Случаи полного гидролиза

Гидролиз соли - это реакция взаимодействия соли с водой, протекающая в направлении, противоположном реакции нейтрализации; разновидность ионо-обменных реаций.

Гидролизу не подвергаются соли, образованные сильными кислотами и сильными основаниями. Остальные подвергаются.

Прежде всего при гидролизе H₂O распадается на ионы H⁺ и OH^-

1. Соль образована сильной кислотой и слабым основанием (среда кислая)

· AlCl₃ + H₂O → HCl + AlOHCl₂

Al³⁺ + H₂O = H⁺ + AlOH²⁺ - сокращенное молекулярно-ионное уравнение

· NH₄Cl + H₂O → HCl + NH₄OH

NH⁴⁺ + H₂O = H⁺ + NH₄OH³⁺

2. Соль образована сильным основанием и слабой кислотой (среда щелочная)

· Na₂CO₃ + H₂O ↔ NaOH + NaHCO₃

CO₃^2- + H₂O ↔ OH^- + HCO₃^-

· NaCH₃COO + H₂O ↔ NaOH + CH₃COOH

CH₃COO^- + H₂O ↔ CH₃COOH + OH^-

3. Соль образована слабой кислотой и слабым основанием (среда нейтральная)

NH₄CH₃COO +H₂O ↔ NH₄OH + CH₃COOH

NH₄⁺ + CH₃COO^- + H₂O ↔ NH₄OH + CH₃COOH

цвет - α_{(основания)}

цвет - α _{(кислота)}

α - степень диссоциации слабого электролита - доля распавшихся молекул к общему числу молекул

α_{(основания)}≈ α _{(кислота)} - среда нейтральная

α_{(основания)}> α _{(кислота)} - среда слабощелочная (редко без слабо-)

α_{(основания)}< α _{(кислота)} - среда слабокислая (редко без слабо-)

Случаи полного гидролиза.

1. Соль образована 2-3х зарядными ионами слабой кислоты и слабого основания, причем слабое основание имеет летучий компонент.

Al₂S₃ + 6H₂O → 2Al(OH)₃ + 3H₂S

H₂CO₃ → H₂O + CO₂

Al₂(CO₃)₃ + 3H₂O → 2Al(OH)₃ + 3CO₂

2. Соединения, образованные катионами металл Mⁿ⁺, где n>3, подвергается полному гидролизу (их не называют солями)

TiCl₄ + 3H₂O → H₂TiO₃ + 4HCl↑

WCl₄ + 4H₂O → H₂WO₄ + 6HCl↑

Термохимия

Термохимия. Тепловой эффект реакции. Термохимические уравнения. Закон Гесса.

Термохимия. Энтальпия образования реагента. Вычисление теплового эффекта.

Химическая термодинамика. Энтропия. Энергия Гиббса.

Химическая термодинамика. Определение направления протекания реакции по изменению ее энергии Гиббса. Энтальпия образования реагента.

Термохимия - это раздел химии, который изучает тепловые явления, сопровождающие хим. реакции. Известны реакции, протекающие с выделением тепла (экзотермические) и с поглощением (эндотермические).

Для характеристики реакции используют термины:

- тепловой эффект реации (это такое кол-во энергии, которое выделяется или поглощается при протекании реакций: в изобарно-изотермических(Q_p) условиях или в изохорно-изотермических условиях (Q_V)); тепловой эффект относится к числу молей, указанных в уравнении реакции

Q_p ≠ Q_V

В термохимии используют понятия "внутренняя энергия системы"(U) и энтальпия системы (H).

U включает в себя все виды энергии, присущие системе, за исключением тех, которые связаны с внешними объектами (сюда не входят положения системы в пространстве) и кинетической энергии движения системы.

H = U + pV

Как U, так и H системы неизвестны.

Основной закон термохимии - закон Гесса (1840г, СПб)

Тепловой эффект реакции не зависит от пути протекания реакции, а зависит лишь от исходного и конечного состояния системы:

Q_p = ΔH

Q_v = ΔU

Закон Гесса имеет ряд следствий, которые позволяют вычислить тепловой эффект реакции. Одно из этих следствий опирается на энтальпию образования вещ-ва (ΔHf)

ΔHf - это тепловой эффект реации, при протекании которой образуется 1 моль вещ-ва из простых вещ-в

ΔH = ∑nΔHfi - ∑nΔHf

∑ΔHfi - сумма конечн. (того, что стало)

∑ΔHf- сумма нач. (того, что было)

n - кол-во молей (т.е. Al₂O₃ - 1 моль, а 3SO₃ - 3 моли)

Если ΔH <0, то энергия выделяется.

Тепловой эффект зависит от t, р, состава реагентов.