Гидролиз солей. Гидролиз солей – обменное взаимодействие ионов с водой, приводящее к образованию слабого электролита

Гидролиз солей – обменное взаимодействие ионов с водой, приводящее к образованию слабого электролита. Любая соль может быть представлена как продукт взаимодействия кислоты и основания. Т.к. с точки зрения способности электролитов распадаться на ионы мы выделяем сильные и слабые, то возможно рассмотрение 4-х случаев гидролиза:

I. Соль, образованная слабым основанием и сильной кислотой.

II. Соль, образованная сильным основанием и слабой кислотой.

III. Соль, образованная сильным основанием и сильной кислотой.

IV. Соль, образованная слабым основанием и слабой кислотой.

Слабые и сильные электролиты

Следует помнить, что гидролизуются только растворимые в воде соли.

1. Рассмотрим первый случай гидролиза:

соль образована сильным основанием и слабой кислотой например Na₃PO₄.

А) проверяем, растворима ли данная соль в воде;

Б) составляем уравнение электролитической диссоциации соли:

Na₃PO₄ → 3Na⁺ + PO₄^3-

NaOH H₃PO₄ (электролит средней силы по 1 ступени, по 2-й и 3-й – слабый)

(сильный электролит, (диссоциирует с трудом, ассоциирует легко)

диссоциирует легко, ассоциирует сложно)

ион PO₄^3- реагирует с водой:

PO₄^3- + НОН ↔ НPO₄^2- + ОН^- сокращенное ионное уравнение гидролиза

Протекает гидролиз по аниону, реакция среды щелочная, рН больше 7. В данном случае мы ставим в уравнении знак обратимости, т.к. продукты гидролиза реагируют друг с другом, приводя к образованию исходных веществ:

Na₂HPO₄ + NaOH ↔ Na₃PO₄ + H₂O

Составим полное ионное, а затем молекулярное уравнение гидролиза; для этого добавим в обе части уравнения по 3 иона натрия:

3Na⁺ + PO₄^3- + НОН ↔ 3Na⁺+НPO₄^2- + ОН^- полное ионное уравнение;

Na₃PO₄ + HOH ↔ Na₂HPO₄ + NaOH – молекулярное уравнение гидролиза.

В данном случае возможно протекание еще двух ступеней гидролиза, т.к. фосфорная кислота – трехосновная. Однако, из-за того, что гидролиз протекает, в основном, по первой ступени, остальные уравнения можно не записывать. Возможность протекания гидролиза по нескольким ступеням ограничивается возможностью взаимодействия продуктов реакции друг с другом.

2. Рассмотрим второй случай гидролиза:

соль образована слабым основанием и сильной кислотой, например, FeCl₂.

А) проверяем, растворима ли данная соль в воде;

Б) составляем уравнение электролитической диссоциации соли:

FeCl₂→ Fe²⁺+2Cl^-

Fe(OH)₂ HCl

слабый электролит, сильный электролит,

диссоциирует с трудом, диссоциирует легко, ассоциирует сложно

ассоциирует легко

Ион Fe²⁺ реагирует с водой:

Fe²⁺+ НОН ↔ FeОН⁺ + Н⁺ сокращенное ионное уравнение гидролиза

Протекает гидролиз по катиону, реакция среды кислая, рН меньше 7. В данном случае мы ставим в уравнении знак обратимости, т.к. продукты гидролиза реагируют друг с другом, приводя к образованию исходных веществ:

FeОНCl + НCl ↔ FeCl₂ + НОН Составим полное, а затем молекулярное уравнение гидролиза; для этого добавим в обе части уравнения по 2 иона хлора:

FeCl₂ + НОН↔ FeОНCl + НCl

В данном случае возможно протекание еще одной ступени гидролиза, т.к. гидроксид железа(II) – двухкислотное основание (второй ступенью можно пренебречь).

3. Рассмотрим третий случай гидролиза:

Соль образована сильным основанием и сильной кислотой, например K₂SO₄.

K₂SO₄→ 2K⁺ + SO₄^2-

КОН H₂SO₄

сильный электролит, сильный электролит,

диссоциирует легко, диссоциирует легко,

ассоциирует сложно ассоциирует сложно

С водой не реагирует ни один ион, реакция среды остается нейтральной, рН равно 7.

