FeCl3 — соль образованная слабым основанием и сильной кислотой, поэтому реакция гидролиза протекает по катиону.
- Первая стадия (ступень) гидролиза
- Вторая стадия (ступень) гидролиза
- Третья стадия (ступень) гидролиза
- Среда и pH раствора хлорида железа (III)
- Составьте,ПОЖАЛУЙСТА, ионно-молекулярное и молекулярное уравнение гидролиза FeCl3
- Гидролиз
- Обратимый гидролиз солей
- Необратимый гидролиз
- Факторы, влияющие на степень гидролиза:
- 💥 Видео
Видео:Гидролиз солей. 1 часть. 11 класс.Скачать
Первая стадия (ступень) гидролиза
Молекулярное уравнение
FeCl3 + HOH ⇄ FeOHCl2 + HCl
Полное ионное уравнение
Fe 3+ + 3Cl — + HOH ⇄ FeOH 2+ + 2Cl — + H + + Cl —
Сокращенное (краткое) ионное уравнение
Fe 3+ + HOH ⇄ FeOH 2+ + H +
Видео:Гидролиз солей. 9 класс.Скачать
Вторая стадия (ступень) гидролиза
Молекулярное уравнение
FeOHCl2 + HOH ⇄ Fe(OH)2Cl + HCl
Полное ионное уравнение
FeOH 2+ + 2Cl — + HOH ⇄ Fe(OH)2 + + Cl — + H + + Cl —
Сокращенное (краткое) ионное уравнение
FeOH 2+ + HOH ⇄ Fe(OH)2 + + H +
Видео:РЕАКЦИИ ИОННОГО ОБМЕНА, ИОННОЕ УРАВНЕНИЕ - Урок Химия 9 класс / Подготовка к ЕГЭ по ХимииСкачать
Третья стадия (ступень) гидролиза
Молекулярное уравнение
Fe(OH)2Cl + HOH ⇄ Fe(OH)3 + HCl
Полное ионное уравнение
Fe(OH)2 + + Cl — + HOH ⇄ Fe(OH)3 + H + + Cl —
Сокращенное (краткое) ионное уравнение
Fe(OH)2 + + HOH ⇄ Fe(OH)3 + H +
Видео:Ионные уравнения реакций. По сокращенному ионному уравнению составляем полное ионное и молекулярное.Скачать
Среда и pH раствора хлорида железа (III)
В результате гидролиза образовались ионы водорода (H + ), поэтому раствор имеет кислую среду (pH
Видео:Ионные уравнения реакций. Как составлять полные и сокращенные уравненияСкачать
Составьте,ПОЖАЛУЙСТА, ионно-молекулярное и молекулярное уравнение гидролиза FeCl3
С карбонатом усилится.
легкотняяяяяяяя,наверно зря я всё списывал с решебников..
Гидролиз хлорида железа: FeCl3 + H2O Fe(OH)Cl2 + HCl
В полном ионном виде: Fe(3+) + 3Cl(-) + H2O Fe(OH)(2+) + 2Cl(-) + H(+)
в кратком ионном виде: Fe(3+) + H2O Fe(OH)(2+) + H(+) гидролиз по катиону, среда кислая
Поскольку гидролиз — обратимая и равновесная реакция, то добавление киcлоты (HCl) сдвинет равновесие влево, т.е. затормозит гидролиз; добавление щёлочи, наоборот, сдвинет равновесие вправо.
Добавление гидролизуемых солей тоже повлияет на гидролиз хлорида железа: хлорид цинка гидролизуется по катиону — выполнит роль кислоты; карбонат натрия гидролизуется по аниону, выполнит роль щёлочи.
Видео:Реакции ионного обмена. 9 класс.Скачать
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 | 9 класс | Кратко и понятноСкачать
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:Химия | Молекулярные и ионные уравненияСкачать
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:
- 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).
- 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.).
- 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:
- 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
Химия. Молекулярные и ионные уравненияСкачать
ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ ХИМИЯ 8 класс // Подготовка к ЕГЭ по Химии - INTENSIVСкачать
Гидролиз солей. Теория для задания 23 ЕГЭ по химии.Скачать
Реакции ионного обмена. 9 класс.Скачать
Гидролиз солей. Классификация солей. Решение примеров.Скачать
как составить к сокращенному ионному уравнению молекулярноеСкачать
Химия 9 класс (Урок№8 - Гидролиз солей.)Скачать
Реакции ионного обменаСкачать
Гидролиз солейСкачать
Реакция ионного обмена. Полное и сокращенное ионное уравнение. Практика. Видеоурок 39. Химия 9 классСкачать
9 класс. Реакции ионного обмена. Ионные уравнения.Скачать
Химические уравнения // Как Составлять Уравнения Реакций // Химия 9 классСкачать