Уравнение гидролиза al so 4 (4 видео) | Про уравнения

Гидролиз сульфата алюминия

Al₂(SO₄)₃ — соль образованная слабым основанием и сильной кислотой, поэтому реакция гидролиза протекает по катиону.

Содержание

Первая стадия (ступень) гидролиза
Вторая стадия (ступень) гидролиза
Третья стадия (ступень) гидролиза
Среда и pH раствора сульфата алюминия
Соли алюминия: получение и свойства
Соли алюминия
Нитрат и сульфат алюминия
Комплексные соли алюминия
Гидролиз солей алюминия
Алюминаты
Уравнение гидролиза al so 4
📽️ Видео

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

Первая стадия (ступень) гидролиза

Полное ионное уравнение
2Al 3+ + 3SO₄ 2- + 2HOH ⇄ 2AlOH 2+ + 2SO₄ 2- + 2H + + SO₄ 2-

Сокращенное (краткое) ионное уравнение
Al 3+ + HOH ⇄ AlOH 2+ + H +

Видео:ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ | 9 класс | Кратко и понятноСкачать

Вторая стадия (ступень) гидролиза

Полное ионное уравнение
2AlOH 2+ + 2SO₄ 2- + 2HOH ⇄ 2Al(OH)₂ + + SO₄ 2- + 2H + + SO₄ 2-

Сокращенное (краткое) ионное уравнение
AlOH 2+ + HOH ⇄ Al(OH)₂ + + H +

Видео:Гидролиз солей. 9 класс.Скачать

Третья стадия (ступень) гидролиза

Полное ионное уравнение
2Al(OH)₂ + + SO₄ 2- + 2HOH ⇄ 2Al(OH)₃ + 2H + + SO₄ 2-

Сокращенное (краткое) ионное уравнение
Al(OH)₂ + + HOH ⇄ Al(OH)₃ + H +

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

Среда и pH раствора сульфата алюминия

В результате гидролиза образовались ионы водорода (H + ), поэтому раствор имеет кислую среду (pH

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

Соли алюминия: получение и свойства

Соли алюминия

Нитрат и сульфат алюминия

Нитрат алюминия при нагревании разлагается на оксид алюминия, оксид азота (IV) и кислород:

Сульфат алюминия при сильном нагревании разлагается аналогично — на оксид алюминия, сернистый газ и кислород:

Комплексные соли алюминия

Для описания свойств комплексных солей алюминия — гидроксоалюминатов, удобно использоваться следующий прием: мысленно разбейте тетрагидроксоалюминат на две отдельные молекулы — гидроксид алюминия и гидроксид щелочного металла.

Например , тетрагидроксоалюминат натрия разбиваем на гидроксид алюминия и гидроксид натрия:

Na[Al(OH)₄] разбиваем на NaOH и Al(OH)₃

Свойства всего комплекса можно определять, как свойства этих отдельных соединений.

Таким образом, гидроксокомплексы алюминия реагируют с кислотными оксидами .

Например , гидроксокомплекс разрушается под действием избытка углекислого газа. При этом с СО₂ реагирует NaOH с образованием кислой соли (при избытке СО₂), а амфотерный гидроксид алюминия не реагирует с углекислым газом, следовательно, просто выпадает в осадок:

Аналогично тетрагидроксоалюминат калия реагирует с углекислым газом:

По такому же принципу тетрагидроксоалюминаты реагирует с сернистым газом SO₂:

А вот под действием избытка сильной кислоты осадок не выпадает, т.к. амфотерный гидроксид алюминия реагирует с сильными кислотами.

Например , с соляной кислотой:

Правда, под действием небольшого количества ( недостатка ) сильной кислоты осадок все-таки выпадет, для растворения гидроксида алюминия кислоты не будет хватать:

Аналогично с недостатком азотной кислоты выпадает гидроксид алюминия:

Комплекс разрушается при взаимодействии с хлорной водой (водным раствором хлора) Cl₂:

2Na[Al(OH)₄] + Cl₂ → 2Al(OH)₃↓ + NaCl + NaClO

При этом хлор диспропорционирует.

