Гидролиз cr2s3 по ступеням

Соли хрома: химические свойства и получение

Соли хрома

Соли хрома (II)

Все соли хрома (II) – сильные восстановители. В растворах окисляются даже кислородом воздуха.

Например , хлорид хрома (II) окисляется кислородом в растворе в присутствии щелочи до соединений хрома (III):

Концентрированные кислоты-окислители (азотная и серная) также окисляют соединения хрома (II):

Соли хрома (III)

Хром с валентностью III образует два типа солей:

• Соли, в которых хром (III) является катионом. Например , хлорид хрома (III) CrCl₃.
• Соли, в которых хром (III) входит в состав кислотного остатка – хромиты и гидроксокомплексы хрома (III) . Например , хромит калия, KCrO₂. или гексагидроксохромат (III) калия K₃[Cr(OH)₆].

1. Соли хрома (III) проявляют слабые восстановительные свойства . окисляются под действием сильных окислителей в щелочной среде.

Например , бром в присутствии гидроксида калия окисляет хлорид хрома (III):

2CrCl₃ + 3Br₂ + 16KOH → 2K₂CrO₄ + 6KBr + 6KCl + 8H₂O

или сульфат хрома (III):

Пероксид водорода в присутствии щелочи также окисляет соли хрома (III):

Даже перманганат калия в щелочной среде окисляет соли хрома (III):

Комплексные соли хрома (III) также окисляются сильными окислителями в присутствии щелочей.

Например , гексагидроксохроматы окисляются бромом в щелочи:

Оксид свинца (IV) также окисляет хромиты:

2. Соли хрома (III) в щелочной среде образуют гидроксид хрома (III), который сразу растворяется, образуя гидроксокомплекс.

2CrCl₃ + 6KOH → 2Cr(OH)₃ + 6KCl

3. Более активные металлы вытесняют хром (III) из солей.

Например , цинк реагирует с хлоридом хрома (III):

Гидролиз солей хрома (III)

Растворимые соли хрома (III) и сильных кислот гидролизуются по катиону. Гидролиз протекает ступенчато и обратимо, т.е. чуть-чуть:

I ступень: Cr 3+ + H₂O = CrOH 2+ + H +

II ступень: CrOH 2+ + H₂O = Cr(OH )₂ + + H +

Однако сульфиды, сульфиты, карбонаты хрома (III) и их кислые соли гидролизуются необратимо, полностью, т.е. в водном растворе не существуют, а разлагаются водой в момент образования.

Например , при сливании растворов солей хрома (III) и сульфита, гидросульфита, карбоната или сульфида натрия протекает взаимный гидролиз:

Более подробно про гидролиз можно прочитать в соответствующей статье.

Хромиты

Соли, в которых хром (III) входит в состав кислотного остатка (хромиты) — образуются из оксида хрома (III) при сплавлении с щелочами и основными оксидами:

Для понимания свойств хромитов их удобно мысленно разделить на два отдельных вещества.

Например , хромит натрия мы поделим мысленно на два вещества: оксид хрома (III) и оксид натрия.

NaСrO₂ разделяем на Na₂O и Cr₂O₃

При этом очевидно, что хромиты реагируют с кислотами. При недостатке кислоты образуется гидроксид хрома (III):

NaCrO₂ + HCl _{(недостаток)} + H₂O → Cr(OH)₃ + NaCl

В избытке кислоты гидроксид хрома (III) не образуется:

NaCrO₂ + 4HCl _{(избыток)} → CrCl₃ + NaCl + 2H₂O

NaCrO₂ + 4HCl → CrCl₃ + NaCl + 2H₂O

Под действием избытка воды хромиты гидролизуются:

Соли хрома (VI)

Оксиду хрома ( VI ) соответствуют две кислоты – хромовая Н₂ CrO ₄ и дихромовая Н₂ Cr ₂ O ₇. Поэтому хром в степени окисления +6 образует два типа солей: хроматы и дихроматы.

Например , хромат калия K₂CrO₄ и дихромат калия K₂Cr₂O₇.

1. Различить эти соли довольно легко: хроматы желтые, а дихроматы оранжевые. Хроматы устойчивы в щелочной среде, а дихроматы устойчивы в кислой среде.

При добавлении к хроматам кислот они переходят в дихроматы.

Например , хромат калия взаимодействует с серной кислотой и разбавленной соляной кислотой с образованием дихромата калия:

И наоборот: дихроматы реагируют с щелочами с образованием хроматов.

Например , дихромат калия взаимодействует с гидроксидом калия с образованием хромата калия:

Видеоопыт взаимных переходов хроматов и дихроматов при добавлении кислоты или щелочи можно посмотреть здесь.

2. Хроматы и дихроматы проявляют сильные окислительные свойства. При взаимодействии с восстановителями они восстанавливаются до соединений хрома (III).

В нейтральной среде хроматы и дихроматы восстанавливаются до гидроксида хрома (III).

