Гидролиз (греч. hydor — вода и lysis — разрушение) — процесс расщепления молекул сложных химических веществ за счет
реакции с молекулами воды.
В химии, как и в жизни, разрушается чаще всего нестойкое и слабое (стойкое и сильное выдерживает удар). Запомните, что гидролиз
(вода) разрушает «слабое» — это правило вам очень пригодится.
Любая соль состоит из остатка основания и кислоты. Абсолютно любая:
- NaCl — производное основания NaOH и кислоты HCl
- KNO3 — производное основания KOH и кислоты HNO3
- CuSO4 — производное основания Cu(OH)2 и кислоты H2SO4
- Al3PO4 — производное основания Al(OH)3 и кислоты H3PO4
- Ca(NO2)2 — производное основания Ca(OH)2 и кислоты HNO2
Чтобы успешно решать задания по теме гидролиза и писать реакции, вам следует запомнить, какие основания и кислоты являются
слабыми, а какие — сильными.
При изучении гидролиза я рекомендую ученикам сохранить на гаджет схему, которую вы видите ниже. Для того, чтобы приобрести
нужный опыт — она незаменима. Пользуйтесь ей как можно чаще, подглядывайте в нее и она незаметно окажется в вашем
интеллектуальном составляющем
По катиону, по аниону или нет гидролиза?
Итак, если в состав соли входит остаток сильного основания и остаток сильной кислоты — гидролиза не происходит. Примеры: NaCl, KBr,
CaSO4. Также гидролиза не происходит, если соль нерастворима (вне зависимости от того, чем она образована): AlPO4,
FeSO3, CaSO3.
Если в состав соли входит остаток слабого основания и остаток сильной кислоты, то гидролиз идет по катиону. Помните, что гидролиз
разрушает слабое, в данном случае — катион. Примеры: AlCl3, MgBr2, Cr2SO4, NH4NO3.
Катион NH4+ и его основание NH4OH , несмотря на растворимость, является слабым, поэтому гидролиз будет идти
по катиону в соли NH4Cl. Замечу также, что Ca(OH)2 считается растворимым основанием, поэтому гидролиза соли CaCl2
не происходит.
Если в состав соли входит остаток сильного основания и остаток слабой кислоты, то гидролиз идет по аниону. Примеры: K3PO4,
NaNO2, Ca(OCl)2, Ba(CH3COO)2, K2SiO3.
Если соль образована остатком слабого основания и слабой кислоты, то гидролиз идет и по катиону, и по аниону. Примеры: Mg(NO2)2,
Al2S3, Cr2(SO3)3, CH3COONH4.
Самостоятельно определите тип гидролиза для CaI2, Li2SiO3, Ba(NO2)2, CuBr2, Zn(H2PO4)2.
Ниже вы найдете решение.
Среда раствора
Среда раствора может быть нейтральной, кислой или щелочной. Определяется типом гидролиза. Некоторые задания могут быть построены так, что, увидев соль,
вы должны будете определить ее тип раствора.
Обрадую вас: если вы усвоили тему гидролиза, сделать это проще простого. В случае, когда гидролиз не идет или идет и по катиону, и по аниону среда
раствора — нейтральная.
Если гидролиз идет по катиону (разрушается остаток основания) среда — кислая, если гидролиз идет по аниону (разрушается остаток кислоты), то среда
раствора будет щелочная. Изучите примеры.
Однако замечу, что в дигидрофосфатах, гидросульфитах и гидросульфатах среда всегда кислая из-за особенностей диссоциации. Примеры:
NH4H2PO4, LiHSO4. В гидрофосфатах среда щелочная из-за того, что константа диссоциации по третьей ступени меньше, чем константа гидролиза. Примеры: K2HPO4, Na2HPO4.
Попробуйте определить среду раствора для соединений из самостоятельного задания, которое вы только что решили.
Ниже будет располагаться решение.
