Верны ли следующие суждения о гидролизе солей при составлении уравнений гидролиза в первую очередь (3 видео)

Содержание

Верны ли следующие суждения о гидролизе солей при составлении уравнений гидролиза в первую очередь
Урок в 11 классе «Гидролиз солей» методическая разработка по химии (11 класс) по теме
Скачать:
Предварительный просмотр:
Гидролиз
Обратимый гидролиз солей
Необратимый гидролиз
Факторы, влияющие на степень гидролиза:
🌟 Видео

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

Верны ли следующие суждения о гидролизе солей при составлении уравнений гидролиза в первую очередь

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.

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

Урок в 11 классе «Гидролиз солей»
методическая разработка по химии (11 класс) по теме

Данный материал предназначен для проведения урока в 11 классе по химии с целью углубления и систематизации знаний в рамках подготовки к ЕГЭ

Видео:Гидролиз солей. 9 класс.Скачать

Скачать:

Вложение	Размер
gidroliz_soley.docx	30.74 КБ

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

Предварительный просмотр:

Цель: Продолжить формирование понятия о гидролизе, научить определять тип гидролиза, среду растворов солей.

Дать рекомендации обучающимся по решению заданий по теме «Гидролиз», которые встречаются в части А и В ЕГЭ

Оборудование:Таблица растворимости кислот, оснований и солей в воде,

Таблица Окраска индикаторов в различных средах.

Компьютер, мультимедийный проектор

Урок по систематизации знваний

Вода по отношению к веществам может быть растворителем или реагентом, а может быть одновременно и тем и другим, в таком случае принято говорить о процессе гидролиза

Гидролиз – обменное взаимодействие веществ с водой, приводящее к их разложению.

Если рассматривать соли, как продукты взаимодействия кислот и оснований, можно выделить четыре типа солей и три случая гидролиза.

Соль сильного основания (щелочи) и сильной кислоты (HCl, HClO 4 , HNO 3 , H 2 SO 4 ) гидролизу не подвергается, среда раствора – нейтральная, рН=7.
Соль сильного основания (щелочи) и слабой кислоты (HClO, HNO 2 , H 2 S, H 2 SiO 3 , H 2 CO 3 включая органические кислоты).

Гидролизуется обратимо по аниону, среда раствора – щелочная, рН>7.

Соль слабого основания (NH 3 ∙H 2 O, органические амины, нерастворимые гидроксиды металлов) и сильной кислоты гидролизуется обратимо по катиону, среда раствора – кислая, рН
Соль слабого основания и слабой летучей кислоты гидролизуется обратимо по катиону и аниону. Реакция среды зависит от относительной силы кислоты и основания, но близка к нейтральной. Некоторые соли слабого основания и слабой летучей кислоты (H 2 S, H 2 CO 3 , H 2 SO 3 ) гидролизуются по катиону и аниону необратимо с образованием соответствующей кислоты и гидроксида металла. Такие соли в таблице растворимости обозначены прочерками.

Примеры тестовых заданий части А ЕГЭ

рекомендации к их выполнению

1. Гидролизу в водном растворе не подвергается

1) карбонат натрия

2) фосфат натрия

3) сульфид натрия

4) нитрат натрия

Для того, чтобы быстро и верно выполнить это задание, необходимо выбрать соль сильной кислоты и сильного основания Ответ 4.

2. Среда раствора фосфата калия

1) щелочная 2) кислая 3) слабокислая 4)нейтральная

Анализ формулы соли K 3 PO 4 даст возможность определить ее тип – эта соль сильного основания (KOH) и слабой кислоты (H 3 PO 4 ). Следует обратить внимание на то, что кислота средней силы (фосфорная, сернистая) в солях щелочных металлов выступает в роли слабой кислоты. Ответ 1.

3. Среда раствора хлорида цинка

1) щелочная 2) кислая 3) слабощелочная 4) нейтральная

Анализ формулы соли ZnCl 2 даст возможность определить ее тип – эта соль слабого основания (Zn(OH) 2 ) и сильной кислоты (HСl). Ответ 2.

