в молекуле соли аниона слабой кислоты образуются недиссоциированные молекулы кислоты и свободное сильно диссоциированное основание реакция раствора становится щелочной благодаря избытку ОН в случае наличия соли с катионом слабого основания и анионом сильной кислоты образуется избыток Н и реакция раствора становится кислой. Это обстоятельство учитывают и отыскивают индикатор, изменяющий цвет при том pH, который отвечает моменту эквивалентности взаимодействующих растворов. Так, например, при титровании уксусной кислоты удобными являются фенолфталеин и нитрамин. При титровании более слабых кислот, например борной, синильной, фенола, применим нитрамин. [c.33]


    Методы нейтрализации или кислотно-основного титрования основаны на использовании реакций нейтрализации кислот, оснований, солей слабых кислот или слабых оснований, сильно гидролизующихся в водных растворах, разнообразных неорганических и органических соединений, проявляющих Б неводных растворах кислые или основные свойства, и др. [c.45]

    При титровании слабого основания сильной кислотой реакция раствора в точке эквивалентности вследствие гидролиза продуктов нейтрализации будет не нейтральной, а слабокислой. [c.274]

    Кривая титрования слабого основания сильной кислотой (рис. 32) аналогична кривой титрования слабой кислоты сильной щелочью (рис. 31), но имеет обратное изменение pH. По мере титрования первоначально щелочного раствора в нем постепенно уменьшается концентрация гидроксил-ионов и увеличивается концентрация ионов Н. Около точки эквивалентности раствор, благодаря гидролизу МН , становится заметно кислым, и скачок титрования происходит от рН= 6,2 к pH = 4. Во все время титрования ион НН будет влиять на изменение концентрации гидроксил-ионов это влияние также имеет характер буферного действия. [c.277]

    Обобщая этот пример, можно сделать вывод, что гидролизу по катиону подвержены соли слабого основания и сильной кислоты. [c.211]

    Теплота нейтрализации слабой кислоты сильным основанием а таки е слабого основания сильной кислотой и слабогооснования слабой кислотой зависит от природы взятых основания и кислоты. Процесс нейтрализации в этом случае включает в себя не только соединение ионов гидроксила и водорода с образованием воды, но и диссоциацию слабой кислоты и слабого основания и гидролиз образовавшейся соли. Эти процессы сопровождаются также определенными тепловыми эффектами. Все это приводит к значительным отклонениям теплоты нейтрализации таких кислот и оснований от величины 55,96- 10 дж кг-экв . Зная теплоту реакции образования воды из простых веществ, протекающей по уравнению [c.75]

    При титровании слабого основания сильной кислотой, например 0,1 н. раствора Nh5OH, точка эквивалентности на кривой титрования (рис. 68) расположена в области низких значений pH. Объясняется это тем, что нейтрализованный раствор содержит соль сильной кислоты и слабого основания, и гидролиз такой соли вызывает кислую реакцию раствора. pH в точке эквивалентности, например для раствора Nh5 I, можно вычислить по формуле [c.368]

    Построение кривой титрования слабого основания сильной кислотой производится аналогично тому, как это было сделано в вышеразобранном примере титрования слабой кислоты сильным основанием. Перед началом титрования pH раствора определяется с помощью уравнения (2) или (2а) (см. стр. 15). На участке до точки эквивалентности в растворе находится буферная смесь — слабое основание и соль слабого основания и сильной кислоты pH раствора на этом участке следует рассчитать, пользуясь уравнением (11) или (12) (см. стр. 21). В точке эквивалентности в растворе будет находиться соль слабого основания и сильной кислоты и pH раствора будет зависеть от гидролиза этой соли здесь следует воспользоваться уравнением (9) или (10) (см. стр. 20). За точкой эквивалентности pH раствора будет определяться только за счет избытка сильной кислоты, так как гидролиз соли в этих условиях будет подавлен. [c.134]

    При титровании слабых кислот сильным основанием или слабого основания сильной кислотой ход кривой на рис. 123, а искажается гидролизом соли, образующейся в процессе титрования (рис. 124, б). Образование соли уменьшает диссоциацию слабой кислоты, поэтому электропроводимость раствора вначале падает. С накоплением соли в растворе в результате ее гидролиза малоподвижный ион заменяется сильно подвижным ионом и вблизи т. э. электропроводимость раствора несколько возрастает. Эти эффекты противопо.1Южного действия, на- [c.421]

    Константа гидролиза соли, образованной слабым основанием сильной кислотой типа Nh5 I, представляет собой отношение )нного произведения воды к константе диссоциации слабого новация. [c.91]

    При титровании слабого основания сильной кислотой, например раствора аммиака раствором соляной кислоты, в точке эквивалентности ЫН40Н- -НС1 = ЫН4С1-ьН20, раствор содержит хлорид аммония — соль сильной кислоты и слабого основания, которое гидролизуется, образуя ионы водорода Н+. Поэтому и здесь точка эквивалентности не совпадает с точкой нейтрализации. В точке эквивалентности pH = 5,1, т. е. титрование заканчивается в слабокислой среде. Область скачка pH — от 6,25 до 4. Поэтому в качестве индикатора здесь применяют метиловый оранжевый или метиловый красный. [c.125]

    Однако различие в подвижностях водородных и гидроксильных ионов вызывает некоторое отличие в характере кондуктометрических кривых титрования, что видно из рис. 35, где показаны кривые титрования солей слабых оснований сильными основаниями. При титровании сильно гидролизующихся солей слабых оснований электроподвижность раствора до точки эквивалентности понижается более резко, чем при титровании солей слабых кислот. Рассмотренный и объясненный выше пологий минимум на кривых титрования солей до точки эквивалентности более сильно выражен. Но закругление кривых титрования вблизи точки эквивалентности, обусловливаемое обратимостью реакции, менее заметно. Избыток титранта также вызывает менее сильное повышение электропроводности раствора по сравнению с кривыми титрования солей слабых кислот. [c.98]

    Специальные серии опытов проведены с целью изучения условий титрования смесей, характеризующихся (рКа + рКь) > 16. Подтверждено, что нижняя граница рКа кислот, образующих соли при титровании 0,075 н. растворов, может быть принята равной 6. Для исследования были взяты смеси натриевых солей различных слабых одноосновных кислот с анилином (р/Сь = 9,42). Кривые титрования смесей раствором НС1 показаны на рис. 78. В смеси с анилином определяются все соли, образованные кислотами с р/Са > 6 (кривые 5—14). Если соли образованы недостаточно слабыми кислотами — муравьиной, метакриловой,уксусной и у-Динитрофенолом, — кривые титрования смесей имеют один излом, указывающий окончание реакции нейтрализации и вытеснения (кривые 1—4). Характер изменения электропроводности раствора при взаимодействии солей зависит от степени их гидролиза. При значительном гидролизе соли кривая титрования подобна кривой, получающейся при нейтрализации смеси сильного и слабого оснований. Сильное основание в этом случае представляет продукт гидролиза. Примером служит кривая титрования смеси глицерата натрия с анилином (рис. 78, кривая 14). [c.162]

    Значение pH в начальный момент получают по уравнению (ХУП1,89). Значение pH в период от начала титрования до нейтрализации кислоты на 90% вычисляют по тем же уравнениям, которые использовались при титровании слабой кислоты сильным основанием. Пока количество свободной кислоты не меньше 10%, влиянием гидролиза можно пренебречь. [c.507]

    В реакции гндро.чпза вст пают солн, образованные слабой кислотой и слабым основанием, пли слабой кислотой и сильным основанием, или слабым основанием и сильной кислотой. Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием, гидролизу не подвергаются нейтрализация в этом случае сводится к процессу [c.258]

    Аналогично в случае соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой, гидролизу подвергается катион соли и реакция сопрово кдается образованием ионов Н+, например Nh5 I + h3O Nh5OH-1-H I [c.258]

