Отметь уравнение реакции гидролиза al2s3 6h2o 2al oh 3 3h2s

(соль образованна слабым многокислотным основанием и слабой многоосновной кислотой)

Если продукты гидролиза выводятся из сферы реакции (в виде осадка или газа), то процесс может протекать до конца:
Al₂S₃ + 6 H₂O = 2 Al(OH)₃ + 3 H₂S ­
ионно-молекулярное уравнение: 2 Al 3+ + 3S 2- + 6H₂O = 2Al(OH)₃ ­ + 3 H₂S ­

В этом случае гидролиз протекает необратимо.

Полностью гидролизуются соли (карбонаты, сульфиды алюминия, хрома(III), железа(III)).
Гидролиз осложняет протекание многих других реакций обмена. Так, при взаимодействии карбоната натрия с сульфатом меди в осадок обычно выпадает основной карбонат меди (CuOH)₂CO₃.

Бинарные соединения: нитриды, фосфиды, карбиды, ацетилениды, бориды:

Видео:Гидролиз солей. 9 класс.Скачать

Химия 11 класс Гидролиз. Гидролиз Al2S3 + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2S слаб.основ-е слаб.к-та Al(OH)3 H2S CaC2 + 2H2O = Ca(OH)2 + C2H2 ацетилен. — презентация

Презентация была опубликована 8 лет назад пользователемМария Питина

Похожие презентации

Видео:Гидролиз солей. Классификация солей. Решение примеров.Скачать

Презентация на тему: » Химия 11 класс Гидролиз. Гидролиз Al2S3 + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2S слаб.основ-е слаб.к-та Al(OH)3 H2S CaC2 + 2H2O = Ca(OH)2 + C2H2 ацетилен.» — Транскрипт:

1 Химия 11 класс Гидролиз

4 Al2S3 + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2S слаб.основ-е слаб.к-та Al(OH)3 H2S CaC2 + 2H2O = Ca(OH)2 + C2H2 ацетилен

5 При гидролизе соли, образованной слаб. кислотой и слаб. основанием, гидролизу подвергается и катион и анион. При гидролизе соли, образованной сильн. кислотой и слаб. основанием, гидролизу подвергается катион т.к. он является слабым ионом в данной соли. соль, образованная слабым основанием и слабой кислотой CH3COONH4 + H2O CH3COOH + NH4OH pH — НЕЙТРАЛЬНЫЙ т.к. образовались два слабых вещества соль, образованная слабым основанием и сильной кислотой NH4Cl + H2O NH4OH + HCl CuSO4 + 2H2O (CuOH)2SO4 + H2SO4 рН – кислотный т.к. образовалась сильная кислота

6 При гидролизе соли, образованной слаб. кислотой и сильн. основанием, гидролизу подвергается анион т.к. он является слабым ионом в данной соли. Соль, образованная сильным основанием и сильной кислотой гидролизу не подвергается т.к. образуются два сильных вещества соль, образованная сильным основанием и слабой кислотой KCN + H2O HCN + KOH Na2S + H2O NaHS + NaOH pH – щелочной т.к. образуется щелочь соль, образованная сильным основанием и сильной кислотой KCl + H2O KOH + HCl гидролиз не идет

7 Оборудование и реактивы: 3 пробирки Карбонат натрия Хлорид цинка Нитрат калия Универсальная индикаторная бумага Для проведения работы см. инструкцию в учебнике на стр.214 Na2 CO3ZnCl2 KNO3

8 Получение гидролизного спирта: (С 6 Н10О 5 )n + nН2О nС 6 Н12О 6 ЦЕЛЛЮЛОЗА (опилки, щепа) С 6 Н12О 6 2С2Н5ОН + 2 СО2 этанол ферменты

9 Получение мыла: Жиры + вода мыло + глицерин (низкого качества) Обменные процессы в организме: АТФ + вода АДФ + Н3РО кДж сода

Видео:ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ | 9 класс | Кратко и понятноСкачать

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.

Видео:Гидролиз солей. 1 часть. 11 класс.Скачать

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:

Видео:Гидролиз солей. Теория для задания 23 ЕГЭ по химии.Скачать

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:

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.

🎦 Видео

РЕАКЦИИ ИОННОГО ОБМЕНА, ИОННОЕ УРАВНЕНИЕ - Урок Химия 9 класс / Подготовка к ЕГЭ по ХимииСкачать

Химические уравнения // Как Составлять Уравнения Реакций // Химия 9 классСкачать

Получение и гидролиз сульфида алюминия / Synthesis and hydrolysis of aluminium sulfideСкачать

Al(OH)3 + NaOH → Na[Al(OH)4] | Получение гидроксида алюминия и растворение его в избытке щёлочиСкачать

Летучка: все реакции гидролиза | Химия ЕГЭ 2023 | УмскулСкачать

Химия 9 класс (Урок№8 - Гидролиз солей.)Скачать

11 класс. Гидролиз солей.Скачать

Гидролиз солей. 10 класс.Скачать

Электролиз. 10 класс.Скачать

Ступенчатый гидролиз солей по аниону. Решаем примеры.Скачать

Гидролиз солей. 2 часть. 11 класс.Скачать

Химия. Химические реакции. Гидролиз. Центр онлайн-обучения «Фоксфорд»Скачать

Как Решать Задачи по Химии // Задачи с Уравнением Химической Реакции // Подготовка к ЕГЭ по ХимииСкачать

Гидролиз солей. Практическая часть. 10 класс.Скачать

Получение и превращения гидроксидов железа Fe(OH)2 и Fe(OH)3Скачать