Также комплекс может прореагировать с избытком хлорида алюминия. При этом выпадает осадок гидроксида алюминия:

Если выпарить воду из раствора комплексной соли и нагреть образующееся вещество, то останется обычная соль-алюминат:

Гидролиз солей алюминия

Растворимые соли алюминия и сильных кислот гидролизуются по катиону. Гидролиз протекает ступенчато и обратимо, т.е. чуть-чуть:

I ступень: Al 3+ + H₂O = AlOH 2+ + H +

II ступень: AlOH 2+ + H₂O = Al(OH )₂ + + H +

Однако сульфиды, сульфиты, карбонаты алюминия и их кислые соли гидролизуются необратимо, полностью, т.е. в водном растворе не существуют, а разлагаются водой:

Более подробно про гидролиз можно прочитать в соответствующей статье.

Алюминаты

Соли, в которых алюминий является кислотным остатком (алюминаты) — образуются из оксида алюминия при сплавлении с щелочами и основными оксидами:

Для понимания свойств алюминатов их также очень удобно разбить на два отдельных вещества.

Например, алюминат натрия мы разделим мысленно на два вещества: оксид алюминия и оксид натрия.

NaAlO₂ разбиваем на Na₂O и Al₂O₃

Тогда нам станет очевидно, что алюминаты реагируют с кислотами с образованием солей алюминия :

KAlO₂ + 4HCl → KCl + AlCl₃ + 2H₂O

NaAlO₂ + 4HCl → AlCl₃ + NaCl + 2H₂O

Под действием избытка воды алюминаты переходят в комплексные соли:

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

Уравнение гидролиза al so 4

1.4. Гидролиз солей

Гидролиз – процесс обменного взаимодействия ионов соли с водой, приводящий к образованию малодиссоциированных веществ и сопровождающийся изменением реакции ( pH ) среды.

Суть гидролиза солей заключается в том, что происходит смещение равновесия диссоциации воды вследствие связывания одного из ее ионов с образованием малодиссоциированного или труднорастворимого вещества. В результате гидролиза могут образовываться молекулы слабых кислот и оснований, анионы кислых солей или катионы основных солей. В большинстве случаев гидролиз является обратимым процессом. При повышении температуры и разбавлении гидролиз усиливается. Гидролиз идет по-разному в зависимости от силы кислоты и основания, образовавших соль. Рассмотрим различные случаи гидролиза солей.

а) Соль образована слабой кислотой и сильным основанием ( K ₂ S ).

При растворении в воде K₂S диссоциирует

K₂S2K + + S 2- .

При составлении уравнений гидролиза в первую очередь необходимо определить ионы соли, связывающие ионы воды в малодиссоциирующие соединения, т.е. ионы, обусловливающие гидролиз.

В данном случае ионы S 2- связывают катион H + , образуя ион HS –

S 2– +H₂OHS – + OH –

Уравнение гидролиза в молекулярной форме

K₂S + H₂OKHS + KOH.

Практически гидролиз соли преимущественно ограничивается первой ступенью с образованием кислой соли (в данном случае KHS). Таким образом, гидролиз соли, образованной сильным основанием и слабой кислотой (такой, как K₂S) протекает по аниону соли. Избыток ионов OH – в растворе обусловливает щелочную реакцию среды в растворе (pН>7).

При растворении в воде CuCl₂ диссоциирует

СuCl₂Cu 2+ + 2Cl –

Ионы Cu 2+ соединяются с ионами OH – , образуя гидроксоионы CuOH + . Гидролиз соли ограничивается первой ступенью, и образование молекулы Cu(OH)₂ не происходит. Ионно-молекулярное уравнение имеет вид

Cu 2+ + HOHCuOH + + H + .