3. Кислая среда образуется в результате гидролиза

1) нитрата калия

2) хлорида цинка

3) хлорида кальция

4) сульфида натрия

Выполнение этого задания потребует знания номенклатуры солей. Она позволит определить, что солями сильных кислот являются нитраты и хлориды, а слабым основанием – гидроксид цинка. Ответ 2.

4. Среду раствора, близкую к нейтральной, имеет водный раствор

1) карбоната калия

2) хлорида железа (III)

3) нитрата аммония

4) нитрита аммония

Необходимо перевести названия солей в их формулы, далее, срабатывает стереотип – вы стараетесь найти соль сильного основания и сильной кислоты, так как именно этот случай обеспечивает нейтральную среду раствора. В нашем случае такую среду обеспечивает также и соль слабого основания – гидрата аммиака (NH 3 ∙H 2 O) и слабой азотистой кислоты — НNO 2 . Ответ 4.

В случае двух слабых ионов в составе соли среда будет определяться константами диссоциации соответствующих кислоты и основания, у какого из веществ константа больше, такой и будет среда

5. Лакмусовая бумажка краснеет в водном растворе

1) хлорида натрия

2) ацетата калия

3) карбоната аммония

4) нитрата свинца (II)

Лакмусовая бумажка краснеет в кислой среде, следовательно, соль должна быть образована слабым основанием и сильной кислотой. Ответ 4.

6. Лакмусовая бумажка синеет в водном растворе

1) хлорида натрия

2) ацетата калия

3) карбоната аммония

4) нитрата свинца (II)

Лакмусовая бумажка синеет в щелочной среде раствора, следовательно, соль должна быть образована щелочью и слабой кислотой. Ответ 2.

7. Фенолфталеин окрасится в малиновый цвет в водном растворе

1) силиката натрия

2) сульфата алюминия

3) нитрата аммония

4) ацетата свинца (II)

Фенолфталеин окрасится в малиновый цвет в водном растворе, имеющем щелочную среду. Следовательно, соль должна быть образована щелочью и слабой кислотой. Ответ 1.

8. Метилоранж окрасится в желтый цвет в водном растворе

1) хлорида натрия

2) нитрата натрия

3) нитрита натрия

4) сульфата натрия

Метилоранж окрасится в желтый цвет в водном растворе, имеющем щелочную среду. Следовательно, соль должна быть образована щелочью и слабой кислотой. Ответ 3.

9. Метилоранж окрасится в красный цвет в водном растворе

1) формиата натрия

2) нитрата калия

3) нитрита алюминия

4) сульфата цинка

Метилоранж окрасится в красный цвет в водном растворе, имеющем кислую среду. Следовательно, соль должна быть образована слабым основанием и сильной кислотой. Ответ 4.

10. В перечне названий

2. нитрат свинца (II)

4. сульфит калия

5. сульфид натрия

6. сульфат аммония

к солям, растворы которых имеют кислую среду, относятся соли, которые обозначены цифрами

1) 1,3,5 2) 2,4,6 3) 2,5,6 4) 2,3,6

Кислую среду раствора имеют соли, образованные слабым основанием и сильной кислотой. Ответ 4.

11) В перечне названий

3. хлорид железа (III)

4. карбонат кальция

5. сульфид натрия

6. сульфит лития

к солям, растворы которых имеют щелочную среду, относятся соли, которые обозначены цифрами:

1) 1,3,5 2) 1,5,6 3) 2,5,6 4) 1,2,6

Щелочную среду раствора имеют соли, образованные щелочью и слабой кислотой. Ответ 2.

12. В перечне названий

2. нитрит натрия

3. хлорид стронция

4. хлорид аммония

5. сульфид натрия

6. сульфат лития

к солям, растворы которых имеют нейтральную среду, относятся соли, которые обозначены цифрами:

1) 1,3,6 2) 1,5,6 3) 1,5,6 4) 1,2,4

Нейтральную среду раствора имеют соли, образованные щелочью и сильной кислотой. Ответ 1.