С целью запутать в заданиях часто бывают даны синонимы. Так «среду раствора» могут заменить водородным показателем pH.
Запомните, что кислая среда характеризуется pH < 7. В нейтральной pH = 7. В щелочной pH > 7.
Например, в соли CaCl2 среда раствора будет нейтральной (pH=7), а в растворе AlCl3 — кислой (pH < 7).
Индикаторы (лат. indicator — указатель)
Индикатор — вещество, используемое в химии для определения среды раствора. В зависимости от среды раствора индикатор способен
менять его цвет, что наглядно отражает характер среды в определенный момент времени.
Наиболее известные и широко применяемые индикаторы: лакмус, фенолфталеиновый и метиловый оранжевый. В зависимости от среды
раствора их окраска меняется, что отражает приведенная ниже таблица.
Для тех, кто обладает хорошей зрительной памятью, будет несложно запомнить эту схему. Но что делать аудиалам и кинестетикам?
От волнения на экзамене такая таблица легко может раствориться и перепутаться в океане мыслей, поэтому своим ученикам я рекомендую
запомнить индикаторы по стихам.
Только представьте, как приятно будет прочитать стих на экзамене, и убедиться в его безошибочности. Это придаст уверенности и поднимет
настроение
Лакмус
Индикатор лакмус красный
Кислоту укажет ясно.
Индикатор лакмус синий —
Щелочь здесь, не будь разиней!
Когда ж нейтральная среда,
Он фиолетовый всегда.
Фенолфталеин
Фенолфталеиновый
В щелочах малиновый
Несмотря на это —
В кислотах он без цвета.
Метиловый оранжевый
От щелочи я желт как в лихорадке
Я розовею от кислот, как от стыда
И я бросаюсь в воду без оглядки —
Здесь я оранжевый практически всегда!
© Беллевич Юрий Сергеевич 2018-2023
Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение
(в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов
без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования,
обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.
Гидролиз — это обменная реакция между веществом и водой, в большинстве случаев обратимая.
В ЕГЭ рассматривается гидролиз растворимых солей.
❗️ Любую соль можно «разложить» на кислоту и основание/амфотерный гидроксид, которыми она образована.
Вы уже знаете, что кислоты бывают сильными и слабыми.
Основания тоже бывают сильными и слабыми. К сильным относятся растворимые гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов; к слабым — гидроксиды остальных металлов, а также NH₃⋅H₂O.
Анионы слабых кислот и катионы слабых оснований могут обратимо реагировать с водой с образованием слабых электролитов, например:
S²⁻ + H₂O ⇄ HS⁻ + OH⁻
HS⁻ + H₂O ⇄ H₂S + OH⁻
(H₂S — слабый электролит)
Образуется избыток OH⁻ ионов, поэтому среда раствора щелочная ☝️
Mg²⁺ + H₂O ⇄ MgOH⁺ + H⁺
MgOH⁺ + H₂O ⇄ Mg(OH)₂ + H⁺
(Mg(OH)₂ — слабый электролит)
Образуется избыток H⁺ ионов, поэтому среда раствора кислая ☝️
Гидролиз протекает по «слабому иону» , а среда определяется по «сильному».
1️⃣ Соль образована сильной кислотой и сильным основанием (NaCl, K₂SO₄)
В результате взаимодействия аниона и катиона с водой не образуется слабого электролита, значит гидролиз не протекает❗️
Среда раствора близка к нейтральной.
2️⃣ Соль образована сильной кислотой и слабым основанием (NH₄Br, FeCl₂)
C образованием слабого электролита с водой взаимодействует катион, гидролиз идет по катиону❗️
В растворе избыток ионов H⁺, среда раствора кислая.
3️⃣ Соль образована слабой кислотой и сильным основанием (Na₂S, CH₃COOK)
С водой взаимодействует анион, гидролиз идет по аниону❗️
В растворе избыток OH⁻ ионов, среда раствора щелочная.
