Главная » Лестницы

Ступени гидролиза сульфата железа

Содержание
  1. Гидролиз сульфата железа (III)
  2. Общие сведения о гидролизе сульфата железа (III)
  3. Гидролиз сульфата железа (III)
  4. Примеры решения задач
  5. Гидролиз сульфата железа (II)
  6. Общие сведения о гидролизе сульфата железа (II)
  7. Гидролиз сульфата железа (II)
  8. Примеры решения задач
  9. Гидролиз
  10. Обратимый гидролиз солей
  11. Необратимый гидролиз
  12. Факторы, влияющие на степень гидролиза:

Гидролиз сульфата железа (III)

Общие сведения о гидролизе сульфата железа (III)

Молярная масса – 400 г/моль. Представляет собой мелкие кристаллы светло-желтого цвета. Хорошо поглощает влагу.

Рис. 1. Сульфат железа (III). Внешний вид.

Гидролиз сульфата железа (III)

Гидролизуется по катиону в результате чего наблюдается красно-коричневое окрашивание раствора. Характер среды – кислый. Теоретически возможны вторая и третья ступени. Уравнение гидролиза имеет следующий вид:

Fe 3+ + HOH ↔ FeOH 2+ + H + (гидролиз по катиону);

Fe 3+ +3SO4 2- + HOH ↔ FeOH 2+ +3SO4 2- + H + (ионное уравнение);

Fe(OH)SO4 ↔ FeOH 2+ + SO4 2- (диссоциация соли);

FeOH 2+ + HOH ↔ Fe(OH)2 + + H + (гидролиз по катиону);

FeOH 2+ + SO4 2- + HOH ↔Fe(OH)2 + + SO4 2- + H + (ионное уравнение);

Fe(OH)2 + + HOH ↔ Fe(OH)3↓ + H + (гидролиз по катиону);

2Fe(OH)2 + + SO4 2- + HOH ↔ Fe(OH)3↓ + SO4 2- + H + (ионное уравнение);

Примеры решения задач

Задание При смешивании растворов, содержащих 6,8 г сульфата железа (III) и 5,85 г гидроксида натрия наблюдали выпадение осадка красно-бурого цвета. Что это за вещество. Рассчитайте его массу.
Решение Запишем уравнение реакции взаимодействия сульфата железа (III) и гидроксида натрия:

Вещество, выпадающее в осадок – гидроксид железа (III).

Рассчитаем количество молей веществ, вступивших в реакцию. Молярная масса сульфата железа (III) равна 400 г/моль, гидроксида натрия – 40 г/моль.

υ(NaOH) = m(NaOH)/ M(NaOH) = 5,85/40 = 0,15моль.

Сульфат железа (III) находится в недостатке (υ(Fe2(SO4)3) ПРИМЕР 2

Задание Установите соответствие между формулой соли и её отношением к гидролизу. Ответ обоснуйте. Приведите краткие ионные уравнения гидролиза.

Гидролизуется по катиону

Гидролизуется по аниону

Гидролизуется по катиону и аниону

Гидролизу не подвергается

Ответ Соль дигидрофосфат натрия (NaH2PO4) гидролизуется по аниону (2), поскольку образована сильным основанием – гидроксидом натрия и слабой кислотой – ортофосфорной.

Соль карбонат кальция (CaCO3) гидролизуется по аниону (2), поскольку образована сильным основанием – гидроксидом кальция и слабой кислотой – угольной.

Соль сульфат железа (III)(Fe2(SO4)3) гидролизуется по катиону (1), поскольку образована слабым основанием – гидроксидом железа (III) и сильной кислотой – серной.

Fe 3+ + HOH ↔ FeOH 2+ + H + .

Соль хлорид цинка (ZnCl2) гидролизуется по катиону (1), поскольку образована слабым основанием – гидроксидом цинка и сильной кислотой – соляной (хлороводородной).