Например , дихромат калия реагирует с сульфитом натрия в нейтральной среде:

Хромат калия окисляет сульфид аммония:

При взаимодействии с восстановителями в щелочной среде хроматы и дихроматы образуют комплексные соли.

Например , хромат калия окисляет гидросульфид аммония в щелочной среде:

Хромат натрия окисляет сернистый газ:

Хромат натрия окисляет сульфид натрия:

При взаимодействии с восстановителями в кислой среде хроматы и дихроматы образуют соли хрома (III).

Например , дихромат калия окисляет сероводород в присутствии серной кислоты:

Дихромат калия окисляет йодид калия, фосфид кальция, соединения железа (II), сернистый газ, концентрированную соляную кислоту:

Источник

Гидролиз солей

Водные растворы солей имеют разные значения рН и показывают различную реакцию среды — кислую, щелочную, нейтральную.

Например, водный раствор хлорида алюминия AlCl₃ имеет кислую среду (рН 7), растворы хлорида натрия NaCl и нитрита свинца Pb(NO₂)₂ — нейтральную среду (pН = 7). Эти соли не содержат в своем составе ионы водорода Н + или гидроксид-ионы ОН — , которые определяют среду раствора. Чем же можно объяснить различные среды водных растворов солей? Это объясняется тем, что в водных растворах соли подвергаются гидролизу.

Слово «гидролиз» означает разложение водой («гидро» — вода, «лизис» — разложение).

Гидролиз — одно из важнейших химических свойств солей.

Гидролизом соли называется взаимодействие ионов соли с водой, в результате которого образуются слабые электролиты.

Сущность гидролиза сводится к химическому взаимодействию катионов или анионов соли с гидроксид-ионами ОН — или ионами водорода Н + из молекул воды. В результате этого взаимодействия образуется малодиссоциирующее соединение (слабый электролит). Химическое равновесие процесса диссоциации воды смещается вправо.

Поэтому в водном растворе соли появляется избыток свободных ионов Н + или ОН — , и раствор соли показывает кислую или щелочную среду.

Гидролиз — процесс обратимый для большинства солей. В состоянии равновесия только небольшая часть ионов соли гидролизуется.

Любую соль можно представить как продукт взаимодействия кислоты с основанием. Например, соль NaClO образована слабой кислотой HClO и сильным основанием NaOH.

В зависимости от силы исходной кислоты и исходного основания соли можно разделить на 4 типа:

Соли I, II, III типов подвергаются гидролизу, соли IV типа не подвергаются гидролизу

Рассмотрим примеры гидролиза различных типов солей.

I. Соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой, подвергаются гидролизу по аниону. Эти соли образованы катионом сильного основания и анионом слабой кислоты, который связывает катион водорода Н + молекулы воды, образуя слабый электролит (кислоту).

Пример: Составим молекулярное и ионные уравнения гидролиза нитрита калия KNO₂.

Соль KNO₂ образована слабой одноосновной кислотой HNO₂ и сильным основанием KОН, что можно изобразить схематически так:

Напишем уравнение гидролиза соли KNO₂:

Каков механизм гидролиза этой соли?

Так как ионы Н + соединяются в молекулы слабого электролита HNО₂, их концентрация уменьшается и равновесие процесса диссоциации воды по принципу Ле-Шателье смещается вправо. В растворе увеличивается концентрация свободных гидроксид-ионов ОН — . Поэтому раствор соли KNO₂ имеет щелочную реакцию (pН > 7).

Вывод: Соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой, при растворении в воде показывают щелочную реакцию среды, pН > 7.

II. Соли, образованные слабым основанием и сильной кислотой, гидролизуются по катиону. Эти соли образованы катионом слабого основания и анионом сильной кислоты. Катион соли связывает гидроксид-ион ОН — воды, образуя слабый электролит (основание).

Пример: Составим молекулярное и ионное уравнения гидролиза йодида аммония NH₄I.

Соль NH₄I образована слабым однокислотным основанием NH₄OH и сильной кислотой НI:

При растворении в воде соли NH₄I катионы аммония NH₄ + связываются с гидроксид-ионами ОН — воды, образуя слабый электролит – гидроксид аммония NH₄OH. В растворе появляется избыток ионов водорода Н + . Среда раствора соли NH₄I – кислая, рН — из молекулы воды и образует слабое основание, и анионом слабой кислоты, который связывает ионы Н + из молекулы воды и образует слабую кислоту. Реакция растворов этих солей может быть нейтральной, слабокислой или слабощелочной. Это зависит от констант диссоциации слабой кислоты и слабого основания, которые образуются в результате гидролиза.

Пример 1: Составим уравнения гидролиза ацетата аммония CH₃COONH₄. Эта соль образована слабой уксусной кислотой СН₃СООН и слабым основанием NH₄ОH:

Реакция раствора соли CH₃COONH₄ – нейтральная (рН=7), потому что K_д(СН₃СООН)=K_д(NH₄ОH).