    Гидроксид железа(1П)—более слабое основание, чем гидроксид железа(И) это выражается в тем, что соли железа(111) сильно гидролизуются, а со слабыми кислотами (иапример, с угольной, сероводородной) Fe(OH)j солей не образует. Гидролизом объясняется и цвет растворов солей железа (111) несмотря на то, что поп Fe + почти бесцветен, содер чащие его растворы окрашены в желто-бурый цвет, что объясняется присутствием гидрок-соиоиов железа или молекул Ре(ОИ)з, которые образуются благодаря гидролизу  [c. 690]

    Гидролиз солей, или их обменное взаимодействие с водой, происходит лишь в тех случаях, ко1 да ионы, образующиеся в результате электролитической диссоциации соли, — катион, анион или оба вместе — способны образовывать с нонами нод1>1 Н и ОН малодиссо,циированные соединения. Гидро.лизу подвергаются соли, образованные а) слабыми кислотами и сильными основаниями б) слабыми основаниями и сильными кислотами и в) слабыми кислотами и слабыми основаниями. [c.129]


КАК РЕШАТЬ ЗАДАНИЕ 23? РАЗБОР ПРИМЕРОВ ПО ГИДРОЛИЗУ | Химия с Еленой Тарасовой

Всем доброго времени суток!

Существует различные типы заданий номера 23 из ЕГЭ. Разберем подробно некоторые из них.

Рисунок 1. Условие задания 1 по гидролизу

Рисунок 1. Условие задания 1 по гидролизу

Решение

Проверяем возможность протекания гидролиза. Напомню, что гидролиз ПРОТЕКАЕТ ПО СЛАБОМУ ИОНУ, поэтому:

А) хлорид аммония или Nh5Cl образован Nh5OH (слабое основание) и HCl (сильная кислота). Гидролиз протекает обратимо по КАТИОНУ. Ответ: 1;

Б) сульфат калия или K2SO4 образован KOH(сильное основание) и h3SO4(сильная кислота). ГИДРОЛИЗ НЕ ПРОТЕКАЕТ. Ответ: 3;

В) карбонат натрия или Na2CO3 образован NaOH(сильное основание) и h3CO3(слабая кислота). Гидролиз протекает обратимо по АНИОНУ. Ответ: 2;

Г) сульфид алюминия или Al2S3 образован Al(OH)3 (слабое основание) и h3S (слабая кислота). Гидролиз протекает НЕОБРАТИМО ПО КАТИОНУ И АНИОНУ. Ответ: 4.

Вывод: 1324.

Рисунок 2. Условие задания 2 по гидролизу

Рисунок 2. Условие задания 2 по гидролизу

Решение

Давайте разберемся как определять среду раствора. Среда определяется ПО СИЛЬНОМУ ИОНУ.

А) Нитрит натрия или KNO2 образован KOH(сильное основание) и HNO2(слабая кислота). СРЕДА ЩЕЛОЧНАЯ. Ответ: 3.

Б) Ацетат натрия или Сh4COONa образован NaOH(сильное основание) и Ch4COOH (слабая кислота). СРЕДА ЩЕЛОЧНАЯ. Ответ: 3.

В) Хлорид аммония или Nh5Cl образован Nh5OH (слабое основание) и HCl (сильная кислота). СРЕДА КИСЛАЯ. Ответ: 2.

Г) Сульфат калия или K2SO4 образован KOH(сильное основание) и h3SO4(сильная кислота). СРЕДА НЕЙТРАЛЬНАЯ. Ответ: 1.

Вывод: 3321.

Рисунок 3. Условие задания 3 по гидролизу

Рисунок 3. Условие задания 3 по гидролизу

Решение

Для того, чтобы выполнить данное задание, необходимо вспомнить окраску индикаторов в различных средах:

Рисунок 4. Таблица индикаторов

Рисунок 4. Таблица индикаторов

Определяем среду соли (как в предыдущем примере), затем смотрим в таблицу какой цвет соответствует той или иной среде.

А) Нитрат бария или Ba(NO3)2образован Ba(OH)2 (сильное основание) и HNO3(сильная кислота. Среда НЕЙТРАЛЬНАЯ, следовательно, ФЕНОЛФТАЛЕИН БЕСЦВЕТНЫЙ, А ЛАКМУС ФИОЛЕТОВЫЙ. Ответ: 3.

Б) Хлорид железа (III) FeCl3 образован Fe(OH)3 (слабое основание) и HCl (сильная кислота). Среда КИСЛАЯ, следовательно, ФЕНОЛФТАЛЕИН БЕСЦВЕТНЫЙ, А ЛАКМУС КРАСНЫЙ. Ответ: 2.

В) Сульфат аммония или (Nh5)2SO4 образован Nh5OH (слабое основание) и h3SO4 (сильная кислота). Среда КИСЛАЯ, следовательно, ФЕНОЛФТАЛЕИН БЕСЦВЕТНЫЙ, а ЛАКМУС КРАСНЫЙ. Ответ: 2.

Г) Ацетат калия или Ch4COOK образован Ch4COOH (слабая кислота) и KOH (сильное основание). Среда ЩЕЛОЧНАЯ, следовательно, ФЕНОЛФТАЛЕИН МАЛИНОВЫЙ, А ЛАКМУС СИНИЙ. Ответ: 1.

Вывод: 3221.

В этой статье мы разобрали три вида вопросов, которые могут встретиться при решении тестов.

Если статья понравилась, то ставьте лайк и подписывайтесь на канал.

Статья про гидролиз (теоретический материал).

Всем успехов в изучении химии!

Гидролиз

Содержание:

Гидролиз

  • Гидролиз. Растворение веществ в воде часто сопровождается обменным химическим взаимодействием. Аналогичный процесс объединен в названии гидролиза 1 В общем случае гидролиз представляет собой обменную реакцию вещества с water. In в этом случае происходит смещение равновесия диссоциации воды Н20 Н# + О ’
  • Поскольку один или оба Иона связываются с ионами растворенных веществ. На практике в большинстве случаев приходится иметь дело с гидролизом солей вследствие образования других продуктов или менее растворимых продуктов с недостаточной диссоциацией. При растворении солей, образованных сильными основаниями и сильными кислотами (например, NaCl), равновесие диссоциации воды существенно не сдвигается.
Ниже рассматриваются случаи, которые особенно связаны с солью. Людмила Фирмаль

Это происходит потому, что соли с такими солями ионного Н «И ОН» не производят ионов. NaCl + HOH NaOH + HCl Немножко диссоциированное соединение только water. As в результате равновесие реакции смещается почти полностью влево. То есть гидролиз NaCl на самом деле не происходит, и раствор не содержит заметного избытка ионов H ’или OH’. Если соли сильных и слабых кислот (Ch4COONa и др.) растворяются, или наоборот (Nh5Cl и др.), то разные ситуации arise.

In в первом случае ионы H частично связаны, а во втором случае-ионы OH ’ по схеме Ch4COO ’+ NON CHsCOOH + OH’ отель NH; + хох * = * nh5oh + Н# И Ch4COOH, и Nh5OH гораздо более диссоциированы, чем вода, поэтому эти равновесия сильно смещаются влево. Поэтому гидролиз Солей по формуле ch4COONa + нон СН3СООН + Nаон хлористым аммонием nh5cl + нон nh5oh + HCI с Просто немного.Тем не менее, первый раствор содержит некоторый избыток ионов OH,а второй раствор содержит ионы H \ 2

Очевидно, что если и основание, и кислые солеобразующие вещества неадекватно связаны, то равновесие гидролиза, например ch4coonh5 + NON Ch4COOH 4-Nh5OH Вам нужно перейти дальше к right. In другими словами, гидролиз солей, образованных слабыми основаниями и слабыми кислотами, обычно больше, чем если бы только 1 из этих веществ не был достаточно диссоциирован.

