Гидролиз солей - презентация, доклад, проект скачать

Нажмите для полного просмотра!

Содержание ▲

Вы можете ознакомиться и скачать презентацию на тему Гидролиз солей. Доклад-сообщение содержит 17 слайдов. Презентации для любого класса можно скачать бесплатно. Если материал и наш сайт презентаций Mypresentation Вам понравились – поделитесь им с друзьями с помощью социальных кнопок и добавьте в закладки в своем браузере.

Слайды и текст этой презентации

Слайд 1

Описание слайда:

Гидролиз солей Kк - константа кислотности - количественная характеристика состояния протолитического равновесия обратимой реакции между кислотой HA и основанием HL. Чем больше значение Kк, тем более сильной кислотой считается протолит HA в данном растворителе HL. Например, в этанольных растворах HNO3 и CH3COOH значения Kк при 250С: HNO3(s)+C2H5OH=NO3-(s)+C2H5OH2+(s); Kк1=2,7*10-4 CH3COOH(s)+C2H5OH=CH3COO-(s)+C2H5OH2+(s); Kк2 = 4,8*10-11 Kк1> Kк2, поэтому в среде этанола кислотные свойства HNO3 сильнее кислотных свойств CH3COOH.

Слайд 2

Описание слайда:

Для слабых кислот HClO и H2CO3 в водном растворе при 250С: Для слабых кислот HClO и H2CO3 в водном растворе при 250С: HClO+H2O=ClO-+H3O+; Kк1 = 2,82*10-8 H2CO3+H2O=HCO3-+H3O+; Kк2=4,27*10-7 Kк1

Слайд 3

Описание слайда:

Кислотные свойства ионы NH4+ и Al3+*H2O проявляют после растворения их солей. Кислотные свойства ионы NH4+ и Al3+*H2O проявляют после растворения их солей. Например, NH4Cl и Al2(SO4)3. 1-я стадия -электролитическая диссоциация: NH4Cl=NH4++Cl- (NH4+-протолит, Cl-- непротолит) Al2(SO4)3=2Al3++3SO42- (Al3+-протолит, SO42- - непротолит). 2-я стадия –взаимодействие ионов протолитов с водой (гидролизуются).

Слайд 4

Описание слайда:

Гидролиз солей - это реакция обмена между водой и растворяемой в ней соли, в результате в растворе появляется некоторое избыточное количество ионов Н+ или ОН-, сообщающее раствору кислотные или щелочные свойства. Гидролиз солей - это реакция обмена между водой и растворяемой в ней соли, в результате в растворе появляется некоторое избыточное количество ионов Н+ или ОН-, сообщающее раствору кислотные или щелочные свойства. Условие гидролиза: наличие хотя бы одного иона слабого электролита (кислоты или основания). Гидролизу не подвергаются соли, образованные сильными кислотами и основаниями, КС1. рН = 7 , нейтральная среда.

Слайд 5

Описание слайда:

Гидролиз соли, образованной сильной кислотой и слабым основанием (гидролиз по катиону) Гидролиз соли, образованной сильной кислотой и слабым основанием (гидролиз по катиону) Причина гидролиза - образование слабого основания или гироксокатионов. В общем виде: Хz++НОН↔ХОН(z-1)++Н+ Например, NН4С1, А12(SО4)3 NН4С1+НОН ↔ NН4ОН+НС1 NН4++НОН↔NН4ОН+Н+ Избыток Н+ создает кислую среду раствора рН

Слайд 6

Описание слайда:

Kо - константа основности - количественная характеристика состояния протолитического равновесия в реакции между основанием B и кислотой HL. Kо - константа основности - количественная характеристика состояния протолитического равновесия в реакции между основанием B и кислотой HL. Чем больше значение Kо, тем более сильным основанием считается протолит B в данном растворителе HL. Например, в водном растворе гидрата аммиака (250C) NH3+H2O=NH4++OH-; Kо=Kв/Kк=1,74*10-5 а также многих анионов: ClO-+H2O=HClO+OH-; Kо1=Kв/Kк=3,55*10-7, CO32-+H2O=HCO3-+OH-; Kо2=Kв/Kк=2,14*10-4. Kо1

Слайд 7

Описание слайда:

Основные свойства ионов ClO- и CO32- проявляются после растворения в воде их солей. Основные свойства ионов ClO- и CO32- проявляются после растворения в воде их солей. Например, NaClO, K2CO3 1-я стадия электролитическая диссоциация: NaClO=Na++ClO- (ClO--протолит, Na+-непротолит). K2CO3=2K++CO32- (CO32- - протолит, а K+ - непротолит) Ионы-протолиты вступают в реакцию с водой (гидролизуются).

Слайд 8

Описание слайда:

Гидролиз соли, образованной слабой кислотой и сильным основанием (гидролиз по аниону). Гидролиз соли, образованной слабой кислотой и сильным основанием (гидролиз по аниону). Причиной гидролиза является образование слабой кислоты или гидроанионов. В общем виде:Yz-+НОН↔НY(z-1)+ОН- Например, КСN, К2СО3: КСN +НОН ↔ НСN +КОН СN- + НОН↔НСN + ОН- Появление избытка ионов ОН- создает щелочную среду, рН>7. Многозарядный ион СО32- соли К2СО3 гидролизуются по 2-м ступеням, но 2-я в обычных условиях не протекают. СО32-+НОН↔НСО3-+ОН- К2СО3 + НОН ↔ КНСО3 + КОН.