13. В перечне названий

2. нитрит марганца (II)

3. хлорид алюминия

4. гидрокарбонат аммония

5. сульфат железа (III)

6. сульфат никеля

к солям, растворы которых имеют нейтральную среду, относятся соли, которые обозначены цифрами:

1) 1,3,6 2) 1,5,6 3) 1,5,6 4) 1,2,4

Нейтральную среду раствора имеют соли, образованные щелочью и сильной кислотой, а также слабым основанием и слабой кислотой. Ответ 4.

14. Соль, которая подвергается необратимому гидролизу, имеет название

1) хлорид алюминия

2) сульфат алюминия

3) сульфид алюминия

4) нитрат алюминия

задание выполняется с помощью таблицы растворимости – в соответствующей клетке такой соли стоит прочерк. Ответ 3.

15Наиболее сильную щелочную среду имеет раствор

1) дигидрофосфата натрия

2) гидрофосфата натрия

3) фосфата натрия

4) гидрофосфата аммония

Все соли относятся к разным группам (средних и кислых) солей, образованных фосфорной кислотой, выступающей в роли слабого электролита. Очевидно, наиболее сильную щелочную среду имеет средняя соль. Ответ 3.

16. По аниону гидролизуется соль

1) хлорид аммония 2) бромид алюминия 3) иодид лития 4) сульфид калия

По аниону гидролизуется соль, образованная слабой кислотой, в данном наборе солей – сульфид калия. Ответ 4.

17Верны ли следующие суждения?

А) При сливании растворов карбоната натрия и хлорида алюминия выделяется газ и выпадает осадок

Б) При сливании растворов карбоната натрия и хлорида бария выделяется газ и выпадает осадок

1) верно только А

2) верно только Б

3) верны оба суждения

4) оба суждения не верны

В результате обменной реакции между карбонатом натрия и хлоридом алюминия образуется карбонат алюминия, который в присутствии воды сразу необратимо гидролизуется с образованием нерастворимого в воде гидроксида алюминия и выделением углекислого газа, т.е. первое суждение верно. Реакция обмена между растворами хлорида бария и карбоната натрия приводит к образованию труднорастворимого карбоната бария, который гидролизу не подвергается и никакого газа при этом не выделяется, т.е. второе суждение не верно. Ответ 1.

Примеры тестовых заданий части В ЕГЭ

рекомендации к их выполнению

1. Установите соответствие между формулой соли и типом гидролиза этой соли.

Формула соли Тип гидролиза

1) (NH 4 ) 2 CO 3 А) по катиону

2) NH 4 Cl Б) по аниону

3) Na 2 CO 3 В) по катиону и по аниону

Для выполнения заданий этого типа необходимы элементарные знания о сильных и слабых кислотах и основаниях. Соли слабого основания и сильной кислоты гидролизуются по катиону (2-А), соли сильного основания и слабой кислоты гидролизуются по аниону (3-Б, 4-Б), соли слабого основания и слабой кислоты гидролизуются как по катиону, так и по аниону (1-В). Ответ: ВАББ.

2. Установите соответствие между названием соли и способностью ее к гидролизу.

Название соли Способность к гидролизу

А) хлорид натрия 1) гидролиз по катиону

Б) нитрат цинка 2) гидролиз по аниону

В) фосфат натрия 3) гидролиз по катиону и аниону

Г) гидросульфат натрия 4) гидролизу не подвергается

Очевидно, вначале необходимо записать формулы предложенных в задании солей, а затем выполнить его по аналогии с предыдущим. Ответ: 4124.

3. Установите соответствие между названием соли и средой ее водного раствора.

Название соли Среда раствора

А) нитрат свинца (II) 1) кислая

Б) карбонат калия 2) щелочная

В) нитрат натрия 3) нейтральная

Г) сульфид лития

Задание легкое, очень похожее на аналогичные задания части А. Ответ: 1232.

4. Установите соответствие между формулой соли и молекулярно-ионным уравнением гидролиза.