Реакция среды в растворе таких солей зависит от относительной силы кислоты и основания.С такой же силой, например, как и в случае с гидролизом ch4coonh5, он может быть нейтральным.Таким образом, только нейтральная реакция раствора не доказывает, что гидролиз солей не происходит. На практике чаще всего приходится иметь дело с гидролизом солей, содержащих поливалентные и одновалентные не сильные ионы слабых компонентов (оснований или кислот).

При гидролизе таких соединений (например, CuCh и Na2CO3), как правило, образуется основная или кислотная соль соответственно: Кук!2 + HOH Cu (OH) Cl + HCl Или Cu «+ HOH Cu (OH) ‘ + H # Na2C03 + HOH NaHC03 + Na0H Или Ко? + Не Нсоз + он ‘ Кроме того, до образования свободных слабых оснований или кислот гидролиз обычно не происходит из-за накопления Н ‘или он’ — ионов в растворе соответственно.

Если основные или кислотные свойства многовалентного компонента очень слабы, то исключение составляет made.In в таких случаях гидролиз часто протекает почти до конца. Из вышеизложенного следует, что степень гидролиза (то есть она обычно выражается как отношение числа гидролизованных молекул к общему числу растворенных) в значительной степени зависит от химических свойств ионов, входящих в его состав salt.

In в большинстве случаев степень гидролиза незначительна.Так, при 0,1 Н. в растворах Ch4COONa и Nh5C1, при 25°С, она составляет около 0,01%.То есть гидролизуется только 1 молекула на 1 миллион штук.При слабых основаниях и кислотах степень гидролиза значительно возрастает-для ch4coonh5 она составляет уже около 0,5%при тех же условиях.

Степень гидролиза также значительно возрастает в случае очень слабых кислот или оснований, достигая, например, 0.1.Раствор NaCN составляет около 1,5%.Наконец, гидролиз веществ, полученных из очень слабых оснований и очень слабых кислот, часто осуществляется почти полностью. Учитывая обратимость гидролиза, равновесие этого процесса зависит от всех факторов, влияющих на равновесие реакций другого метаболизма.

Например, если растворимость полученного продукта (чаще всего в виде основной соли) низкая, oio перейдет к разложению исходной соли.1. в систему добавляют одно из веществ, образующихся в процессе реакции (обычно кислоту или щелочь). По закону массового действия можно вернуть равновесие. Напротив, по закону массового действия добавление избыточной воды, то есть разбавление раствора, приводит к тому, что гидролиз протекает более полно.

Например, при 25°С для реакции Na2C02 + HOH NaHC03-f NaOH Степень гидролиза (H), в зависимости от концентрации, выглядит следующим образом: С. мол! Л……. 0.2-0.1-0.05-0.01-0.005-0.001 Л.%,…….. 1.7 2.9 4.5 11.3 16 34 Как упоминалось ранее (§ 5), степень диссоциации воды значительно возрастает с повышением температуры(большинство других электролитов изменяются незначительно).

Поэтому при нагревании раствора концентрация н ’и он’ — ионов в растворе значительно повышается, что повышает вероятность образования плохо сформированных молекул слабых кислот или диссоциации слабых оснований. Поэтому при нагревании раствора степень гидролиза значительно повышается. Например, реакция с = 0,01 моль / л Сrcl3-fHOH СГ(он)С12 + Нсl Степень гидролиза, которая зависит от температуры, выглядит следующим образом: температура,°C. 。 。 0 25 50 75100 л,%……… 4.6 9.4 17 28 40 

Из вышеизложенного следуют общие правила замещения гидролитического равновесия. Если желательно сдвинуть его в сторону наиболее полного разложения соли, то необходимо работать при высокой температуре с разбавленным раствором. Если, наоборот, желательно, чтобы процесс гидролиза протекал как можно медленнее, используйте сильный раствор в воде. cold.

  • In в последнем случае удобно добавлять 1 из продуктов, образующихся при гидролизе (кислоту или щелочь), в раствор в избытке. Часто эти положения должны быть направлены на практикующих Химиков 7 * 8 Добавь 1) кроме водки, рассматривая другие возможные системы, гидролиз следует считать частым случаем сороризиса, то есть обменной реакцией растворенных веществ с растворителем.  

2) концентрация водородных конусов, соответствующая гидролизу солей с 1-валентными катионами и 1-валентными анионами в хорошо разбавленном растворе, может быть рассчитана по следующей приближенной формуле: Сильное основание слабое основание слабое основание слабое основание

Слабая кислота сильная кислота слабая кислота [Н -) — uxkIKh / с м-МК-KjKnoH (Н*) = Ык,-/ ехх / л давай Где Kb-продукт воды, а C-обычная концентрация соли. / SNh-константа диссоциации слабой кислоты, / Zion-слабое основание. 3) ниже сравниваются отдельные возможные случаи гидролиза алоэ (с учетом реакции раствора и природы полученного продукта).

Сравнение основано на силе кислоты, соответствующей основанию, с одной стороны, а с другой-на типе соли в соответствии с валентностью катиона и Анона. Людмила Фирмаль

I. сильное основание, слабая кислота. Реакция раствора щелочная. в зависимости от валентности катионов N-аннона могут иметь место следующие специфические случаи: а) катнон и Н Аннон оба зарабатывают деньги. Продукты гидролиза представляют собой свободную кислоту и свободное основание. Пример: Д. nacn + НАО с HCN + NaOH в нлн, IOIA, ЦН ’+ ю НСN + он’ б) Катнон одновалентен, а n-многовалентен.

i) Катнон является многовалентным, а Аннон-одновалентным. Дело обстоит относительно rare. As в результате гидролиза образуются основные соли и свободные кислоты. Однако, реакция раствора щелочная. Это происходит потому, что он содержит больше OH ’nonnon (образуется из основного основания), чем Н-nonnon (образуется сильным основанием) слабой кислоты.

Это самое типичное case. As в результате гидролиза образуются кислотные соли и свободная щелочь. Пример: Na3P04 + H, 0 Na} HP04 + NaOH или PO ’ 4 «+ HtO HTOJ + OH ’ При использовании большого количества воды гидролиз протекает частично дальше. Na2HP04 + H, 0 * = * NaH, PO4 + NaOH или HPOJ + H, 0 * = * HaPO’4 + OH ’ Перед высвобождением свободной слабой кислоты. Однако из-за накопления свободной щелочи (ионов он) в раствор не попадает.  

Пример: Ba (CN),+ H, 0 * = * HCN + Ba (OH) CN или CN ’+ H, 0 HCN + OH’ d) и катион, и Аной являются поливалентными. Этот случай практически не встречается, так как связанные с ним соединения нерастворимы в воде. II. Sla (5 оснований, сильная кислота. Реакция раствора является кислой. а)как катион, так и анион являются monovalent. As в результате гидролиза образуются свободные основания и свободные кислоты. Пример: Nh5NO,+ HaO * = * Nh5OH-f HNO, или NH * + H, 0 * = * Nh5OH + H *

б)катионы поливалентных, Anoy одновалентная-самый типичный случай. В результате гидролиза, главное солнце-это свободная кислота. Пример: А1С1Э+Н, 0 Аl (он)СL,-fHC1iln АГ * +Н, 0 * = fcA1(ОН) «+Нбольшого количества воды, гидролиз будет идти дальше и будет: А!(0Н) С12+Н, 0 A!(О), С1 Н-НС1 олько Аl(он) — + ХСО Ал(О)/ + Ч Однако из-за накопления в растворе сильных кислот (не Н) он не достигает образования свободных слабых оснований. 

в) Катнон одновалентен, а Аннон многовалентен. Очень редкий случай. в результате rhizolnolz, кислотное одиночное свободное основание formed. In в этом случае раствор содержит больше ионов H * NZ кислого Солнца (образуется сильными кислотами), чем ионов слабого основания OH’NZ. Пример: (Nh5) sS04 + HtO Nh5HS04-f Nh5OH nl Nh5 + H, O * = * Nh5OH + H# г) катной и Н Аннон — это оба polyvalent.

