химический каталог




Составление химических уравнений

Автор А.А.Кудрявцев

нования, то в результате гидролиза образуются кислая соль и основание или основная соль и кислота. Например:

к2со3 + н2о z кнсо3 + кон СнС12 + н2о 2: CUOHCI -f- Hci

Соли слабых многовалентных оснований подвергаются ступенчатому гидролизу:

FeCl3 + НяО ^ Fe(OH)Cl2 -f- НС1 Fe(OH)Cl2 + Н20 ^ Fe(OH)2Cl + НС1 Fe(OH)2Cl + Н20 J: Fe(OH)3 + HCI

Гидролиз галогенангидридов (РС13, РС15, PBr3, S02C12 и др.)

часто практически идет до конца с образованием двух кислот:

галогеноводородной и кислородсодержащей. Например, трехбромистый фосфор и хлористый сульфурил гидролизуются следующим

образом: pQ^ + mfi _^ ЗЩг +

S02C12 + 2Н20 -> 2НС1 -f H2S04

Гидролиз полисахаридов протекает с образованием более простых углеводородов (моносахаридов), например:

Ci2H22On + Н20 ^ 2СвН12Ов

Реакция-уксусноэтилового эфира СН3СООС2Н5 с водой протекает с образованием уксусной кислоты и этилового спирта:

сн3соос2нБ+н2о 2: сн3соон+едой

В зависимости от гидролизующейся соли раствор приобретает щелочную или кислую реакцию (табл. 2).

Таблица 2

Характер среды в растворе в зависимости от гидролизующейся соли

Тип соли — ' »— ?

Химическая формула соли Подвергается ли гидролизу Реакция раствора соли Значение рН раствора

Сильное основание— сильная кислота NaCl,

NaNOg,

ВаС1ч,

КСЮ4 и др. нет нейтральная 7

Сильное основание— слабая кислота NaCN, K2S,

K2C08 и др. да щелочная >7

Слабое основание— сильная кислота A1C1„ NH4C1 CuCl2 и др. да кислая <7

Слабое основание-— слабая кислота .АЛ gSgj (NH4)2 S Fe (CHgCOO), и др. да, в сильной степени близка к нейтральной ~7

Степень гидролиза той или иной соли, т. е. отношение числа гидролизованных молекул к общему числу растворенных молекул (выражаемое обычно в процентах), зависит от химической природы образующихся при гидролизе кислоты и основания.

Степень гидролиза в большинстве случаев невелика. Так, например^ в 0,01 н. растворе NH4C1 она составляет при 25° около 0,01 %; иначе говоря, из каждых десяти тысяч гидролизуется только одна молекула.

Степень гидролиза тем больше, чем слабее кислота или основание. Так, например, однонормальные растворы приведенных ниже солей гидролизованы следующим образом:

NaC2H302 на 0,008%; KCN на 1,2%;

Na2B407 на 0,5%; Na2C03 на 2,9%.

В табл. 3 показана степень гидролиза и рН 0,1 М растворов некоторых солей*.

Таблица 3

рН и степень гидролиза (А) некоторых солей

Формула соли h, % pH Ионное уравнение реакции гидролиза

NH4C1 0,007 5,3 NH+ 4-H20 = NH4OH-fH+

CH3COONH4 0,5 7,0 CH8COO-+NHt + H20^=tCH3COOH + NH4OH

NaHCOs 0,05 8,3 HCO74- HoO 7=t н2со3 + онCH3CO0Na 0,007 8,8 сн3соо- 4- н2о = сн3соон+онK2SOa 0,13 10,2 SO|- + Н20 HSO3 + о н-HSOg- 4- Н20 — H2S03 4- онKCN 1,2 11,1 CN- + НоО = HCN + ОНNa2C03 4,8 11,4 cof-+н2о ~ нсОз- 4- оннсо3-+н2о ^tH2C03 + OHNa3P04 34,0 12,5 рО|"4- н2о = НРОГ4- он-нро?-4-нао = н2рог+онNa2S 99,0 13,0 s3_+н2о ^ hs- 4- он-hs- 4- н2о ^ h2s 4- он* См. Б. П. Надеинский. Обменные реакции в растворах электро-литов. Изд-во «Советская наука», М., 1955.