4. Рассмотрим четвертый случай гидролиза:

соль образована слабым основанием и слабой кислотой. При рассмотрении этого случая гидролиза мы сталкиваемся, по крайней мере, с двумя основными примерами: это соли аммония (они все растворимы в воде) и соли, разлагающиеся водой (напротив таких солей в таблице растворимости мы видим знаки «-» или «?»).

Рассмотрим гидролиз нитрита аммония:

NH₄NO₂→ NH₄⁺ + NO₂^-

NH₃∙ H₂O HNO₂

слабый электролит, слабый электролит, диссоциирует с трудом,

диссоциирует с трудом ассоциирует легко

ассоциирует легко

Т.к. в растворе присутствуют ионы, которые могут оба реагировать с водой, мы записываем одно общее уравнение:

NH₄⁺ + NO₂^- + НОН↔ NH₃∙ H₂O + HNO₂

Реакцию среды можно определить, зная, какой электролит сильнее: гидрат аммиака или азотистая кислота. Если сильнее кислота, то концентрация ионов водорода будут больше, и среда окажется кислой; если сильнее гидрат аммиака, то щелочной.

Рассмотрим гидролиз сульфида алюминия. Данная соль в водной среде разлагается, поэтому не может диссоциировать, а сразу взаимодействует с водой:

Al₂S₃ + 6H₂O=2Al(OH)₃↓ + 3H₂S↑

Данная реакция необратима, т.к. продукты гидролиза уходят из сферы реакции.

5. При сливании растворов двух солей, одна из которых содержит гидролизующийся катион, а другая – гидролизующийся анион, происходит совместный гидролиз.

Например:

2AlBr₃ + 3K₂S + 6H₂O = 2Al(OH)₃↓ + 3H₂S↑ + 6KBr

2Al³⁺ + 3S^2-+ 6H₂O = 2Al(OH)₃↓ + 3H₂S↑

Некоторые типичные реакции совместного гидролиза:

А). 2Ме³⁺ + 3S^2-+ 6H₂O = 2Ме(OH)₃↓ + 3H₂S↑

Ме³⁺ это Al³⁺, Cr³⁺

При сливании солей, содержащих катионы железа с зарядом 3+, с солями, содержащими сульфид-ион, вместо гидролиза протекают окислительно-восстановительные реакции:

2FeCl₃+3Na₂S→ 2FeS↓ +S↓ +6NaCl

Б). 2Ме³⁺+CO₃^2-+3H₂O→ 2Ме(OH)₃↓ +3CO₂↑

Ме³⁺ это Al³⁺, Cr³⁺, Fe³⁺

В). 2Ме³⁺+SO₃^2-+3H₂O→ 2Ме(OH)₃↓ +3SO₂↑

Ме³⁺ это Al³⁺, Cr³⁺, Fe³⁺

Г). 2Ме³⁺+SiO₃^2-+6H₂O→ 2Ме(OH)₃↓ +3H₂SiO₃↓

Ме³⁺ это Al³⁺, Cr³⁺, Fe³⁺

Д) 2Ме²⁺+2CO₃^2-+H₂O→ [Ме(OH)]₂ CO₃↓ + CO₂↑

Ме²⁺ это Cu²⁺, Zn³⁺, Mn²⁺

Вещества с ковалентной связью также могут подвергаться гидролизу. Например, бинарные соединения неметаллов друг с другом, могут разлагаться водой:

SiCl₄ + 3HOH = 4HCl + H₂SiO₃↓

ClF₇ + HOH = HF + HClO₄

Гидролиз соединений металлов и неметаллов друг с другом:

Al₄C₃ + 12HOH = 4Al(OH)₃↓ + 3CH₄↑

Ca₃P₂ + 6HOH = 3Ca(OH)₂ + 2PH₃↑

Ba₃N₂ + 6HOH = 3Ba(OH)₂ + 2NH₃↑

CaC₂ + 2HOH = Ca(OH)₂ + C₂H₂↑

Смещение равновесия в реакциях гидролиза.