As в результате гидролиза образуется свободный узел основного Соло. Пример: 2CuS04 + 2Н,0 реанимации (0ч) Дж, S04 + Н, S04 или cu »+ Н, 0 CuOH * + ч * Fe,<SO «b +2HaO2Fe (0h) S04 + h3so»или Fe *» + H, 0 GE (Ong+н III. слабое основание и слабый acid. In кроме валентности катионной и Анонной, свойства продуктов, образующихся при реакции и гидролизе раствора, исчезают Также от прочности кислот и оснований.

Например, алюминиевая соль слабой уксусной кислоты гидролизуется по схеме с образованием основной соли А1 (ч COOB + Н20 а!) (OH) (Ch4COO + CHjCOOH A |(0H) (Ch4C00),+ H, 0 * = = * A!(OH), CHsCOO + CH, COOH Алюминиевые соли еще более слабой плавиковой кислоты гидролизуются до свободных оснований n-кислот. 2А!(О)С-Ф 3HaS IV. сильное основание, сильная кислота. Реакция раствора такой соли на лакмус нейтральна, так как он практически не гидролизуется.

Это включает в себя полицейских! NaCl. N’ANO), N’sso » BaClj и др. 4) поскольку в растворе солей могут образовываться несвязанные молекулы кислоты или основания, КС! Ожидается, что гидролиз (незначительный) будет происходить в Нанож и т. д on. In кроме того, концентрация H и OH полностью equal. It возможно только в том случае, если силы оснований и кислот полностью равны. Хорошую иллюстрацию выше дает рис. В-28.Показаны некоторые результаты, полученные при полностью разбавленном разведении некоторых salts.

As как видно из рисунка, Ch4COONH » почти совпадает с условием, что KS и основания равны по прочности. Дайте раствору очень слабую кислотную реакцию. 5) для моновалентного Иона и моновалентной анионной соли степень гидролиза (% ) при ее малом значении можно рассчитать по приближенной формуле: А! В SJ-f6h30 NH » Cl CHsCOONMi CH, COONa В Девять 0. 02-0.04. C, моль / л Да. Рисунок V-28.Значение рН разбавленного раствора соли 8.

Сильное основание слабая кислота Слабое основание кислота Слабое основание кислота A-KJC на 100 * Knkh a-K JC на 100• / SMON L-K JKHX на 100• * m0n Вот, кв ионное произведение воды. К нормальная концентрация соли, КНХ константа диссоциации слабых кислот, Кен слабое основание. 6) как и при диссоциации слабых электролитов, закон действия мага применим и к гидролизу.

Таким образом, равновесие гидролиза можно охарактеризовать не только степенью, но и константой гидролиза (Kr)-при расчете последней из разбавленных растворов концентрацию воды обычно считают постоянной величиной, а n входит в число констант. В простейшем случае константа закваски сыра, ионный продукт воды и константа диссоциации слабых компонентов (кислот или оснований), отношение кг = КШ / Ксмб..

Т. е. при нормальных условиях Kr = \ 0r%HKsmb. Например, для NaCN (дополнительно 3). Кг = [HCNHNaOHJ / lNaCN] =- — (HCNHOH’L / lCNI〜10〜| 4/5•I0〜, e = 2 −10 \ Его постоянная, как и в случае электролитической диссоциации, связана со степенью гидролиза (§ 5 add. 23).

При достаточно малых значениях этой степени L-VKg / C или-percentage-L-100 UKg / C из-за одновременной слабости n-основания и кислоты, это примерно так: Kg — / Sv / Kmoi * * nh n A = V «7 NLN h (% )» = * 100 V-k7-например, для Ch4COONH «Kr = 10 при нормальных условиях «и/ 2 * I0″5•2• 10 * 5-2.5-10 «»и L = 5X1 или L = 0,5%. 7) в дополнение к чисто химическим применениям, гидролиз очень важен для многих процессов живых организмов. Например, биологическая роль некоторых солей (NaHCOj и NajHPO*), входящих в состав крови, в основном

Как поддерживать постоянную концентрацию ионов водорода(то есть специфическую реакцию среды).Это делается путем смещения равновесия гидролиза в соответствии со схемой Высшим советом + Н2О h3co,+ он и НРО; ’ + Н2О; +он ’ Если в крови каким-либо образом образуются избыточные ионы Н1, последние объединяются гидроксидными ионами, восстановленное равновесие сдвигается вправо, а избыточные ионы он остаются.

Из-за этого (а также буферного эффекта белковых масс) рН крови здорового человека колеблется лишь незначительно вокруг среднего значения 7,35 (когда отклонение достигает±0,4 единиц РН, он умирает). Для желудочного сока (рН «1,5), слюны (рН» 7), желчи (РН «8), мочи (рН» 6), пота (рН «6) nt наблюдается постоянный рН, несколько ниже в нормальном состоянии организма. д. 

8) биологическое значение концентрации ионов водорода распространяется и на растительные организмы. Для наиболее успешного развития каждому виду наземных растений требуется определенная концентрация водорода-Нонона в почве. Например, картофель лучше всего растет на слегка рыхлой почве (рН-5), люцерна слабощелочная (РН = 8), а пшеница нейтральная (рН = «7).

Величина рН отдельных почв колеблется от 3 до 9, но в большинстве случаев она находится в пределах 5-7.То есть, как правило, почва имеет слабокислый характер. Напротив, слабощелочные реакции характерны для поверхностных вод Мирового океана. рН поддерживается на почти постоянном уровне 8,1-8,3 за счет карбонатного гидролиза.

Смотрите также:

Предмет химия

Готовимся к углубленному изучению химии : 5.7 Гидролиз солей

5. 7.   Гидролиз солей Гидролиз солей — это химическое взаимодействие ионов соли с ионами воды, приводящее к образованию слабого электролита. Гидролиз – процесс обратимый для большинства солей. В состоянии равновесия только небольшая часть ионов соли гидролизуется. Количественно гидролиз характеризуется степенью гидролиза (h). Степень гидролиза равна отношению числа гидролизованных молекул соли к общему числу растворенных молекул: где n – число молекул соли, подвергшихся гидролизу;   N – общее число растворенных молекул соли.  Если рассматривать соль как продукт нейтрализации основания кислотой, то можно разделить соли на четыре группы, для каждой из которых гидролиз будет протекать по-своему. 1). Гидролиз не возможен Соль, образованная сильным основанием и сильной кислотой (KBrNaClNaNO3), гидролизу подвергаться не будет, так как в этом случае слабый электролит не образуется. рН таких растворов = 7. Реакция среды остается нейтральной. 2). Гидролиз по катиону (в реакцию с водой вступает только катион) В соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой (FeCl2, NH4ClAl2(SO4)3,MgSO4) гидролизу подвергается катион: FeCl2 + HOH <=>Fe(OH)Cl + HCl
Fe2+ + 2Cl + H+ + OH <=> FeOH+ + 2Cl + 
Н+ В результате гидролиза образуется слабый электролит, ион H+ и другие ионы.                        рН раствора < 7 (раствор приобретает кислую реакцию). 3).  Гидролиз по аниону (в реакцию с водой вступает только анион) Соль, образованная сильным основанием и слабой кислотой (КClOK2SiO3Na2CO3,CH3COONa) подвергается гидролизу по аниону, в результате чего образуется слабый электролит, гидроксид-ион ОН и другие ионы. K2SiO3 + НОH <=>KHSiO3 + KОН
2K+SiO32- + Н+ ОH<=> НSiO3 + 2K+ + ОН
рН таких растворов > 7 (раствор приобретает щелочную реакцию). 4). Совместный гидролиз (в реакцию с водой вступает и катион и анион) Соль, образованная слабым основанием и слабой кислотой (СН3СООNН4(NН4)2СО3,Al2S3), гидролизуется и по катиону, и по аниону. В результате образуются малодиссоциирующие основание и кислота. рН растворов таких солей зависит от относительной силы кислоты и основания. Мерой силы кислоты и основания является константа диссоциации соответствующего реактива. Реакция среды этих растворов может быть нейтральной, слабокислой или слабощелочной:  Al2S3 + 6H2O =>2Al(OH)3↓+ 3H2S↑ Гидролиз — процесс обратимый.   Гидролиз протекает необратимо, если в результате реакции образуется нерастворимое основание и (или) летучая кислота. Алгоритм составления уравнений гидролиза солей
Ход рассуждений
1. Определяем силу электролита – основания и кислоты, которыми образована рассматриваемая соль. Помните! Гидролиз всегда протекает по слабому электролиту, сильный электролит находится в растворе в виде ионов, которые не связываются водой.
Слабые -CH3COOH,H2CO3,H2S, HClO, HClO2 Средней силы -H3PO4 Сильные — НСl, HBr, HI, НNО3, НСlO4, Н2SO4 Слабые – все нерастворимые в воде основания иNH4OH Сильные – щёлочи (искл.   NH4OH)
Na2CO3 – карбонат натрия, соль образованная сильным основанием (NaOH) и слабой кислотой (H2CO3)
2. Записываем диссоциацию соли в водном растворе, определяем ион слабого электролита, входящий в состав соли: 2Na+ + CO32- + H+OH ↔ Это гидролиз по аниону От слабого электролита в соли присутствует анион CO32- , он будет связываться молекулами воды в слабый электролит – происходит гидролиз по аниону.
3. Записываем полное ионное уравнение гидролиза – ион слабого электролита связывается молекулами воды 2Na+ + CO32- + H+OH ↔ (HCO3) + 2Na+ + OH В продуктах реакции присутствуют ионы ОН, следовательно, среда щелочная pH>7
4. Записываем молекулярное гидролиза Na2CO3 + HOH ↔ NaHCO3 + NaOH
1.     Определить, какие соли из перечисленных подвергаются гидролизу, какие из них по катиону, какие по аниону, какие и по катиону, ти по аниону. 
NaCl, KI, Rb2SO4, Ba(ClO4)2, K2CO3, KCN, K2SO3, FeCl3, NH4Cl, CuCl2, (NH4)2CO3

Решение: 
Гидролиз по катиону не идет, если катион образует сильное основание (щелочь). 
Это: щелочные, щелочноземельные металлы, серебро. 
Li+, Na+, K+, Rb+, Cs+, Ca2+, Sr2+, Ba2+, Ag+

Гидролиз по аниону не идет, если анион — кислотный остаток сильной кислоты. 
Это: галогеноводороды (кроме HF), серная, азотная, хлорная кислоты.  
HCl, HBr, HI, H2SO4, HNO3, HClO4

Отсюда: 
1. Соли NaCl, KI, Rb2SO4, Ba(ClO4)2, образованы сильной кислотой и сильным основанием. Не гидролизуются. 
2. Соли K2CO3, KCN, K2SO3, образованы сильным основанием и слабыми кислотами. Гидролиз по аниону. 
3. Соли FeCl3, NH4Cl, CuCl2, образованы слабым (малорастворимым) основанием и сильной кислотой. Гидролиз по катиону. 
4. (NH4)2CO3. Образован слабым основанием и слабой кислотой. Гидролиз по катиону и аниону. 

_____________________________________________________________ 2.     Установите соответствие между названием соли и отношением ее к гидролизу.
ФОРМУЛА СОЛИ
А) (Nh5)2CO3
Б) Nh5Cl
В) Na2CO3
Г) NaNO2
ТИП ГИДРОЛИЗА
1)по катиону
2) по аниону
3)по катиону и аниону
 
 Используя полученные знания о гидролизе солей, приходим к выводу: А – 3; Б – 1;В – 2; Г – 2 _____________________________________________________________ 3.      Укажите реакцию среды в растворе соли Li2CO3. Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза. Напомню, что гидролиз солей – это реакция обменного взаимодействия соли с водой. Соль карбонат лития (Li2CO3)образована сильным основанием – гидроксидом лития (LiOH) и слабой кислотой – угольной (H2CO3), следовательно, гидролиз идет по аниону. Так, как анион двухзаряден, гидролиз протекает в две стадии (ступени). Запишем  уравнения гидролиза соли карбоната лития (Li2CO3): Уравнения гидролиза соли по первой ступени:
Уравнения гидролиза соли по второй ступени (гидролиз протекает в меньшей степени):
В растворе появляется избыток ионов ОН, среда щелочная, pH>7. _____________________________________________________________ 4.     Определите, какие из солей подвергаются гидролизу (Na3PO4, ZnSO4, RbCl)? Cоставьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения реакций гидролиза солей. Укажите реакцию среды. Какое значение рН имеют растворы этих солей?  Соль ортофосфат натрия ( Na3PO4 образована сильным основанием NaOH и слабой кислотой H3PO4. Следовательно, гидролиз этой соли протекает по аниону соли. При растворении в воде Na3PO4 диссоциирует В данном случае ионы PO43-  связывают катион H+, образуя ион HPO42- . Ионно-молекулярное уравнение гидролиза PO43- + H2O⇌ HPO42-  + OH. Уравнение гидролиза в молекулярной форме Na3PO4 + H2O⇌Na2HPO4 + NaOH. Практически гидролиз соли ограничивается первой ступенью с образованием кислой соли (в данном случае Na2HPO4). Избыток ионов OH в растворе обусловливает щелочную реакцию среды  в растворе (pН>7). Соль сульфат цинка (ZnSO4) образована слабым основанием Zn(OH)2 и сильной кислотой H2SO4. Гидролиз этой соли протекает по катиону соли. При растворении в воде ZnSO4 диссоциирует В данном случае ионы Zn2+ соединяются с ионами OH, образуя гидроксоионы  ZnOH+. Гидролиз соли ограничивается первой ступенью, и образование молекулы Zn(OH)2 не происходит. Ионно-молекулярное уравнение имеет вид Zn2+ + HOH⇌ZnOH++ H+. В данном случае продуктами гидролиза являются  основная соль и кислота. Уравнение гидролиза в молекулярной форме записывается следующим образом 2ZnSO4+ 2H2O⇌ (ZnOH)2SO4+ H2SO4 . Избыток ионов H+ в растворе обусловливает кислую реакцию среды в растворе (рН<7). Cоль RbCl образована сильным основанием RbOH и сильной кислотой HCl. Эта соль не подвергается гидролизу, т.к. единственным малодиссоциирующим соединением является H2O. Раствор соли имеет нейтральную среду (рН=7). ____________________________________________________________ ЗАДАНИЯ  ДЛЯ  САМОСТОЯТЕЛЬНОГО РЕШЕНИЯ 1. Запишите уравнения гидролиза солей и определите среду водных растворов (рН) и тип гидролиза:
Na2SiO, AlCl3, K2S. 2. Составьте уравнения гидролиза солей, определите тип гидролиза и среду  раствора:
Сульфита калия, хлорида натрия, бромида железа (III) 3. Составьте уравнения гидролиза, определите тип гидролиза и среду водного раствора соли для следующих веществ:
Сульфид Калия — K2S,  Бромид алюминия — AlBr3,  Хлорид лития – LiCl, Фосфат натрия — Na3PO4,  Сульфат калия — K2SO4,  Хлорид цинка — ZnCl2, Сульфит натрия — Na2SO3,  Cульфат аммония — (NH4)2SO4,  Бромид бария — BaBr2 . 4. Установить соответствие между названием соли и типом гидролиза её в водном растворе
Название соли Тип гидролиза
1) Нитрат меди (II)
2) Карбонат аммония
3) Хлорид железа (II) В) по катиону и аниону
4) Силикат калия
5.      Даны соли: Заполните следующую таблицу: 6.     Изменится ли окраска фенолфталеина в растворе соли K2S? Составьте молекулярное и ионное уравнения гидролиза этой соли. 7.     В одну пробирку налили раствор щелочи, в другую – раствор кислоты, в третью – раствор хлорида натрия. Как с помощью индикатора лакмуса определить, в какой из пробирок находится кислота, щелочь и хлорид натрия? Ответ объясните. 8.     В одну пробирку налили раствор Na2CO3, в другую – раствор CuBr2. Почему при добавлении фенолфталеина малиновую окраску имеет только один раствор.  Составьте молекулярные и ионные уравнения гидролиза этих солей.