Источник

Гидролиз сульфата железа (II)

Общие сведения о гидролизе сульфата железа (II)

Молярная масса – 152 г/моль. Представляет собой мелкие кристаллы светло-зеленого цвета с голубым оттенком. Хорошо поглощает влагу.

Рис. 1. Сульфат железа (II). Внешний вид.

Гидролиз сульфата железа (II)

Гидролизуется по катиону. Характер среды – кислый. Теоретически возможна вторая ступень. Уравнение гидролиза выглядит следующим образом:

FeSO4 ↔ Fe 2+ + SO4 2- (диссоциация соли);

Fe 2+ + HOH ↔ FeOH + + H + (гидролиз по катиону);

Fe 2+ + SO4 2- + HOH ↔ FeOH + + SO4 2- + H + (уравнение в ионной форме);

FeOH + + HOH ↔ Fe(OH)2↓ + H + (гидролиз по катиону);

FeOH + + SO4 2- + HOH ↔ Fe(OH)2↓ + SO4 2- + H + (уравнение в ионной форме);

Примеры решения задач

Задание Рассчитайте количества веществ, а также массы сульфата железа (II) и воды, содержащиеся в 100 г железного купороса (FeSO4×7H2O).
Решение Молярная масса сульфата железа (II) равна 152 г/моль, воды – 18г/моль. Рассчитаем молярную массу железного купороса:

Найдем количество вещества семиводного сульфата железа (II):

Один моль семиводного сульфата железа (II) содержит 1 моль сульфата железа (II) и 7 моль воды, следовательно:

Рассчитаем массы сульфата железа (II) и воды:

Ответ Количество вещества сульфата железа (II) равно 0,36 моль, масса – 54,7 г; количество вещества воды равно 2,52 моль, масса – 45,4 г.
Задание Смешали 20 г 5%-го раствора сульфата железа (II) и 20 г 8%-го раствора гидроксида натрия. В результате реакции наблюдали выпадение осадка гидроксида железа (II). Рассчитайте его массу.
Решение Запишем уравнение реакции взаимодействия сульфата железа (II) и гидроксида натрия:

Рассчитаем массу растворенного вещества сульфата железа (II)в растворе:

Найдем количество вещества сульфата железа (II) (молярная масса – 152 г/моль):

Рассчитаем массу растворенного вещества гидроксида натрия в растворе:

msolute(NaOH) = msolution(NaOH) × ω(NaOH)/100%;

msolute(NaOH) = 20× 8/100% = 1,6г.

Найдем количество вещества гидроксида натрия (молярная масса – 40 г/моль):

υ(NaOH) = msolute(NaOH)/ M(NaOH) = 1,6/40 = 0,04моль.

Сульфат железа (II) в недостатке (υ(FeSO4) © SolverBook — онлайн сервисы для учебы, 2015

Копирование материалов с сайта возможно только с разрешения
администрации портала и при наличие активной ссылки на источник.

Источник

Гидролиз

Темы кодификатора ЕГЭ: Гидролиз солей. Среда водных растворов: кислая, основная и щелочная.

Гидролиз – взаимодействие веществ с водой. Гидролизу подвергаются разные классы неорганических и органических веществ: соли, бинарные соединения, углеводы, жиры, белки, эфиры и другие вещества. Гидролиз солей происходит, когда ионы соли способны образовывать с Н + и ОН — ионами воды малодиссоциированные электролиты.

Гидролиз солей может протекать:

→ обратимо : только небольшая часть частиц исходного вещества гидролизуется.

→ необратимо : практически все частицы исходного вещества гидролизуются.

Для оценки типа гидролиза необходимо рассмотреть соль, как продукт взаимодействия основания и кислоты. Любая соль состоит из металла и кислотного остатка. Металлы соответствует основание или амфотерный гидроксид (с той же степенью окисления, что и в соли), а кислотному остатку — кислота. Например, карбонату натрия Na2CO3 соответствует основание — щелочь NaOH и угольная кислота H2CO3.