В том случае, когда соль образована слабой кислотой и слабым основанием, гидролиз протекает практически нацело. Поскольку гидролиз — процесс обратимый, то он зависит от всех тех факторов, которые влияют на равновесие реакций. Следовательно, если процесс гидролиза желательно сместить, например, в сторону более

полного разложения соли, то следует добавить воды и повысить температуру, что увеличивает степень диссоциации воды и образование малодиссоциированных молекул кислоты или основания. Напротив, если нужно, чтобы гидролиз протекал как можно меньше, к раствору добавляют кислоты или щелочи, в зависимости от того, с какой солью имеют дело.

Амфотерные электролиты. Наряду с кислотными и основными гидроокисями существуют и такие, которые в водных растворах диссоциируют по двум направлениям, отщепляя и ионы водорода, и гидр оксид-ионы по схеме:

R+ + ОН~ ^ ROH ^ Н+ f ROJ

Такие гидроокиси могут реагировать как с кислотами (подобно основаниям), так и со щелочами (подобно кислотам), образуя в обоих случаях воду и соли.

Гидроокиси, обладающие подобными двойственными свойствами, называются амфотерными. К ним относятся: Zn(OH)2, А1(ОН)3, Ga(OH)3, Cr(OH)3, Pb(OH)2, Sn(OH)2, Sb(OH)3 и др.

Гидроокись галлия близка к идеальной амфотерности: ее константы диссоциации

H3Ga03 К2=4,8-10 11, К3=2 ? 10-"; Ga(OH)3 /Са=1,6-10и, К3=4.10-12.

Рассмотрим как пример взаимодействия амфотерной гидроокиси Sn(OH)2 с кислотой и щелочью:

Sn(OH)2 + H2S04=2H20 + SnS04 Sn(OH)2 + 2KOH=K2[Sn(OH)4]

Характер той или иной гидроокиси устанавливают либо с помощью индикаторов (если данная гидроокись растворима в воде), либо по ее отношению к типичным щелочам и кислотам.

В реакциях между ионами в растворах электролитов нередко образуются одновременно и слабые электролиты (малодиссоцииро-ванные вещества), и осадки (труднорастворимые вещества). При этом равновесие реакции сдвигается больше, чем при наличии одного из этих факторов.

Однако бывает и так, что в ионных реакция

страница 14
< К СПИСКУ КНИГ > 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 31 32 33 34 35 36 37 38 39 40 41 42 43 44 45 46 47 48 49 50 51 52 53 54 55 56 57 58 59 60 61 62 63 64 65 66 67 68 69 70 71 72 73 74 75 76 77 78 79 80 81 82 83 84 85 86 87 88 89 90 91 92 93 94 95 96 97 98 99 100 101 102 103 104 105 106 107 108 109 110 111 112 113 114 115 116 117 118 119 120 121 122 123

Скачать книгу "Составление химических уравнений" (2.39Mb)


[каталог]  [статьи]  [доска объявлений]  [прайс-листы]  [форум]  [обратная связь]

 

 

Реклама
ютонг газобетонные блоки
переводные цифры алфавит
бухгалтерский шкаф шб-7а
ремонт чиллеров mcquay в москве

Рекомендуемые книги

Введение в химию окружающей среды.

Книга известных английских ученых раскрывает основные принципы химии окружающей среды и их действие в локальных и глобальных масштабах. Важный аспект книги заключается в раскрытии механизма действия природных геохимических процессов в разных масштабах времени и влияния на них человеческой деятельности. Показываются химический состав, происхождение и эволюция земной коры, океанов и атмосферы. Детально рассматриваются процессы выветривания и их влияние на химический состав осадочных образований, почв и поверхностных вод на континентах. Для студентов и преподавателей факультетов биологии, географии и химии университетов и преподавателей средних школ, а также для широкого круга читателей.

Химия и технология редких и рассеянных элементов.

Книга представляет собой учебное пособие по специальным курсам для студентов химико-технологических вузов. В первой части изложены основы химии и технологии лития, рубидия, цезия, бериллия, галлия, индия, таллия. Во второй части книги изложены основы химии и технологии скандия, натрия, лантана, лантаноидов, германия, титана, циркония, гафния. В третьей части книги изложены основы химии и технологии ванадия, ниобия, тантала, селена, теллура, молибдена, вольфрама, рения. Наибольшее внимание уделено свойствам соединений элементов, имеющих значение в технологии. В технологии каждого элемента описаны важнейшие области применения, характеристика рудного сырья и его обогащение, получение соединений из концентратов и отходов производства, современные методы разделения и очистки элементов. Пособие составлено по материалам, опубликованным из советской и зарубежной печати по 1972 год включительно.

 

 



Рейтинг@Mail.ru Rambler's Top100

Copyright © 2001-2012
(23.07.2017)