9.     Составьте молекулярные и ионные уравнения гидролиза солей

. Растворы каких солей имеют рН< 7.

10.                       Составьте молекулярные и ионные уравнения гидролиза солей

Какова значение рН (больше или меньше 7) в растворах каждой из этих солей. В растворах каких солей лакмус имеет синий цвет?

ВИДЕО ОПЫТ


1.     Между какими ионами в водном растворе нет химического взаимодействия:
а) все ответы верны б) CO32-    и   H+
2.     Какие уравнения реакций, схемы которых приведены ниже, описываются одинаковым сокращенным ионным уравнением:
3.     Какое сокращенное ионное уравнение отвечает взаимодействию водных растворов гидрокарбоната калия и гидрокарбоната калия:
а)CO32-  + 2H+ → H2O  + CO2 б) HCO3 + OH—  → CO32- + H2O
г)KHCO3 + OH → K+ + CO32- +H2O
4.      Какие пары ионов, формулы которых приведены ниже, можно использовать при составлении молекулярных уравнений, которым отвечает сокращенное ионное СО32-  + 2Н+ → Н2О + СО2:
5.     В какой реакции из приведенных ниже ионных схем выделяется газ:
в) НСО3  + ОН  → г) Са2+  + СО32-
6.     Каким реактивом можно различить растворы карбоната калия и хлорида калия:
7.      Нейтрализация какой кислоты и основания отражается сокращенным ионным уравнением  Ме(ОН)х + хН+ → Мех+ + хН2О:
а) сильная кислота и сильное основание б) слабая кислота и сильное основание
в) слабое основание и сильная кислота г) оба электролита слабые
8.     С каким веществом сульфид калия реагирует согласно сокращенному ионному уравнению S2-  + Cu2+ → CuS↓:
9.     Взаимодействие каких веществ описывается сокращенным ионным уравнением СО32- + 2Н+ → Н2О+ СО2:
а) BaCO3   и  CH3COOH
в) (NH4)2CO3  и   HNO3 г) NaHCO3  и   H2SO4
10.                         В водных растворах каких солей лакмус красный:

Ответы:


2- и Кh5+/Кh4 сопряжены. кислотно-основные пары. конж. Основание кислоты получают удалением Н+ из кислоты. конж. Кислота основания получается добавлением и H+ к основанию. 16,24 (16,26 в 11-м изд., 16,24 в 10-м изд.) — Кислотно-основная сила: Когда вы думаете об относительных силах кислот и оснований и кислотно-основные реакции, вы должны думать о них как о соревновании за ион Н+. Вещество, которое легко отдает протон h3O, считается и кислоты в водном растворе. Вещество, которое принимает и H+ от вода считается основанием.И Nh4, и h3O амфотерны (имеют Атомы Н, которые могут быть отданы в виде ионов Н+ и, таким образом, действуют как кислоты и неподеленные пары электронов, которые могут принимать H+ и, таким образом, действовать как основания). Таким образом, либо Nh4, либо h3O могут действовать как кислота или основание. Когда примешивается Nh4 h3O существует конкуренция за протон. Поскольку Nh4 действует как основания в h3O он принимает протон от h3O (а h3O отдает Н+). Таким образом, Nh4 имеет более сильную тенденцию принимать H+, чем h3O (иначе h3O принял бы протон и стал бы основанием и Nh4 будет действовать как кислота, но мы знаем, что в h3O это основание). 16.28 (16.30 в 11 изд., 16.28 в 10 изд.) — Автоионизация h3O: Есть 2 способа записать автоионизацию h3O. 2 ч3О ч4О+ + ОН- или h3O Н+ + ОН- Второе уравнение — это просто сокращенный способ записи первого уравнения. Н+ и h4O+ используются взаимозаменяемо для обозначения гидратированного протона. Kв = [Н+] [ОН-] h3O не отображается в Kw, так как h3O — чистая жидкость (всего лишь минутное количества ионизированной воды) и ее конц. считается постоянным. 16.42 (16.44 в 11 изд., 16.42 в 10-м изд.) — Сильные основания: Сильное основание полностью диссоциирует. Для всех ионных соединений, когда они растворяют то количество, которое полностью диссоциирует. Группа Гидроксиды 1А и 2А хорошо растворимы (кроме Mg(OH)2) и полностью диссоциировать. Mg(OH)2 плохо растворим по сравнению с другой группой 2A. гидроксиды, так что вы не можете получить очень конц. растворы ОН-. Однако, какое бы количество ни растворялось, оно полностью диссоциирует, так что оно все еще считается сильной основой (хотя нельзя получить концентрированный раствор ОН-). -, Ch4- (соед.основания углеводородов), Ch4O- (союз оснований спиртов), с которыми вы можете столкнуться. Все остальные основания считаются слабыми основаниями не потому, что они не растворяются (делают), а потому полностью не ионизируются. Одним из примеров является Nh4. Когда вы решаете 1 М Nh4, все Nh4 не реагирует с h3O с образованием 1 M OH-. Вы получаете конц. OH-, что меньше, чем у Nh4 (сколько образуется OH-, зависит определяется путем установления равновесия, ICE, таблицы для Nh4). Большая часть хода Nh4 остается без ответа.Nh4 + h3O Nh5+ + OH- Для 1 М NaOH вы получите 1 М ОН, потому что весь NaOH диссоциирует. NaOH(т) + h3O(ж) ==> Na+(водн.) + OH-(водн.) Когда NaOH растворяется, у вас нет «молекул» NaOH в растворе. Вы получаете ионы, а не «молекулы» NaOH. Таким образом, 1 моль NaOH дает 1 моль Na+ и 1 моль OH-. Как описано выше, 1 моль Nh4 НЕ производит 1 моль Nh5+ и 1 моль OH-, потому что Nh4 является слабым основанием и полностью не реагирует с Н3О.

4.

Сильные и слабые основания

На этой странице объясняются термины сильные и слабые применительно к основаниям. В рамках этого он определяет и объясняет K b и pK b . Обычный способ сравнения силы оснований состоит в том, чтобы посмотреть, насколько легко они образуют ионы гидроксида в растворе. Это может быть связано с тем, что они уже содержат ионы гидроксида, или потому, что они берут ионы водорода из молекул воды для образования ионов гидроксида.

Сильные основания

Сильное основание — это что-то вроде гидроксида натрия или гидроксида калия, которое является полностью ионным.Вы можете думать о соединении как о 100% разделенном на ионы металла и ионы гидроксида в растворе.

Каждый моль гидроксида натрия при растворении дает один моль гидроксид-ионов в растворе.

Некоторые сильные основания, такие как гидроксид кальция, плохо растворяются в воде. Это не имеет значения — то, что растворяется, все равно на 100% ионизируется в ионы кальция и ионы гидроксида. +]\]

Поскольку рН является мерой концентрации ионов водорода, как раствор, содержащий ионы гидроксида, может иметь рН? Чтобы это понять, нужно знать об ионном произведении для воды.-_{(водн.)}\]

В присутствии дополнительных гидроксид-ионов, скажем, из гидроксида натрия, равновесие все еще существует, но положение равновесия сдвинуто значительно влево в соответствии с принципом Ле Шателье. Ионов водорода будет гораздо меньше, чем в чистой воде, но ионы водорода все же будут присутствовать. pH является мерой их концентрации.

