Хлорид натрия: способы получения и химические свойства
Хлорид натрия NaCl — соль щелочного металла натрия и хлороводородной кислоты. Белое кристаллические вещество. Плавится и кипит без разложения. Умеренно растворяется в воде (гидролиза нет);
Относительная молекулярная масса Mr = 58,44; относительная плотность для ж. и тв. состояния d = 2,165; tпл = 800,8º C; tкип = 1465º C;
Способ получения
1. Хлорид натрия можно получить путем взаимодействия натрия и разбавленной хлороводородной кислоты, образуются хлорид натрия и газ водород:
2Na + 2HCl = 2NaCl + H2↑.
2. При комнатной температуре, в результате взаимодействия натрия и хлора, образуется хлорид натрия:
2Na + Cl2 = 2NaCl
3. Концентрированный раствор гидроксида натрия реагирует с концентрированным раствором хлорида аммония при кипении. При этом образуются хлорид натрия, газ аммиак и вода:
NaOH + NH4Cl = NaCl + NH3↑ + H2O
4. При взаимодействии с разбавленной и холодной хлороводородной кислотой пер окси д натрия образует хлорид натрия и пероксид водорода:
NaOH + HCl = NaCl + H2O
6. В результате взаимодействия сульфата натрия и хлорида бария образуется сульфат бария и хлорид натрия:
Качественная реакция
Качественная реакция на хлорид натрия — взаимодействие его с нитратом серебра, в результате реакции происходит образование белого творожного осадка:
NaCl + AgNO3 = NaNO3 + AgCl↓
Химические свойства
1. Хлорид натрия вступает в реакцию со многими сложными веществами :
2.1. Хлорид натрия взаимодействует с кислотами :
2.1.1. Хлорид натрия в твердом состоянии при кипении реагирует с концентрированной серной кислотой с образованием сульфата натрия и газа хлороводорода:
а если температуру опустить до 50º С, то твердый хлорид натрия и концентрированная серная кислота образуют гидросульфат натрия и газ хлороводород:
2.2. Хлорид натрия способен вступать в реакцию обмена со многими солями :
2.2.3. При взаимодействии холодного хлорида натрия с насыщенным нитритом серебра выделяются нитрат натрия и осадок хлорид серебра:
NaCl + AgNO2 = NaNO2 + AgCl↓
Сульфат натрия: способы получения и химические свойства
Сульфат натрия — соль щелочного металла натрия и серной кислоты. Белый. Плавится и кипит без разложения. Хорошо растворяется в воде (гидролиз не идет).
Относительная молекулярная масса Mr = 142,04; относительная плотность для тв. и ж. состояния d = 2,66; tпл = 884º C; tкип = 1430º C.
Способ получения
1. В результате взаимодействия разбавленной серной кислоты и гидроксида натрия образуется сульфат натрия и вода:
2. При температуре 450–800º C гидросульфат натрия реагирует с хлоридом натрия. В результате реакции образуется сульфат натрия и хлороводородная кислота:
NaHSO4 + NaCl = Na2SO4 + HCl
3. В состоянии кипения в результате реакции между твердым хлоридом натрия и концентрированной серной кислотой происходит образование сульфата натрия и газа хлороводорода:
4. Твердый сульфид натрия и кислород взаимодействуют при температуре выше 400º C с образованием сульфата натрия:
5. При взаимодействии концентрированного раствора пероксида водорода и сульфида натрия образуется сульфат натрия и вода:
Качественная реакция
Химические свойства
1. Сульфат натрия может реагировать с простыми веществами :
1.1. Сульфат натрия реагирует со фтором при температуре 100–150º C. При этом образуются фторид натрия, сульфурилфторид и кислород:
1.2. С водородом сульфат натрия реагирует при температуре 550–600º C, в присутствии катализатора Fe2O3 с образованием сульфида натрия и воды:
2. Сульфат натрия вступает в реакцию со многими сложными веществами :
2.1. Сульфат натрия реагирует с гидроксидом бария с образованием гидроксида натрия и сульфата бария:
2.2. При взаимодействии с концентрированной серной кислотой твердый сульфат натрия образует гидросульфат натрия:
Гидролиз
Определение гидролиза
| Гидролиз — это процесс взаимодействия сложного химического вещества с водой, итогом которого становится разложение молекул этого вещества. Сам термин происходит от двух греческих слов: hydor, что значит «вода», и lysis, то есть «распад». |
Гидролизации подвержены как органические, так и неорганические вещества: углеводы, белки, оксиды, карбиды, соли и т. д. Например, гидролиз органических соединений напрямую связан с пищеварением — с его помощью происходит распад и усвоение клетками организма жиров, белков, углеводов. Но сейчас мы займемся неорганической химией и рассмотрим гидролизацию на примере солей.