4️⃣ Соль образована слабой кислотой и слабым основанием (Al₂S₃, Fe₂(CO₃)₃)
Гидролиз протекает и по катиону, и по аниону.
Концентрация OH⁻ и H⁺ приблизительно равны, среда раствора близка к нейтральной.
Такие соли часто подвергаются необратимому гидролизу:
Al₂S₃ + 6H₂O = 2Al(OH)₃ + 3H₂S
Если вы нашли ошибку, пожалуйста, выделите фрагмент текста и нажмите Ctrl+Enter. Мы обязательно поправим!
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.
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.
Примеры таких солей — CH3COONa, Na2CO3, Na2S, KCN.
Реакция гидролиза:
CH3COONa + HOH ↔ CH3COOH + NaOH
в ионной форме:
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:
CO32- + HOH ↔ HCO32- + OH—
или в молекулярной форме:
Na2CO3 + HOH ↔ NaHCO3 + NaOH
2 ступень:
HCO3— + HOH ↔ H2CO3 + OH—
или в молекулярной форме:
NaHCO3 + HOH ↔ H2CO3 + NaOH
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:
NH4+ + HOH ↔ NH3·H2O + H+
или в молекулярной форме:
NH4Cl + HOH ↔ NH3·H2O + HCl
При этом катион слабого основания притягивает гидроксид-ионы из воды, а в растворе возникает избыток ионов Н+. Водородный показатель такого раствора рН<7.
Соли, образованные многокислотными основаниями, гидролизуются ступенчато, образуя катионы основных солей. Например:
I ступень:
Fe3+ + HOH ↔ FeOH2+ + H+
FeCl3 + HOH ↔ FeOHCl2 + HCl
II ступень:
FeOH2+ + HOH ↔ Fe(OH)2+ + H+
FeOHCl2 + HOH ↔ Fe(OH)2Cl+ HCl
III ступень:
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.
Примеры таких солей: CH3COONH4, (NH4)2CO3, HCOONH4,
Уравнение гидролиза:
CH3COO— + NH4+ + HOH ↔ CH3COOH + NH3·H2O
CH3COONH4 + HOH ↔ CH3COOH + NH3·H2O
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:
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 (Be2+, Co2+, Ni2+, Zn2+, Pb2+, Cu2+ и др.) с сильным ионизирующим полем (слабые основания) и растворимые карбонаты/гидрокарбонаты. При этом образуются нерастворимые основные соли (гидроксокарбонаты):
2MgCl2 + 2Na2CO3 + H2O = Mg2(OH)2CO3 + 4NaCl + CO2
2МеCl2 + 2Na2CO3 + Н2О = (МеОН)2CO3 + 4NaCl + СО2 (МеII, кроме Fe, Ca,Sr,Ba).
! Исключения: (соли Ca, Sr, Ba и Fe2+) – в этом случае получим обычный обменный процесс:
CaCl2 + Na2CO3 = CaCO3 + 2NaCl,
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 (Al3+, Cr3+) и соли летучих кислот (карбонаты, сульфиды, сульфиты) при смешивании в растворе (взаимном гидролизе) образуют осадок гидроксида и газ (H2S, SO2, CO2):
2AlCl3 + 3K2S +6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2S↑ + 6KCl,
2CrCl3 + 3K2CO3 + 3H2O = 2Сr(ОН)3 + 3СO2 + 6KCl,
2МеCl3 + 3Na2CO3 + 3Н2О=2Ме(ОН)3 + 6NaCl + 3СО2 (МеIII),
2МеCl3 + 3Na2SO3 + 3Н2О=2Ме(ОН)3 + 6NaCl + 3SО2 (МеIII),
2МеCl3 + 3Na2S + 3Н2О=2Ме(ОН)3 + 6NaCl + 3H2S (МеIII).