Краткое описание метода определения рН сильного основания

  • Определите концентрацию гидроксид-ионов.
  • Используйте K w для расчета концентрации ионов водорода.
  • Преобразуйте концентрацию ионов водорода в pH.

Пример 1

Чему равно значение pH 0,500 моль дм -3 раствора едкого натра:?

Раствор

Поскольку гидроксид натрия является полностью ионным, каждый его моль дает такое же количество молей гидроксид-ионов в растворе.

[ОН ] = 0,500 моль дм -3

Теперь вы используете значение K w при температуре вашего раствора.Обычно вы принимаете это как 1,00 x 10 -14 моль 2 дм -6 .

[H + ] [OH ] = 1,00 x 10 -14

Это верно независимо от того, чистая вода или нет. В этом случае мы имеем значение концентрации ионов гидроксида. Подстановка дает:

+ ] х 0,500 = 1,00 х 10 -14

Если вы решите это для [H + ], а затем преобразуете его в pH, вы получите pH 13.-_{(водн.)}\]

Однако реакция обратима, и в любой момент времени около 99% аммиака все еще присутствует в виде молекул аммиака. Только около 1% фактически произвели гидроксид-ионы. Слабое основание – это такое основание, которое не полностью превращается в гидроксид-ионы в растворе. При взаимодействии слабого основания с водой положение равновесия меняется от основания к основанию. Чем он левее, тем слабее основание.

Вы можете получить меру положения равновесия, записав константу равновесия для реакции.-]}{[Б:]}\]

Соотношение между K b и pK b точно такое же, как и у всех остальных терминов «p» в этой теме:

\[pK_b = -\log_{10} K_b\]

В таблице показаны некоторые значения \(K_b\) и \(pK_b\) для некоторых слабых оснований.

база К б (моль дм -3 ) ПК б
C 6 H 5 NH 2 4.17 х 10 -10 9,38
НХ 3 1,78 x 10 -5 4,75
CH 3 NH 2 4,37 x 10 -4 3,36
CH 3 CH 2 NH 2 5,37 x 10 -4 3,27

По мере продвижения вниз по таблице значение K b увеличивается. Это означает, что базы становятся сильнее. По мере того, как K b становится больше, pK b становится меньше. Чем ниже значение pK b , тем прочнее основание. Это точно соответствует соответствующему термину для кислот pK a — чем меньше значение, тем сильнее кислота.

Авторы и авторство

Кh5+ сильная или слабая кислота?

Nh5+ — сильная или слабая кислота?

Nh4 и Nh5+ представляют собой слабых оснований и кислот, которые могут быть относительно «около середины» по шкале, показывающей относительную силу кислот и оснований.

Является ли аммоний слабой кислотой?

— В этой реакции ион аммония ведет себя как сопряженная кислота Nh4, а сопряженные кислоты образуются, когда кислота отдает свой протон в основном H+ основанию. … -Аммиак является слабым основанием, реагирующим с соляной кислотой, сильной кислотой, с образованием иона аммония, который является конъюгатом слабой кислоты .

Почему аммоний является слабой кислотой?

Кроме того, ион аммония действует как слабая кислота в водных растворах , поскольку он распадается в воде с образованием аммиака и иона водорода .Следовательно, хотя аммиак в основном считается слабым основанием, он также может действовать как слабая кислота в водных растворах.

Является ли аммоний сильным или слабым электролитом?

Аммиак, Nh4, является слабым электролитом . Он образует ионы в растворе, реагируя с молекулами воды с образованием иона аммония и иона гидроксида.

Какое основание самое слабое?

Бензенамин является самым слабым основанием среди следующих, так как делокализация неподеленной пары электронов в нем невозможна, из-за чего электронная плотность на молекуле довольно низка, и соединение действует как слабое основание в присутствии кислота.

Является ли ион аммония сильным или слабым основанием?

Эмпирическое правило, которое я прочитал, заключалось в том, что сильная кислота имеет слабый сопряженный аналог. Например, сильная кислота имеет слабое сопряженное основание. Аммоний – сильная или слабая кислота? Аммиак сильное или слабое основание? Есть ли что-то в эмпирическом правиле, о котором я упоминал? И аммиак является слабым основанием, и ион аммония является слабой кислотой.

Какая кислота является сильной сопряженной кислотой аммиака?

Аммоний, N H X 4 X +, представляет собой сопряженную кислоту аммиака, N H X 3.Я искал в Интернете, и так много разных ответов всплывает. Эмпирическое правило, которое я прочитал, заключалось в том, что у сильной кислоты есть слабый сопряженный аналог. Например, сильная кислота имеет слабое сопряженное основание. Аммоний – сильная или слабая кислота? Аммиак сильное или слабое основание?

Что является сильным основанием хлорида аммония или Nh5Cl?

Nh5 +, также называемый ионом аммония, представляет собой сильную сопряженную кислоту аммиака, а ион хлорида (Cl-) представляет собой слабое сопряженное основание хлористого водорода. Вот понятие сильного и слабого сопряженного основания: Сильная кислота всегда образует слабое сопряженное основание. Сильное основание всегда образует слабую сопряженную кислоту.

Что является слабым основанием, гидроксидом аммония или уксусной кислотой?

Уксусная кислота — слабая кислота, гидроксид аммония — слабое основание, ацетат аммония — растворимая соль. Что из нижеследующего является кратным ионным уравнением реакции? спросилв химииот Rebel

⇐ Является ли аппетит желанием есть? Как называется банка пива на 16 унций? ⇒
Похожие сообщения:

Типы и силы кислот и оснований в ионном равновесии | Maverick Puah Химия Гуру

Согласно теории простыней бронштейны кислоты и основания,

кислота представляет собой протон , H4O + или H + донор

— A Base Proton , h4O+ или H+ акцептор

Сила кислоты или основания зависит от степени диссоциации в растворе:

сильная кислота или основание полностью диссоциированы

— кислота слабая или основание частично диссоциированное

Таким образом, у нас будет 4 возможных типа кислот и оснований:

1. Слабая кислота

2. Сильная кислота

3. Слабое основание

4. Сильное основание

Кроме того, каждая из этих кислот и оснований будет диссоциировать в растворе с образованием различных частиц.

Ch4COOH — слабая кислота, которая частично диссоциирует в растворе (как показано обратимой стрелкой) с образованием ионов H+ и Ch4COO-.

Поскольку это обратимый процесс, Ch4COO- может принять H+ с образованием обратного Ch4COOH.

Поэтому природа Ch4COO- является основной, и мы называем Ch4COO- сопряженным основанием Ch4COOH.

HCl является сильной кислотой и полностью диссоциирует (как указано сплошной стрелкой) в растворе с образованием ионов H+ и Cl-.

Поскольку это необратимый процесс, Cl- не склонен принимать H+ и снова образовывать HCl.

Поэтому природа Cl- нейтральна.

Nh4 является слабым основанием и частично диссоциирует в растворе (как указано обратимой стрелкой) с образованием ионов OH- и Nh5+.

Так как это обратимый процесс, Nh5+ может пожертвовать H+, чтобы сформировать обратно Nh4.

Поэтому природа Nh5+ является кислой, и мы называем Nh5+ сопряженной кислотой Nh4.

NaOH является сильным основанием и полностью диссоциирует (как указано сплошной стрелкой) в растворе с образованием ионов OH- и Na+.

Поскольку это необратимый процесс, Na+ не имеет тенденции отдавать H+ и обратно образовывать NaOH.

Следовательно, природа Na+ нейтральна.

Итак, таким образом:

слабая кислота будет диссоциировать для получения сопряженного основания

слабая основание будет диссоциировать для получения сопряженного кислоты

Сильная кислота будет диссоциировать, чтобы дать нейтраль ион

сильное основание диссоциирует с образованием нейтрального иона

Эти концепции фундаментальны и очень важны в ионном равновесии.

Посмотрите этот видеоурок, чтобы узнать больше о кислотах и ​​основаниях и их диссоциации в растворе!