| Гидролиз солей — это реакция взаимодействия ионов соли с Н + и ОН − ионами воды, которая ведет к распаду исходного соединения. В результате такого ионного обмена образуется слабый электролит — кислотный, щелочной или нейтральный. |
Условия гидролиза
Далеко не все соединения распадаются, вступая в реакцию с молекулами воды. Сейчас мы на примере солей рассмотрим, какие вещества подвергаются гидролизу, а какие нет, и от чего это зависит.
Начнем с того, что любая соль включает основание — амфотерный гидроксид, и кислотный остаток.
сульфат меди CuSO4состоит из основания Cu(ОН)2и кислоты H2SO4;
хлорид натрия NaCl состоит из основания NaOH и кислоты HCl;
хлорид цинка ZnCl2состоит из основания Zn(ОН)2 и кислоты HCI;
карбонат натрия Na2CO3состоит из основания NaOH и кислоты H2CO3.
В зависимости от того, какие соли подвергаются гидролизу — со слабым основанием или слабой кислотой, в итоге может получиться кислая, щелочная или нейтральная среда водного раствора.
А что происходит, если соль состоит из сильного основания и сильного кислотного остатка? Ничего. 🙂 В этом случае ее сильные катионы и анионы не взаимодействуют с ионами воды. Такая соль не распадается, то есть не подвержена гидролизу.
Схема химической реакции гидролиза выглядит так:
XY + HOH ↔ XH + HOY
XH — кислотный остаток;
Индикаторы среды раствора
Для определения среды раствора за считанные секунды используются специальные индикаторы. Самый распространенный из них — лакмусовая бумага, но также популярны фенолфталеин и метиловый оранжевый. В нейтральной среде они не меняют свой цвет, а в кислотной или щелочной — приобретают другую окраску.
Изменение цвета индикатора однозначно говорит о том, что произошла гидролизация. Однако если цвет остался тем же — это не всегда означает отсутствие гидролиза. Среда будет почти нейтральной и в том случае, когда гидролизу подвергается соль со слабым основанием и слабой кислотой. Но об этом поговорим дальше, а пока посмотрите таблицу.
Виды гидролиза
Мы выяснили, что в составе соли может быть слабый ион, который и отвечает за гидролизацию. Он находится в основании, в кислотном остатке или в обоих компонентах, и от этого зависит тип гидролиза.
Соль с сильным основанием и сильной кислотой
Гидролиз отсутствует. Как вы уже знаете, при наличии сильного основания и сильного кислотного остатка соль не распадается при взаимодействии с водой. Так, например, невозможен гидролиз хлорида натрия (NaCl), поскольку в составе этого вещества нет слабых ионов. К таким же не подверженным гидролизации солям относят KClO4, Ba(NO3)2 и т. д.
Среда водного раствора — нейтральная, т. е. pH = 7.
Реакция индикаторов: не меняют свой цвет (лакмус остается фиолетовым, а фенолфталеин — бесцветным).
Соль со слабым основанием и сильной кислотой
Среда водного раствора — кислая, pH меньше 7.
Реакция индикаторов: фенолфталеин остается бесцветным, лакмус и метиловый оранжевый — краснеют.
Соль с сильным основанием и слабой кислотой
Среда водного раствора — щелочная, pH больше 7.
Реакция индикаторов: фенолфталеин становится малиновым, лакмус — синим, а метиловый оранжевый желтеет.
Молекулярное уравнение: KNO2 + H2O ↔ HNO2 + KOH
Ионное уравнение: K + + NO2 − + HOH ↔ HNO2 + K + + OH −
Гидролиз по катиону и аниону. Если у соли оба компонента — слабые, при взаимодействии с водой в реакцию вступает и анион, и катион. При этом катион основания связывает ионы воды OH − а анион кислоты связывает ионы H +
Среда водного раствора: нейтральная, слабокислая или слабощелочная.
Реакция индикаторов: могут не изменить свой цвет.