Формула соли Молекулярно-ионное уравнение

А) KNO 2 1) S 2- + H 2 O  HS — + OH —

Б) Fe(NO 3 ) 3 2) NO 2 — + H 2 O  HNO 2 + OH —

В) Na 2 S 3) 6 H 2 O + Al 2 S 3 = 2 Al(OH) 3 + 3 H 2 S

Г) Al 2 S 3 4) Fe 3+ + H 2 O  FeOH 2+ + H +

5) Al 3+ + H 2 O  AlOH 2+ + H +

6) NO 3 — + H 2 O  HNO 3 + OH —

Вначале устанавливается однозначное соответствие между составом соли А и молекулярно-ионным уравнением в правом столбике – А-2 (иного варианта в этом столбике нет). Затем устанавливается соответствие Г-3 на основании знания того, что сульфид алюминия гидролизуется необратимо. Обращаем ваше внимание на заведомо неверный вариант ответа 6 (анион сильной кислоты не гидролизуется).

Соответствие Б-4 и В-1 устанавливаются на основании анализа состава солей (гидролиз по катиону и аниону соответственно). Ответ: 2413.

5. Установите соответствие между формулами двух солей и способностью к гидролизу, соответственно.

Формулы солей Способность к гидролизу

А) Na 2 CO 3 , NaCl 1) гидролиз по катиону, гидролиз по аниону

Б) CuSO 4 , K 2 S 2) гидролиз по аниону, не гидролизуется,

В) LiNO 3 , Na 2 SiO 3 3) гидролиз по катиону, не гидролизуется

Г) KCN, AlCl 3 4) гидролиз по аниону, гидролиз по катиону

5) не гидролизуется, гидролиз по катиону

6) не гидролизуется, гидролиз по аниону

Выполнять задание рекомендуется, разбив левый столбик на два подстолбика. Зная, по какому иону гидролизуются соли различного типа, по формуле первого вещества из пары отбирают возможные варианты из правого столбика, по формуле второй соли выбирают единственно верный из этих вариантов. Например, для первой пары: гидролиз карбоната натрия протекает по аниону (соответствия А-2, А-4), хлорид натрия не гидролизуется (остается соответствие А-2). Ответ: 2164.

Задания для самостоятельной работы

1. Установите соответствие между названием соли и реакцией среды ее водного раствора.

Название соли Реакция среды

А) сульфат аммония 1) нейтральная

Б) нитрат натрия 2) кислая

В) хлорид железа (III) 3) щелочная

Г) карбонат калия

2. Установите соответствие между формулой соли и реакцией среды ее водного раствора.

Формула соли Реакция среды

А) Сa(NO 3 ) 2 1) нейтральная

Б) CoSO 4 2) кислая

В) K 2 SO 3 3) щелочная

3. Установите соответствие между формулой соли и типом гидролиза этой соли.

Формула соли Тип гидролиза

А) СН 3 СООNa 1) по катиону

Б) (NH 4 ) 2 CO 3 2) по аниону

В) Al 2 (SO 4 ) 3 3) по катиону и аниону

4. Установите соответствие между формулой соли и ионным уравнением гидролиза этой соли.

Формула соли Ионное уравнение гидролиза

А) K 2 S 1) NH 4 + + H 2 O ↔ NH 3 ∙H 2 O + H +

Б) NaCN 2) S 2- + H 2 O ↔ HS — + OH —

В) CH 3 COONH 4 3) СN — + H 2 O ↔ HCN + OH —

Г) CH 3 COOK 4) CH 3 COO — + H 2 O ↔ CH 3 COOH + OH —

5) CH 3 COO — + NH 4 + + H 2 O ↔ CH 3 COOH + NH 3 ∙H 2 O

5. Установите соответствие между формулой соли и соотношением концентраций ионов водорода и гидроксид-ионов в растворе этой соли.

Формула соли Соотношение концентраций [H + ] и [OH — ]

Видео:Ступенчатый гидролиз солей по аниону. Решаем примеры.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. 2 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:

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:11 класс. Гидролиз солей.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:

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	POCl_3, 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.