65. Гидролиз солей.

-разложение солей под действием воды.

С точки зрения теории электрической диссоциации, кислота – вещ-во, кот-е в водном раст-ре отщепляет только 1-н вид катионов – Н⁺. Н_nA«nH⁺+A^n-.Основание – такое вещ-во,кот-е в водном р-ре отщепляет только 1-н вид анионов – анионы гидроксила. Me(OH)p «Me^p++pOH^- - нейтрализация. Наряду с кислотами и основ-ми сущ-ют амфолиты – вещ-ва, кот-е в зависимости от величины РН могут дисс-ть или по схеме кис-ты или по схеме основ-я. Zn(OH)2, Cr(OH)3.. Zn(OH)2«Zn²⁺ +2OH^-«H2ZnO2«2H⁺+ZnO₂^2- Гидролиз – реакция обратная р-ции нейтрализации. Если ра-ряем соль в воде, то соль диссоц-т на ионы (катион и анион), но одновременно вода диссоц-т на катион водорода и ОН^-. Ионы соли могут связываться с Н⁺ и ОН^-. Если степень связанности Н⁺ с ионами соли будет >, чем ОН^-, то р-р соли перейдет в щелочную реакцию, если будут > связаны ОН^-, то в кислую р-ю.

Примеры гидролиза.

1) соль слабой к-ты и сильного основ-я.

CH3COONa«CH3COO^-+Na⁺

H20« Н⁺+ OH^- _

CH3COONa+ H20® CH3COOH+NaOH

Раствор соли, образов-й слабой кисло-й и силь-м основанием имеет РН>7

Константа гидролиза К_Г – это константа равновесия реакции гидролиза.

Кв

К_Г = Кв/К_Д[CH3COOH]

К_Г = [CH3COOH] [OH^-]/[CH3COO^-] [H20] К_Г = [CH3COOH] [OH] [H⁺]/[CH3COO^-] [H⁺]

К_{Д CH3COOH} =[CH3COOH^-] [H⁺]/[CH3COOH]

2) соль слабой 2-х – основной кислоты и сильного основания.

1 ступень: Na2CO3+H20=NaHCO3+NaOH 2 ступень: NaHCO3 +H20= NaOH+H2CO3

{ионный вид} РН>7 {ионный вид} PH>7

3) cоль сильной к-ты и слабого основания

NH4Cl+H20=HCL+NH4OH PH>7

4)соль сильной к-ты и слаб многоатомного основ-я Al₂CO₃®AlOHCl2®Al(OH)2Cl®Al(0H)3

5) соль сильной к-ты и силь. основ-я

KNO3+H2O=KOH+HNO3 Гидролизу не подвергается.Р-р такой соли имеет нейтральную р-цию. РН=7

6) соль слаб к-ты и слаб основ-я CH3COONH4+H20=CH3COOH+NH4OH

К_Г = Кв/К_{Д CH3COOH}К_{Д NH4OH} Если к-та сильнее основания , то р-р имеет кислую р-цию, если основ-е сильнее, то щелоч-ю реакц-ю

7 ) соль очень слаб к-ты и очень слаб основ-я Al2S3+6H20=2Al(OH)3¯+3H2S2­. Соль подвергается полному гидролитическому разложению.

Степень гидролиза h=число гидролизов молей соли / общ число растворен-х молей соли *100%. h увеличив-я с ростом t° и с ростом разбавления. h­ при t­ т.к. Кв­ с ростом ­

SbCl3+2H20«¯Sb(OH)2Cl+2HCl РН>7 Р-ры многих солей во избежание гидролиза можно хранить в подкисленном или в подщелочном виде.

68)Медно-цинковый гальванический элемент. Процессы на электродах. Эдс, как алгебраическая сумма скачков потенциалов. Медно-цинковый гальванический элемент – элемент Якоби-Даниэля.

{Рисунок} При разомкнутой внешней цепи электроды приобретают равновесные потенциалы, которые отличаются и по знаку и по велечине.

Ме+mH₂O <-> Meⁿ⁺ + nH₂O + nē (1)

Замыкаем внешнюю цепь на сопротивление. ē – ы идут от Zn k Cu. Равновесие (1) на Zn-ом электроде нарушилось. Для того, чтобы равновесие восстановилось, Zn-ый электрод начинает расстворяться, пополняя убыль ūé żėåźņšīä ķą÷čķąåņ šąńńņāīš˙ņüń˙, ļīļīėķ˙˙ óį-му электроду восстанавливают его. В рез-те этого процесс равновесия (1) тоже нарушается. Чтобы равновесие восстановилось, из глубины рас-ра к Cu поступают новые порции катионов меди:

1. (-) Zn-> Zn²⁺ + 2 ē (окислитель)

2. (+) Cu²⁺+ 2 ē->Сг⁰

• Zn+Cu²⁺<->Zn²⁺+Cu⁰

Zn+CuSO₄<->ZnSO₄+Cu

Поскольку в левом отделении увеличивается концетрация катионов Zn, в этом отделении будет наблудаться недостаток анионов SO₄. В правом отделении за счет ухода катионов меди наблюдается избыток анионов SO₄. Избыточные анионы SO₄ через пористую перегородку проходят в левуюб часть. Цепь замыкается.

Гальванический элемент – это любое устройство, позволяющее получить электрический ток за счет проведения в этом устройстве химической реакции. Гальваническая цепь – это последовательная совокупнорсть скачков потенциалов на границах раздела фаз. Причиной возникновения эл. тока является разность потенциалов на электродах. MAX разность потенциалов, отвечающая обратимому протеканию процесса называется ЭДС элемента, E.

φ₄

(-) Zn ¦ZnSO₄¦CuSO₄ ¦Cu (+)

φ₁ φ₂ φ₃

E= φ₁ + φ₂ + φ₃ + φ₄ (алгебраическая сумма скачков потенциалов на границе раздела фаз)

В электрохимии почти 100 лет шел спор о том, какие скачки потенциала определяют велечину ЭДС. Физики: φ₄ –основная роль. Химики: φ₁ и ?₃ т.к. на велечину ЭДС влияет езменение концетрации электролитов. В 1954г. было доказано,