Цианид аммония NH4CN включает слабое основание NH4OH и слабую кислоту HCN.
Молекулярное уравнение: NH4CN + H2O ↔ NH4OH + HCN
Ионное уравнение: NH4 + + CN − + HOH ↔ NH4OH + HCN
Среда в данном случае будет слабощелочной.
Обобщим все эти сведения в таблице гидролиза солей.
Ступенчатый гидролиз
Любой из видов гидролиза может проходить ступенчато. Так бывает в тех случаях, когда с водой взаимодействует соль с многозарядными катионами и анионами. Сколько ступеней будет включать процесс — зависит от числового заряда иона, отвечающего за гидролиз.
Как определить количество ступеней:
если соль содержит слабую многоосновную кислоту — число ступеней равняется основности этой кислоты;
если соль содержит слабое многокислотное основание — число ступеней определяют по кислотности основания.
Для примера рассмотрим гидролиз карбоната калия K2CO3. У нас есть двухосновная слабая кислота H2CO3, а значит, гидролизация пройдет по аниону в две ступени.
I ступень: K2CO3+HOH ↔ KOH+KHCO3, итогом которой стало получение гидроксида калия (KOH) и кислой соли (KHCO3).
II ступень: K2HCO3+HOH ↔ KOH+H2CO3, в итоге получился тот же гидроксид калия (KOH) и слабая угольная кислота (H2CO3).
Для приблизительных расчетов обычно принимают в учет только результаты первой ступени.
Обратимый и необратимый гидролиз
Химические вещества могут гидролизоваться обратимо или необратимо. В первом случае распадается лишь некоторое количество частиц, а во втором — практически все. Если соль полностью разлагается водой, это необратимый процесс, и его называют полным гидролизом.
Необратимо гидролизуются соли, в составе которых есть слабые нерастворимые основания и слабые и/или летучие кислоты. Такие соединения могут существовать лишь в сухом виде, их не получить путем смешивания водных растворов других солей.
Например, полному гидролизу подвергается сульфид алюминия:
Как видите, в результате гидролизации образуется гидроксид алюминия и сероводород.
Необратимые реакции при взаимодействии с водой имеют место и в органической химии. В качестве примера рассмотрим полный гидролиз органического вещества — карбида кальция, в результате которого образуется ацетилен:
Степень гидролиза
Взаимодействие соли или другого химического соединения с водой может усиливаться или ослабляться в зависимости от нескольких факторов. Если нужно получить количественное выражение гидролиза, говорят о его степени, которая указывается в процентах.
h — степень гидролиза,
nгидр. — количество гидролизованного вещества,
nобщ. — общее количество растворенного в воде вещества.
На степень гидролизации может повлиять:
температура, при которой происходит процесс;
концентрация водного раствора;
состав участвующих в гидролизе веществ.
Можно усилить гидролиз с помощью воды (просто разбавить полученный раствор) или стимулировать процесс повышением температуры. Более сложным способом будет добавление в раствор такого вещества, которое могло бы связать один из продуктов гидролиза. К соли со слабой кислотой и сильным основанием нужно добавить соль со слабым основанием и сильной кислотой.
Для ослабления гидролиза раствор охлаждают и/или делают более концентрированным. Также можно изменить его состав: если гидролизация идет по катиону — добавляют кислоту, а если по аниону — щелочь.
Итак, мы разобрались, что такое гидролиз солей и каким он бывает. Пора проверить свои знания и ответить на вопросы по материалу.
Вопросы для самопроверки:
Назовите необходимое условие для гидролиза.
Какие типы гидролиза вы знаете?
В каком случае в результате гидролиза может образоваться слабощелочная или слабокислая среда?
По какому типу гидролизуется соль с сильным основанием и слабым кислотным остатком?
При гидролизе соли с сильным основанием и слабой кислотой для ослабления процесса нужно добавить в раствор кислоту или щелочь?
Как воздействует на гидролиз разбавление раствора водой?
Как определяется количество ступеней гидролиза?
Какая среда раствора образуется при гидролизации солей NaF, KCl, FeBr2, Na2PO4? Ответов может быть несколько.
Какие из солей гидролизуются по катиону: Csl, FeSO4, RbNO3, CuSO4, Mn(NO3)2? Ответов может быть несколько.
Какая из солей не подвергается гидролизу: K2HPO4, KNO3, KCN, Ni(NO3)2?