Соли Fe3+ при взаимодействии с карбонатами также при смешивании в растворе (взаимном гидролизе) образуют осадок гидроксида и газ:
2FeCl3 + 3K2CO3 + 3H2O = 2Fe(ОН)3 + 3СO2 + 6KCl
! 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!
SO2Cl2 + 2 H2O = H2SO4 + 2 HCl,
SOCl2 + 2 H2O = H2SO3 + 2HCl,
PCl5 + 4 H2O = H3PO4 + 5HCl,
CrO2Cl2 + 2H2O = H2CrO4 + 2HCl,
PCl5 + 8NaOH = Na3PO4 + 5NaCl + 4H2O,
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.
POCl3 + 3H2O = H3PO4 + 3HCl
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:
Al2S3 + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2S
при этом возможен кислотный гидролиз, в таком случае образуются соль металла и сероводород:
Al2S3 + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2S
- гидролиз карбидов приводит к образованию гидроксида металла в водной среде, соли металла в кислой де и соответствующего углеводорода — метана, ацетилена или пропина:
Ca+2C-12 + H2O = Ca+2(OH)2 + C-12H2
Al+34C-43 + 12H2O = 4Al+3(OH)3 + 3C-4H4,
Ca3N2 + H2O =
Ca3P2 + H2O =
Mg2Si + H2O =
- Некоторые соли необратимо гидролизуются с образованием оксосолей:
BiCl3 + H2O = BiOCl + 2HCl,
SbCl3 + H2O = SbOCl + 2HCl.
Алюмокалиевые квасцы:
KAl(SO4)2 + K2S + H2O =
MgCl2 + NaНCO3 + H2O =
ZnSO4 + CsНCO3 + H2O =
CdSO4 + RbНCO3 + H2O =
CaSO4 + Rb2CO3 + H2O =
FeCl2 + Rb2CO3 + H2O =
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.
Пройти тест по теме Гидролиз:
Здесь вы можете потренироваться в решении тестовых заданий в формате ЕГЭ по теме Гидролиз.
Тренировочные тесты по теме «Гидролиз»( с ответами)
184
Создан на
16 января, 2022 От Admin
Тренажер задания 21
Тренажер задания 21 ЕГЭ по химии
1 / 10
Для веществ, приведённых в перечне, определите характер среды их водных растворов.
1) NH4Br
2) HI
3) Na2SiO3
4) KClO4
Запишите номера веществ в порядке возрастания значения рН их водных растворов, учитывая, что концентрация всех растворов (моль/л) одинаковая.
2 / 10
Для веществ, приведённых в перечне, определите характер среды их водных растворов.
1) уксусная кислота
2) метиламин
3) азотная кислота
4) гидроксид кальция
Запишите номера веществ в порядке возрастания значения рН их водных растворов, учитывая, что концентрация всех растворов (моль/л) одинаковая.
3 / 10
Для веществ, приведённых в перечне, определите характер среды их водных растворов.
1) KHCO3
2) Ba(NO3)2
3) ZnSO4
4) HCIO3
Запишите номера веществ в порядке возрастания значения рН их водных растворов, учитывая, что концентрация (моль/л) всех растворов одинаковая.
4 / 10
Для веществ, приведённых в перечне, определите характер среды их водных растворов, имеющих одинаковую концентрацию (моль/л).
1) HI
2) H2S
3) Na2Cr2O7
4) KNO2
Запишите номера веществ в порядке возрастания значения pH их водных растворов.
5 / 10
Для веществ, приведённых в перечне, определите характер среды их водных растворов, имеющих одинаковую концентрацию (моль/л).
1) HIO3
2) Li2S
3) NaClO4
4) NH4NO3
Запишите номера веществ в порядке уменьшения значения pH их водных растворов.
6 / 10
Для веществ, приведённых в перечне, определите характер среды их водных растворов.
1) KCI
2) CrCl2
3) HI
4) K2S
Запишите номера веществ в порядке возрастания значения рН их водных растворов, учитывая, что концентрация (моль/л) всех растворов одинаковая.