Тема: Ionic Equilibria, Physical Chemistry, JC, h3, A Level Chemistry, Сингапур

Вы также можете просмотреть этот видеоурок со скриншотами и подробным объяснением на https://chemistryguru. com.sg/bronsted-acids-and- bases-types-and-strength

Посмотрите следующие видеоуроки:
Видео по физической химии на https://chemistryguru.com.sg/a-level-physical-chemistry-video-lessons
Видео по химии уровня A на https://chemistryguru.com.sg/a-level-chemistry-video-lessons

Если вы ищете обучение по химии h3, сделайте подумайте о том, чтобы взять мои уроки в Бишане. Более подробная информация на сайте https://chemistryguru.com.sg/

Конспекты лекций Джона Штрауба

Конспекты лекций Джона Штрауба

Титрование СЛАБОГО основания СИЛЬНОЙ кислотой


Наблюдается, что рН исходного раствора слабого основания демонстрирует хорошо структурированный переход, поскольку сильная кислота «титруется» для нейтрализации, а затем подкисления раствора.

Состав: гидроксид натрия, аммиак.

Процедура: Ниже приводится полный рецепт.

1. Приготовить 0,0100 М водный раствор аммиака.

2. Приготовить 0,100 М водный раствор хлористоводородной кислоты.

3. Оттитровать 200,0 мл раствора аммиака раствором соляной кислоты.

4. Наблюдайте за изменением pH.

Понимание: Химия титрования слабого основания, аммиака, сильной кислотой, хлористым водородом, улавливается реакцией нейтрализации.

NH 3 (водн.) + HCl (водн.) → NH 4 Cl (водн.) + H 2 O (ж)

Так как суть реакции

основание + кислота → соль + вода

Суммарное ионное уравнение реакции нейтрализации слабого основания, титруемого сильной кислотой, можно записать

NH 3 (водн.) + H + (водн.) → NH 4 + (водн.)

В этом случае аммиак представляет собой основание Льюиса, которое отдает свою неподеленную пару электронов протону, который действует как кислота Льюиса.В результате образуется ион аммония, который представляет собой сопряженную кислоту с основанием аммиака .

Режим «чистого» слабого основания

В начале титрования раствор наблюдают как щелочной, с рН более 9. Преобладающими частицами в растворе являются аммиак и вода. Равновесие, определяющее рН раствора, равно

NH 3 (водн.) + H 2 O(ж) → NH 4 + (водн.) + OH (водн.)

При добавлении к раствору сильной кислоты рН быстро падает, так как концентрация слабого основания снижается при титровании.

Режим «точка полуэквивалентности» и БУФЕРНЫЕ растворы

За этим начальным падением pH следует область относительно небольшого изменения pH около точки полуэквивалентности 90 400 90 401 — точки, в которой эквиваленты кислоты, добавленные к раствору, равны 90 400 эквивалентам половины 90 401 эквивалентов слабого основания. изначально присутствует в растворе. В точке полуэквивалентности концентрация слабого основания равна концентрации его сопряженной кислоты . В области точки полуэквивалентности концентрации слабого основания и сопряженной с ним кислоты близки.

доминирующих частиц в растворе – это аммиак, ион аммония и вода. Равновесие, определяющее рН раствора, равно

NH 3 (водн.) + H 2 O(ж) → NH 4 + (водн.) + OH (водн.)

Мы знаем, что если мы добавим сильную кислоту в чистую воду , произойдет резкое изменение pH из-за избытка сильной кислоты.Как получается, что при добавлении сильной кислоты к раствору слабого основания и его сопряженной кислоты в примерно равных концентрациях рН изменяется очень мало? Этот замечательный эффект можно понять с помощью принципа Ле Шателье.

Когда сильная кислота добавляется к раствору слабого основания и его сопряженной слабой кислоты, сильная кислота немедленно превращается в слабую кислоту посредством реакции нейтрализации.

NH 3 (водн. ) + H 3 O + (водн.) → NH 4 + (водн.) + H 2 O(ж)

Добавление дополнительного количества слабой кислоты не окажет существенного влияния на рН раствора, и рН меняется очень мало.Такой же эффект возникает, если в раствор добавить сильное основание . Сильное основание превращается в слабое основание посредством реакции нейтрализации.

NH 4 + (водн.) + OH (водн.) → NH 3 (водн.) + H 2 O(ж)

Таким образом, по принципу Ле Шателье мы можем видеть, что стресс от добавления к раствору сильной кислоты поглощается сдвигом равновесия вправо на .

NH 3 (водн.) + H 2 O(ж) → NH 4 + (водн.) + OH (водн.)

Повышенная концентрация слабой кислоты не изменяет существенно рН раствора, и мы говорим, что рН забуферен . Точно так же стресс от добавления в раствор сильного основания поглощается сдвигом равновесия влево на 90–400°.

NH 3 (водн.) + H 2 O(л) ← NH 4 + (водн.) + OH (водн.)

Небольшое увеличение концентрации слабого основания приводит к относительно небольшому изменению pH раствора, защищая раствор от значительного увеличения pH. По этой причине раствор слабого основания, сопряженной слабой кислоты и воды известен как буферный раствор .

Обратите внимание, что расчет рН буферного раствора идентичен расчету рН раствора чистого слабого основания, с той лишь разницей, что в случае буферного раствора имеется начальная концентрация слабого основания и его сопряженная кислота. Однако механика расчета идентична!

Режим «точки эквивалентности» и ГИДРОЛИЗ

По мере продолжения титрования после точки полуэквивалентности оставшееся слабое основание истощается, и емкость буферного раствора истощается. При приближении к точке эквивалентности наблюдается сильное падение рН раствора. Слабых оснований, способных поглотить добавленную сильную кислоту, мало или совсем нет, а буферная емкость раствора превышена.

В точке эквивалентности количество эквивалентов сильной кислоты, добавленной во время титрования, равно , что в точности равно количеству эквивалентов слабого основания, изначально находящегося в растворе. Слабое основание при титровании полностью превращается в сопряженную с ним слабую кислоту.В точке эквивалентности доминирующих частиц в растворе представляют собой ион аммония и воду. Равновесие, определяющее рН раствора, представляет собой гидролиз иона аммония.

NH 4 + (водн.) + H 2 O(л) → NH 3 (водн.) + H 3 O + (водн.)

рН раствора наблюдают как кислый, с рН менее 7.

Режим избытка сильной кислоты

По мере продолжения титрования к раствору добавляют дополнительную сильную кислоту выше точки эквивалентности. рН раствора резко падает, когда бюретка становится 90 400 краном 90 401 ионов водорода, которые больше не поглощаются слабым основанием. доминирующих частиц в растворе — это ион водорода. Равновесие, которое определяет рН, — это равновесие избытка сильной кислоты.

HCl(водн.) + H 2 O(л) → H 3 O + (водн.) + Cl (водн.)

Раствор сильно кислый, рН менее 2.

Изучение химии растворов кислот и оснований

Вопрос: При титровании слабой кислоты, уксусной кислоты, сильным основанием, гидроксидом натрия, имеется богатая демонстрация химии, которая представляет все интересные режимы кислотно-основного равновесия — слабая кислота/основание, буфер, гидролиз и сильное основание/. кислота.

Рассмотрим титрование 50,00 мл 0,2000 М раствора уксусной кислоты 0,2000 М раствором гидроксида натрия. K a = 1,8 x 10 -5 для уксусной кислоты при 25°С.

Для области I, области II, области III и области V определите (1) преобладающие частицы в растворе, (2) химическое равновесие (или избыточные частицы), определяющее рН в этой области, и (3) константу равновесия.

Добавить комментарий

Ваш адрес email не будет опубликован.

2015-2019 © Игровая комната «Волшебный лес», Челябинск
тел.:+7 351 724-05-51, +7 351 777-22-55 игровая комната челябинск, праздник детям челябинск