В данном случае продуктами гидролиза являются основная соль и кислота. Уравнение гидролиза в молекулярной форме записывается следующим образом

CuCl₂ + H₂OCuOHCl + HСl.

Таким образом, гидролиз соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой (в данном случае CuCl₂) протекает по катиону соли. Избыток ионов H + в растворе обусловливает кислую реакцию среды в растворе (рН

При растворении в воде Al ₂ ( SO ₄ )₃ диссоциирует

Al ₂ ( SO ₄ )₃2 Al 3+ + 3 SO ₄ 2- .

В данном случае ионы Al 3+ соединяются с ионами ОН — , образуя гидроксоионы AlOH 2+ . Гидролиз соли ограничивается первой ступенью, и образование молекулы Al ( OH )₃ не происходит. Ионно-молекулярное уравнение имеет вид

Al 3+ + Н₂О AlOH 2+ + Н + .

Продуктами электролиза является основная соль и кислота.

Уравнение гидролиза в молекулярной форме записывается следующим образом

Al₂(SO₄)₃+2 Н ₂ О 2AlOHSO₄+ H₂SO₄ .

в) Соль образована слабой кислотой и слабым основанием (CH₃COONH₄).

CH₃COO – + NH₄ + + H₂O CH₃COOH + NH₄OH.

В этом случае образуются два малодиссоциированных соединения, и pH раствора зависит от относительной силы кислоты и основания. Если продукты гидролиза могут удаляться из раствора, то гидролиз протекает до конца. Например

Возможны и другие случаи необратимого гидролиза, их нетрудно предсказать, ведь для необратимости процесса небходимо, чтобы хотя бы один из продуктов гидролиза уходил из сферы реакции.

г) Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием ( NaCl , K ₂ SO ₄ , RbBr и др.) гидролизу не подвергаются, т.к. единственным малодиссоциирующим соединением является H₂O (рН=7). Растворы этих солей имеют нейтральную среду. Например

NaCl + H ₂ O NaOH + HCl

Na + + Cl – + H₂O Na + + OH – + H + + Cl –

H ₂ O H + + OH – .

Реакции обратимого гидролиза полностью подчиняются принципу Ле–Шателье. Поэтому гидролиз соли можно усилить (и даже сделать необратимым) следующими способами:

1) добавить воды;

2) нагреть раствор, при этом усиливается эндотермическая диссоциация воды, а значит, увеличивается количество ионов Н + и ОН – , которые необходимы для осуществления гидролиза соли;

3) связать один из продуктов гидролиза в труднорастворимое соединение или удалить один из продуктов в газовую фазу; например, гидролиз цианида аммония NH ₄ CN будет значительно усиливаться за счет разложения гидрата аммиака с образованием аммиака NH ₃ и воды:

NH₄ + + CN – + H₂O NH₃ + H₂O +HCN.

Гидролиз можно подавить , действуя следующим образом:

1) увеличить концентрацию растворенного вещества;

2) охладить раствор ( для ослабления гидролиза растворы солей следует хранить концентрированными и при низких температурах);

3) ввести в раствор один из продуктов гидролиза; например, подкислять раствор, если его среда в результате гидролиза кислая, или подщелачивать, если щелочная.

Взаимное усиление гидролиза Допустим, что в разных сосудах установились равновесия

CO₃ 2– + H₂O HCO₃ – + OH –

Al 3+ + H₂O AlOH 2+ + H +

Обе соли гидролизованы незначительно, но если растворы смешать, то происходит связывание ионов H + и OH – . В соответствии с принципом Ле-Шателье оба равновесия смещаются вправо, гидролиз усиливается и протекает полностью

Это называется взаимным усилением гидролиза. Таким образом, если смешивать растворы солей, из которых одна гидролизуется по катиону, а другая – по аниону, гидролиз усиливается и протекает полностью.