7 / 10
Для веществ, приведённых в перечне, определите характер среды их водных растворов.
1) Cr(NO3)3
2) Ca(OH)2
3) CH3COONH4
4) HClO4
Запишите номера веществ в порядке возрастания значения рН их водных растворов, учитывая, что концентрация всех растворов (моль/л) одинаковая.
8 / 10
Для веществ, приведённых в перечне, определите характер среды их водных растворов.
1) Na2SO4
2) Fe(NO3)3
3) K2SO3
4) HClO3
Запишите номера веществ в порядке возрастания значения рН их водных растворов, учитывая, что концентрация (моль/л) всех растворов одинаковая.
9 / 10
Для веществ, приведённых в перечне, определите характер среды их водных растворов.
1) HCOOH
2) CH3COOK
3) Sr(OH)2
4) KI
Запишите номера веществ в порядке убывания значения pН их водных растворов, учитывая, что концентрация всех растворов (моль/л) одинаковая.
10 / 10
Для веществ, приведённых в перечне, определите характер среды их водных растворов.
1) FeCl2
2) HNO3
3) K3PO4
4) LiOH
Запишите номера веществ в порядке возрастания значения рН их водных растворов, учитывая, что концентрация (моль/л) всех растворов одинаковая.
Ваша оценка
The average score is 26%
Шпаргалка по гидролизу
- Подробности
- Категория: 11 класс
- Опубликовано 16.02.2013 16:15
- Автор: Семёнова М.А.
- Просмотров: 5153
Реакция водного раствора зависит не только от наличия в нем кислот или оснований, но также и от присутствия некоторых солей. Многие соли, растворяясь в воде, способны смещать реакцию среды в ту или иную сторону. При этом происходит химическое взаимодействие между ионами соли и молекулами воды, сопровождающееся образованием слабых кислот или слабых оснований или малодиссоциируемых ионов. Эта реакция получила название гидролиза солей.
Гидролиз соли — это обратимый, обменный процесс взаимодействия ионов соли с водой, приводящий к образованию слабых электролитов. В результате гидролиза изменяется кислотность среды.
Рассмотрим наиболее типичные случаи гидролиза солей.
1. Соль, образованная слабым основанием и сильной кислотой (гидролиз по катиону).
NH4Cl+HOH<—>NH4OH+HCl
NH4+ +Cl—+HOH<—>NH4OH+H++ Cl—
NH4+ +HOH<—>NH4OH+H+
В растворе накапливаются ионы H+, в результате чего реакция смещается в кислую сторону, рН в растворах солей подобного типа меньше7.
2. Соль, образованная сильным основанием и слабой кислотой (гидролиз по аниону).
CH3COONa+HOH<—>CH3COOH+NaOH
CH3COO—+Na++HOH<—>CH3COOH+Na++OH—
CH3COO—+HOH<—>CH3COOH+OH—
В данном случае гидролиз ведет к увеличению концентраций ионов в растворе, среда щелочная, рН>7.
3. Соль, образованная слабой кислотой и слабым основанием (гидролиз по катиону и по аниону).
CH3COONH4 +HOH<—>CH3COOH+NH4OH
CH3COO— + NH4+ +HOH<—>CH3COOH+NH4OH
В результате гидролиза ацетата аммония происходит образование двух слабых электролитов, раствор оказывается близким к нейтральному, рН~7.
4. Соль, образованная сильным основанием и сильной кислотой.
Соли подобного типа гидролизу не подвергаются. Их ионы не образуют с ионами H+ и OH—воды слабодиссоциируюших или труднорастворимых соединений, равновесие между ионами и молекулами воды не нарушается и раствор остается нейтральным, рН равен 7.
Для того, чтобы понять, что такое гидролиз солей, вспомним для начала, как диссоциируют кислоты и щелочи.