Обратимый гидролиз солей

Механизм обратимого гидролиза будет зависеть от состава исходной соли. Можно выделить 4 основных варианта, которые мы рассмотрим на примерах:

1. Соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой , гидролизуются ПО АНИОНУ .

CH3COONa + HOH ↔ CH3COOH + NaOH

CH3COO — + Na + + HOH ↔ CH3COOH + Na + + OH —

сокращенное ионное уравнение:

CH3COO — + HOH ↔ CH3COOH + OH —

Таким образом, при гидролизе таких солей в растворе образуется небольшой избыток гидроксид-ионов OH — . Водородный показатель такого раствора рН>7 .

Гидролиз солей многоосновных кислот (H2CO3, H3PO4 и т.п.) протекает ступенчато, с образованием кислых солей:

CO3 2- + HOH ↔ HCO3 2- + OH —

или в молекулярной форме:

или в молекулярной форме:

Продукты гидролиза по первой ступени подавляют вторую ступень гидролиза, в результате вторая ступень гидролиза протекает незначительно.

2. Соли, образованные слабым основанием и сильной кислотой , гидролизуются ПО КАТИОНУ . Пример такой соли: NH4Cl, FeCl3, Al2(SO4)3 Уравнение гидролиза:

или в молекулярной форме:

При этом катион слабого основания притягивает гидроксид-ионы из воды, а в растворе возникает избыток ионов Н + . Водородный показатель такого раствора рН .

Соли, образованные многокислотными основаниями, гидролизуются ступенчато, образуя катионы основных солей. Например:

Fe 3+ + HOH ↔ FeOH 2+ + H +

FeCl3 + HOH ↔ FeOHCl2 + H Cl

FeOH 2+ + HOH ↔ Fe(OH)2 + + H +

FeOHCl2 + HOH ↔ Fe(OH)2Cl+ HCl

Fe(OH)2 + + HOH ↔ Fe(OH)3 + H +

Fe(OH)2Cl + HOH ↔ Fe(OH)3 + HCl

Гидролиз по второй и, в особенности, по третьей ступени практически не протекает при комнатной температуре.

3. Соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой , гидролизуются И ПО КАТИОНУ, И ПО АНИОНУ .

В этом случае реакция раствора зависит от соотношения констант диссоциации образующихся кислот и оснований. В большинстве случаев реакция раствора будет примерно нейтральной, рН ≅ 7 . Точное значение рН зависит от относительной силы основания и кислоты.

4. Гидролиз солей, образованных сильным основанием и сильной кислотой , в водных растворах НЕ ИДЕТ .

Сведем вышеописанную информацию в общую таблицу:

Необратимый гидролиз

Необратимый гидролиз происходит, если при гидролизе выделяется газ, осадок или вода, т.е. вещества, которые при данных условиях не могут взаимодействовать между собой. Необратимый гидролиз является химической реакцией, т.к. реагирующие вещества взаимодействуют практически полностью.

Варианты необратимого гидролиза:

  1. Гидролиз, в который вступают растворимые соли 2х-валентных металлов (Be 2+ , Co 2+ , Ni 2+ , Zn 2+ , Pb 2+ , Cu 2+ и др.) с сильным ионизирующим полем (слабые основания) и растворимые карбонаты/гидрокарбонаты. При этом образуются нерастворимые основные соли (гидроксокарбонаты):

! Исключения: (соли Ca, Sr, Ba и Fe 2+ ) – в этом случае получим обычный обменный процесс:

МеCl2 + Na2CO3 = МеCO3 + 2NaCl (Ме – Fe, Ca, Sr, Ba).