Урок №14. Гидролиз
Гидролизу подвергаются как неорганические, так и органические вещества в результате обменной реакции между молекулами воды и вещества. Реакции гидролиза могут протекать как обратимо, так и необратимо.
Примеры гидролиза
Неорганических веществ
CH 3 COONH 4 +H 2 O↔CH 3 COOH+NH 4 OH
Органических веществ
CH 3 COOCH 3 +H 2 O↔CH 3 COOH+CH 3 OH
C 2 H 5 ONa+H 2 O↔C 2 H 5 OH+NaOH
Факторы, влияющие на степень гидролиза
Степень гидролиза зависит от:
природы растворяемого вещества
1). Гидролиз эндотермическая реакция, поэтому повышение температуры усиливает гидролиз.
2). Чем меньше концентрация соли, тем выше степень ее гидролиза. При разбавлении водой равновесие смещается в сторону протекания реакции, т.е. вправо, степень гидролиза возрастает.
3). Повышение концентрации ионов водорода ослабляет гидролиз, в случае гидролиза по катиону. Аналогично, повышение концентрации гидроксид-ионов ослабляет гидролиз, в случае гидролиза по аниону.
4). Добавки посторонних веществ могут влиять на положение равновесия в том случае, когда эти вещества реагируют с одним из участников реакции. Так, при добавлении к раствору сульфата меди
2CuSO 4 + 2H 2 O (CuOH) 2 SO 4 + H 2 SO 4
раствора гидроксида натрия, содержащиеся в нем гидроксид-ионы будут взаимодействовать с ионами водорода. В результате их концентрация уменьшится, и, по принципу Ле Шателье, равновесие в системе сместится вправо, степень гидролиза возрастет. А если к тому же раствору добавить раствор сульфида натрия, то равновесие сместится не вправо, как можно было бы ожидать (взаимное усиление гидролиза) а наоборот, влево, из-за связывания ионов меди в практически нерастворимый сульфид меди.
5). Концентрация соли. Рассмотрение этого фактора приводит к парадоксальному выводу: равновесие в системе смещается вправо, в соответствии с принципом Ле Шателье, но степень гидролиза уменьшается.
Al(NO 3 ) 3
Соль гидролизуется по катиону. Усилить гидролиз этой соли можно, если:
нагреть или разбавить раствор водой;
добавит раствор щёлочи (NaOH);
добавить раствор соли, гидролизующейся по аниону Nа 2 СО 3 ;
Ослабить гидролиз этой соли можно, если:
растворение вести на холоду;
готовить как можно более концентрированный раствор Al(NO 3 ) 3 ;
добавить к раствору кислоту, например HCl
Гидролиз солей многокислотных оснований и многоосновных кислот проходит ступенчато
Например, гидролиз хлорида железа (II) включает две ступени:
FeCl 2 + H 2 O FeOHCl + HCl
Fe(OH)Cl + H 2 O Fe(OH) 2 + HCl
Гидролиз карбоната натрия включает две ступени:
Nа 2 СО 3 + H 2 O NаНСО 3 + NаОН
NаНСО 3 + Н 2 О NаОН + Н 2 СО 3
Гидролиз протекает необратимо, если в результате реакции образуется нерастворимое основание и (или) летучая кислота:
Al 2 S 3 + 6H 2 O =>2Al(OH) 3 ↓+ 3H 2 S↑
2AlCl 3 +3Na 2 S≠Al 2 S 3 +6NaCl
2AlCl 3 +3Na 2 S+6H 2 O=2Al(OH) 3 ↓+6NaCl+3H 2 S↑ (взаимное усиление гидролиза)
Поэтому их получают в безводных средах спеканием или другими способами, например:
2Al+3S = t°C =Al 2 S 3
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.
Гидролиз, в который вступают растворимые соли 2х-валентных металлов (Be 2+ , Co 2+ , Ni 2+ , Zn 2+ , Pb 2+ , Cu 2+ и др.) и растворимые карбонаты/гидрокарбонаты.