Слайд 9

Описание слайда:

Гидролиз соли, образованной слабой кислотой и слабым основанием Гидролиз соли, образованной слабой кислотой и слабым основанием (гидролиз и по катиону и по аниону) В общем виде: Хz++Yz-+НОН=ХОН(z-1)+ +НY(z-1)- Такие соли гидролизуются сильнее остальных, т.к. среди продуктов появляются два слабых электролита, смещающие равновесие в сторону их образования: NН4СN + НОН ↔ NН4ОН + НСN NН4++СN-+НОН↔NН4ОН+НСN Характер среды раствора предсказать невозможно, обязательно нужны расчеты. Солей этой группы полностью разлагается водой (необратимый гидролиз): А12S3+6НОН=2А1(ОН)3↓+3Н2S↑

Слайд 10

Описание слайда:

Многие гидроанионы, в водном растворе являются амфолитами. Многие гидроанионы, в водном растворе являются амфолитами. Например HCO3- : HCO3-+H2O=CO32-+H3O+; Kк = 4,68*10-11 HCO3-+H2O=H2CO3+OH-; Kо=Kв/Kк=2,34*10-8 Kо>>Kк, ион HCO3- в водном растворе проявляет больше основные свойства. HSO3-: HSO3-+H2O=SO32-+H3O+; Kк= 6,31*10-8 HSO3-+H2O=SO2*H2O+OH-; Kо=Kв/Kк=6,02*10-13 Kо

Слайд 11

Описание слайда:

Амфолитами являются амфотерные гидроксиды, типа Zn(OH)2, Be(OH)2, Al(OH)3, Cr(OH)3 и другие. Амфолитами являются амфотерные гидроксиды, типа Zn(OH)2, Be(OH)2, Al(OH)3, Cr(OH)3 и другие. В водном растворе они: 1) Гидратируются - образуют комплексы: Al(OH)3+Н2О=[Al(OH)3*(H2O)]. 2)гидратированные частицы взаимодействуют с водой: Al(OH)3*H2O+H2O=[Al(OH)4]-+H3O+; Kк= 3,16* 10-8 Здесь Al(OH)3* H2O – кислота. Al(OH)3*H2O+H2O=Al(OH)2+*H2O+OH-;Kо=7,41*10-9 Здесь Al(OH)3*H2O – основание.

Слайд 12

Описание слайда:

Na2HPO4= 2Na++HPO42- Na2HPO4= 2Na++HPO42- HPO42-+H2O=PO43-+H3O+; Kк = 4,57*10-13 HPO42-+H2O=H2PO4-+OH-; Kо = 1,62*10-7 NaH2PO4 = 2Na+ + H2PO4- H2PO4-+H2O=HPO42-+H3O+; Kк=6,17*10-8 H2PO4- +H2O=H3PO4+OH-; Kо=1,38*10-12 В растворе гидроортофосфата натрия среда щелочная, а в растворе дигидроортофосфата натрия - кислотная.

Слайд 13

Описание слайда:

Процесс гидролиза характеризуется константой гидролиза – это константа равновесия процесса гидролиза. Процесс гидролиза характеризуется константой гидролиза – это константа равновесия процесса гидролиза. Кг зависит от температуры и природы вещества, но не зависти от концентрации.

Слайд 14

Описание слайда:

Глубина протекания гидролиза - степень гидролиза β, представляющая собой отношения концентрации гидролизованных молекул Сгидр. К исходной концентрации растворенных молекул электролита Глубина протекания гидролиза - степень гидролиза β, представляющая собой отношения концентрации гидролизованных молекул Сгидр. К исходной концентрации растворенных молекул электролита β = Сгидр/С. Степень гидролиза увеличивается с увеличением температуры, т.к. процесс гидролиза процесс эндотермический. При разбавлении раствора степень гидролиза увеличивается β ≈ √Кгидр/Ссоли

Слайд 15

Описание слайда:

Для подавления гидролиза соли надо добавлять в них при рН7 – сильное основание. Для подавления гидролиза соли надо добавлять в них при рН7 – сильное основание. Например, вводя добавку серной кислоты в раствор соли железа(III), снижают степень гидролиза соли. Соли гидролизующиеся по разному типу, при смешивании в растворе взаимно усиливают гидролиз друг друга, т.к. их растворы имеют противоположные кислотно-основные характеры и нейтрализуются. Например, в растворе А1С13 рН7. При их смешивании происходит связывание иона Н+ из первого раствора с ионами ОН- из второго раствора с образованием воды, и равновесие смещается в сторону полного разложения солей: 2А1С13 +3К2СО3 + 3НОН = 2А1(ОН)3 + 3СО2 +6КС1 2А13+ + 3СО32- + 3НОН = 2А1(ОН)3 + 3СО2 Этот процесс называется совместным гидролизом.

Слайд 16

Описание слайда:

Расчет формул для определения рН раствора. 1) Для соли слабой кислоты и сильного основания: рН = 7 + ½ (lgСсоли + рКк-ты). 2) Для соли слабого основания и сильной кислоты: рН = 7 – 1/2 (lgСсоли – рКосн) 3) Для соли слабой кислоты и слабого основания рН = 7 + ½ (рКк-ты –рКосн).

Слайд 17

Описание слайда:

Пример Пример Рассчитать рН 0,1М раствора Nа2СО3. Решение СО32- +НОН ↔ НСО3- + ОН- 1) Найдем Кг=Кв/КдН2СО3=10-14/4,8*10-11=2*10-4. 2)Определим √Кг/См=√2*10-4/0,1=0,54 3) [ОН-] = *См=0,54*0,1=0,054. 4) рОН=-lg[OH-]=-lg0,054=1,62 5) рН = 14 – рОН = 14 –1,6 = 12,4.

Теги Гидролиз солей

Похожие презентации