  1. Взаимный гидролиз , протекающий при смешивании двух солей, гидролизованных по катиону и по аниону. Продукты гидролиза по второй ступени усиливают гидролиз по первой ступени и наоборот. Поэтому в таких процессах образуются не просто продукты обменной реакции, а продукты гидролиза (совместный или взаимный гидролиз). Соли металлов со степенью окисления +3 (Al 3+ , Cr 3+ ) и соли летучих кислот (карбонаты, сульфиды, сульфиты) при смешивании в растворе (взаимном гидролизе) образуют осадок гидроксида и газ (H2S, SO2, CO2):

Соли Fe 3+ при взаимодействии с карбонатами также при смешивании в растворе (взаимном гидролизе) образуют осадок гидроксида и газ:

! Исключения: при взаимодействии солей трехвалентного железа с сульфидами реализуется окислительно-восстановительная реакция:

2FeCl3 + 3K2S(изб) = 2FeS + S↓ + 6KCl (при избытке сульфида калия)

При взаимодействии солей трехвалентного железа с сульфитами также реализуется окислительно-восстановительная реакция.

Полные уравнения таких реакций выглядят довольно сложно. Поначалу я рекомендую составлять такие уравнения в 2 этапа: сначала составляем обменную реацию без участия воды, затем разлагаем полученный продукт обменной реакции водой. Сложив эти две реакции и сократив одинаковые вещества, мы получаем полное уравнение необратимого гидролиза.

3. Гидролиз галогенангидридов и тиоангидридов происходит также необратимо. Галогенангидриды разлагаются водой по схеме ионного обмена (H + OH — ) до соответствующих кислот (в случае водного гидролиза) и солей (в случае щелочного гидролиза). Степень окисления центрального элемента и остальных при этом не изменяется!

Галогенангидрид – это соединение, которое получается, если в кислоте ОН-группу заменить на галоген. При гидролизе галогенангидридов кислот образуются соответствующие данным элементам и степеням окисления кислоты и галогеноводородные кислоты.

Галогенангидриды некоторых кислот:

Кислота Галогенангидриды
H2SO4 SO2Cl2
H2SO3 SOCl2
H2CO3 COCl2
H3PO4 POCl3, PCl5

Тиоангидриды (сульфангидриды) — так называются, по аналогии с безводными окислами (ангидридами), сернистые соединения элементов (например, Sb2S3, As2S5, SnS2, CS2 и т. п.).

  1. Необратимый гидролиз бинарных соединений, образованных металлом и неметаллом:
  • сульфиды трехвалентных металлов вводе необратимо гидролизуются до сероводорода и и гидроксида металла:

при этом возможен кислотный гидролиз, в таком случае образуются соль металла и сероводород:

  • гидролиз карбидов приводит к образованию гидроксида металла в водной среде, соли металла в кислой де и соответствующего углеводорода — метана, ацетилена или пропина:
  1. Некоторые соли необратимо гидролизуются с образованием оксосолей :

BiCl3 + H2O = BiOCl + 2HCl,

SbCl3 + H2O = SbOCl + 2HCl.

Алюмокалиевые квасцы:

Количественно гидролиз характеризуется величиной, называемой степенью гидролиза .

Степень гидролиза (α) — отношение количества (концентрации) соли, подвергающейся гидролизу, к общему количеству (концентрации) растворенной соли. В случае необратимого гидролиза α≅1.

Факторы, влияющие на степень гидролиза:

1. Температура

Гидролиз — эндотермическая реакция! Нагревание раствора приводит к интенсификации процесса.

Пример : изменение степени гидролиза 0,01 М CrCl3 в зависимости от температуры:

2. Концентрация соли

Чем меньше концентрация соли, тем выше степень ее гидролиза.

Пример : изменение степени гидролиза Na2CO3 в зависимости от температуры:

По этой причине для предотвращения нежелательного гидролиза хранить соли рекомендуется в концентрированном виде.

3. Добавление к реакционной смеси кислоты или щелочи

Изменяя концентрация одного из продуктов, можно смещать равновесие реакции гидролиза в ту или иную сторону.

Источник

Читайте также:  Чем закрыть ступени деревянной лестницы
Оцените статью
© 2024 Про мебель