При этом образуются нерастворимые основные соли (гидроксокарбонаты):
2MgCl 2 + 2Na 2 CO 3 + H 2 O = Mg 2 (OH) 2 CO 3 + 4NaCl + CO 2
CaCl 2 + Na 2 CO 3 = CaCO 3 + 2NaCl,
2AlCl 3 + 3K 2 S +6H 2 O = 2Al(OH) 3 + 3H 2 S↑ + 6KCl
2CrCl 3 + 3K 2 CO 3 + 3H 2 O = 2Сr(ОН) 3 + 3СO 2 + 6KCl
2AlCl 3 + 3Na 2 SO 3 + 3Н 2 О=2Al(ОН) 3 + 6NaCl + 3SО 2
2AlCl 3 + 3Na 2 S + 3Н 2 О=2Al(ОН) 3 + 6NaCl + 3H 2 S
Соли Fe 3+ при взаимодействии с карбонатами также при смешивании в растворе (взаимном гидролизе) образуют осадок гидроксида и газ:
2FeCl 3 + 3K 2 CO 3 + 3H 2 O = 2Fe(ОН) 3 + 3СO 2 + 6KCl
Обратите внимание: при взаимодействии солей трехвалентного железа с сульфидами реализуется окислительно-восстановительная реакция:
2FeCl 3 + 3K 2 S (изб) = 2FeS + S↓ + 6KCl (при избытке сульфида калия)
При взаимодействии солей трехвалентного железа с сульфитами также реализуется окислительно-восстановительная реакция.
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!
SO 2 Cl 2 + 2 H 2 O = H 2 SO 4 + 2 HCl,
SOCl 2 + 2 H 2 O = H 2 SO 3 + 2HCl,
PCl 5 + 4 H 2 O = H 3 PO 4 + 5HCl,
CrO 2 Cl 2 + 2H 2 O = H 2 CrO 4 + 2HCl,
PCl 5 + 8NaOH = Na 3 PO 4 + 5NaCl + 4H 2 O,
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.
POCl 3 + 3H 2 O = H 3 PO 4 + 3HCl
Примеры реакций гидролиза
(NH 4 ) 2 CO 3 карбонат аммония – соль, слабой кислоты и слабого основания. Растворима. Гидролизуется по катиону и аниону одновременно. Число ступеней – 2.
1 ступень: (NH 4 ) 2 CO 3 +H 2 O↔NH 4 OH+NH 4 HCO 3
2 ступень: NH 4 HCO 3 +H 2 O↔NH 4 OH+H 2 CO 3
Реакция раствора слабощелочная pH>7, т.к гидроксид аммония более сильный электролит, чем угольная кислота. К д (NH 4 OH)>К д (H 2 CO 3 )
CH 3 COONH 4 ацетат аммония – соль, слабой кислоты и слабого основания. Растворима. Гидролизуется по катиону и аниону одновременно. Число ступеней – 1.
CH 3 COONH 4 +H 2 O↔NH 4 OH+СH 3 COOH
Реакция раствора нейтральная pH=7, т.к К д (CH 3 COOН)=К д (NH 4 OH)
1 ступень: K 2 HPO 4 +H 2 O↔KH 2 PO 4 +KOH
2 ступень: KH 2 PO 4 +H 2 O↔H 3 PO 4 +KOH
Реакция раствора 2 ступени слабокислая pH=6,4, так как процесс диссоциации дигидроортофосфат ионов преобладает над процессом гидролиза, при этом ионы водорода не только нейтрализуют гидроксид-ионы, но и остаются в избытке, что и обуславливает слабокислую реакцию среды.
Задача: Определите среду растворов гидрокарбоната и гидросульфита натрия.
Решение:
1) Рассмотрим процессы в растворе гидрокарбоната натрия. Диссоци а ция этой соли идёт в две ступени, катионы водорода образуются на второй ступени:
Гидролиз гидрокарбоната натрия описывается уравнением:
NaHCO 3 +H 2 O↔H 2 CO 3 +NaOH
Константа гидролиза заметно больше константы диссоциации, поэтому раствор NaHCO 3 имеет щелочную среду.
2) Рассмотрим процессы в растворе гидросульфита натрия. Диссоци а ция этой соли идёт в две ступени, катионы водорода образуются на второй ступени:
Гидролиз гидросульфита натрия описывается уравнением:
NaHSO 3 +H 2 O↔H 2 SO 3 +NaOH
В этом случае константа диссоциации больше константы гидролиза, поэтому раствор NaHSO 3 имеет кислую среду.
Задача: Определить среду раствора соли цианида аммония.
Решение:
NH 4 CN +H 2 O ↔ NH 4 OH+ HCN