Пример 2: Составим уравнения гидролиза цианида аммония NH₄CN. Эта соль образована слабой кислотой HCN и слабым основанием NH₄ОH:

Реакция раствора соли NH₄CN — слабощелочная (pН > 7), потому что K_д(NH₄ОH)> K_д(HCN).

Как уже было отмечено, для большинства солей гидролиз является обратимым процессом. В состоянии равновесия гидролизуется только небольшая часть соли. Однако некоторые соли полностью разлагаются водой, т. е. для них гидролиз является необратимым.

Необратимому (полному) гидролизу подвергаются соли, которые образованы слабым нерастворимым или летучим основанием и слабой летучей или нерастворимой кислотой. Такие соли не могут существовать в водных растворах, К ним, например, относятся:

Пример: Составим уравнение гидролиза сульфида алюминия Al₂S₃:

Гидролиз сульфида алюминия протекает практически полностью до образования гидроксида алюминия Al(OH)₃ и сероводорода H₂S.

Поэтому в результате обменных реакций между водными растворами некоторых солей не всегда образуются две новые соли. Одна из этих солей может подвергаться необратимому гидролизу с образованием соответствующего нерастворимого основания и слабой летучей (нераствориой) кислоты. Например:

Суммируя эти уравнения, получаем:

или в ионном виде:

IV. Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием, не гидролизуются, потому что катионы и анионы этих солей не связываются с ионами Н + или ОН — воды, т. е. не образуют с ними молекул слабых электролитов. Равновесие диссоциации воды не смещается. Среда растворов этих солей — нейтральная (рН = 7,0), так как концентрации ионов Н + и ОН — в их растворах равны, как в чистой воде.

Вывод: Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием, при растворении в воде гидролизу не подвергаются и показывают нейтральную реакцию среды (рН = 7,0).

Ступенчатый гидролиз

Гидролиз солей может протекать ступенчато. Рассмотрим случаи ступенчатого гидролиза.

Если соль образована слабой многоосновной кислотой и сильным основанием, число ступеней гидролиза зависит от основности слабой кислоты. В водном растворе таких солей на первых ступенях гидролиза образуются кислая соль вместо кислоты и сильное основание. Ступенчато гидролизуюгся соли Na₂SO₃, Rb₂CО₃, K₂SiO₃, Li₃PO₄ и др.

Пример: Составим молекулярное и ионное уравнения гидролиза карбоната калия K₂СО₃.

Гидролиз соли K₂СО₃ протекает по аниону, потому что соль карбонат калия образована слабой кислотой Н₂СО₃ и сильным основанием KОН:

Так как Н₂СО₃ – двухосновная кислота, гидролиз K₂СО₃ протекает по двум ступеням.

Продуктами первой ступени гидролиза K₂СО₃ являются кислая соль KHCO₃ и гидроксид калия KОН.

Вторая ступень (гидролиз кислой соли, которая образовалась в результате первой ступени):

Продуктами второй ступени гидролиза K₂СО₃ являются гидроксид калия и слабая угольная кислота Н₂СО₃. Гидролиз по второй ступени протекает в значительно меньшей степени, чем по первой ступени.

Среда раствора соли K₂СО₃ — щелочная (рН > 7), потому что в растворе увеличивается концентрация ионов ОН — .

Если соль образована слабым многокислотным основанием и сильной кислотой, то число ступеней гидролиза зависит от кислотности слабого основания. В водных растворах таких солей на первых ступенях образуется основная соль вместо основания и сильная кислота. Ступенчато гидролизуются соли MgSО₄, CoI₂, Al₂(SO₄)₃, ZnBr₂ и др.

Пример: Составим молекулярное и ионное уравнения гидролиза хлорида никеля (II) NiCl2.

Гидролиз соли NiCl₂ протекает по катиону, так как соль образована слабым основанием Ni(OH)₂ и сильной кислотой НСl. Катион Ni 2+ связывает гидроксид-ионы ОН — воды. Ni(OH)₂ — двухкислотное основание, поэтому гидролиз протекает по двум ступеням.

Продуктами первой ступени гидролиза NiCl₂ являются основная соль NiOHCl и сильная кислота HCl.

Вторая ступень (гидролиз основной соли, которая образовалась в результате первой ступени гидролиза):

Продуктами второй ступени гидролиза являются слабое основание гидроксид никеля (II) и сильная хлороводородная кислота НCl. Однако степень гидролиза по второй ступени намного меньше, чем по первой ступени.

Среда раствора NiCl₂ — кислая, рН + .

Гидролизу подвергаются не только соли, но и другие неорганические соединения. Гидролизуются также жиры, углеводы, белки и другие вещества, свойства которых изучаются в курсе органической химии. Поэтому можно дать более общее определение процесса гидролиза:

Гидролиз — это реакция обменного разложения веществ водой.

Источник