1). Гидролиз – процесс эндотермический, поэтому увеличение температуры способствует усилению гидролиза.

2). Разбавление раствора соли водой также способствует смещению равновесия вправо, т.е. усилению гидролиза.

3). Усилить или ослабить гидролиз можно, изменяя концентрацию тех ионов (Н⁺ или ОН^-), которые накапливаются в ходе гидролиза.

Если в растворе соли среда кислая, то добавление кислоты ослабляет гидролиз, а добавление щелочи – усиливает его; если же среда щелочная, то добавление щелочи подавляет гидролиз, а добавление кислоты – усиливает его.

1 пример: Fe²⁺+ НОН ↔ FeОН⁺ + Н⁺

Чтобы усилить гидролиз, нужно к раствору соли прилить раствор щелочи, а чтобы ослабить его - раствор кислоты.

PO₄^3- + НОН ↔ НPO₄^2- + ОН^-

2 пример: PO₄^3- + НОН ↔ НPO₄^2- + ОН^-

Чтобы усилить гидролиз, нужно уменьшить количество ионов ОН^-, т.е добавить кислоты,

а чтобы ослабить гидролиз, нужно добавить щелочь.

Задания по отработке темы «Гидролиз»

1 Фенолфталеин можно использовать для обнаружения в водном растворе соли

1) ацетата алюминия
2) нитрата калия
3) сульфата алюминия
4) силиката натрия

2 Среда раствора карбоната калия
1) щелочная

2) кислая

3) нейтральная

4) слабокислая

3 Между собой водные растворы сульфата и фосфата натрия можно различить с помощью

1) гидроксида натрия

2) серной кислоты

3) фенолфталеина

4) фосфорной кислоты

4. Укажите ионное уравнение гидролиза CuSO₄

А) CH₃COO^– + H₂O → CH₃COOH + OH^–

Б) NH₄⁺ + H₂O → NH₃∙ H₂O + H⁺

В) Сu²⁺ + H₂O → Cu(OH)⁺ + H⁺
Г) СO₃^2– + H₂O → HCO₃^– + OH^–

5. Укажите ионное уравнение гидролиза К₂СO₃

А)CH₃COO^– + H₂O → CH₃COOH + OH^–

Б) NH₄⁺ + H₂O → NH₃∙ H₂O + H⁺

В) Сu²⁺ + H₂O → Cu(OH)⁺ + H⁺
Г) СO₃^2– + H₂O → HCO₃^– + OH^–

AICI₃

Al(OH)₃ HCl

слабое основание сильная кислота

[ОН]^- < [Н]⁺

Кислая реакция

Соль, образованная слабым основанием и сильной кислотой, имеет кислую реакцию, т.к. в растворе избыток ионов водорода.

Na₂CO₃

NaOH H₂CO₃

сильное основание слабая кислота

[OH]^- > [H]⁺

Щелочная реакция

Соль, образованная сильным основанием и слабой кислотой, имеет щелочную реакцию, т.к. в растворе избыток гидроксид-ионов.

Алгоритм написания уравнений гидролиза.

1. Определяем тип гидролиза.

Пишем уравнение диссоциации соли. Опираясь на “Правило цепочки”: цепочка рвется по слабому звену, гидролиз идет по иону слабого электролита.

Пример: Гидролиз сульфата меди(II): CuSO₄ = Cu ²⁺ + SO₄^2–

Соль образована катионом слабого основания (подчеркиваем) и анионом сильной кислоты. Гидролиз по катиону.

2. Пишем ионное уравнение гидролиза, определяем среду

Cu²⁺ + HOH → CuOH⁺ + H⁺;

образуется катион гидроксомеди(II) и ион водорода, среда кислая.

3. Составляем молекулярное уравнение.

Из положительных и отрицательных частиц находящихся в растворе, составляем нейтральные частицы, существующие только на бумаге. В данном случае можем составить формулу (CuOH)₂SO₄, но для этого ионное уравнение должны мысленно умножить на два. В итоге получаем:

2CuSO₄ + 2H₂O ↔ (CuOH)₂SO₄ + H₂SO₄