Общим между всеми кислотами является то, что при их диссоциации обязательно образуются катионы водорода (Н+), при диссоциации же всех щелочей всегда образуются гидроксид-ионы (ОН−).
В связи с этим, если в растворе, по тем или иным причинам, больше ионов Н+ говорят, что раствор имеет кислую реакцию среды, если ОН− — щелочную реакцию среды.
Если с кислотами и щелочами все понятно, то какая же реакция среды будет в растворах солей?
На первый взгляд, она всегда должна быть нейтральной. И правда же, откуда, например, в растворе сульфида натрия взяться избытку катионов водорода или гидроксид-ионов. Сам сульфид натрия при диссоциации не образует ионов ни одного, ни другого типа:
Na2S = 2Na+ + S2-
Тем не менее, если бы перед вами оказались, к примеру, водные растворы сульфида натрия, хлорида натрия, нитрата цинка и электронный pH-метр (цифровой прибор для определения кислотности среды) вы бы обнаружили необычное явление. Прибор показал бы вам, что рН раствора сульфида натрия больше 7, т.е. в нем явный избыток гидроксид-ионов. Среда раствора хлорида натрия оказалась бы нейтральной (pH = 7), а раствора Zn(NO3)2 кислой.
Единственное, что соответствует нашим ожиданиям – это среда раствора хлорида натрия. Она оказалась нейтральной, как и предполагалось.
Но откуда же взялся избыток гидроксид-ионов в растворе сульфида натрия, и катионов-водорода в растворе нитрата цинка?
Попробуем разобраться. Для этого нам нужно усвоить следующие теоретические моменты.
Любую соль можно представить как продукт взаимодействия кислоты и основания. Кислоты и основания делятся на сильные и слабые. Напомним, что сильными называют те кислоты, и основания, степень диссоциации, которых близка к 100%.
примечание: сернистую (H2SO3) и фосфорную (H3PO4) чаще относят к кислотам средней силы, но при рассмотрении заданий по гидролизу нужно относить их к слабым.
Кислотные остатки слабых кислот, способны обратимо взаимодействовать с молекулами воды, отрывая от них катионы водорода H+. Например, сульфид-ион, являясь кислотным остатком слабой сероводородной кислоты, взаимодействует с ней следующим образом:
S2- + H2O ↔ HS− + OH−
HS−+ H2O ↔ H2S + OH−
Как можно видеть, в результате такого взаимодействия образуется избыток гидроксид-ионов, отвечающий за щелочную реакцию среды. То есть кислотные остатки слабых кислот увеличивают щелочность среды. В случае растворов солей содержащих такие кислотные остатки говорят, что для них наблюдается гидролиз по аниону.
Кислотные остатки сильных кислот, в отличие от слабых, с водой не взаимодействуют. То есть они не оказывают влияния на pH водного раствора. Например, хлорид-ион, являясь кислотным остатком сильной соляной кислоты, с водой не реагирует:
То есть, хлорид-ионы, не влияют на pН раствора.
Из катионов металлов, так же с водой способны взаимодействовать только те, которым соответствуют слабые основания. Например, катион Zn2+, которому соответствует слабое основание гидроксид цинка. В водных растворах солей цинка протекают процессы:
Zn2+ + H2O ↔ Zn(OH) + + H+
Zn(OH) + + H2O ↔ Zn(OH)+ + H+
Как можно видеть из уравнений выше, в результате взаимодействия катионов цинка с водой, в растворе накапливаются катионы водорода, повышающие кислотность среды, то есть понижающие pH. Если в состав соли, входят катионы, которым соответствуют слабые основания, в этом случае говорят что соль гидролизуется по катиону.
Катионы металлов, которым соответствуют сильные основания, с водой не взаимодействуют. Например, катиону Na+ соответствует сильное основание – гидроксид натрия. Поэтому ионы натрия с водой не реагируют и никак не влияют на pH раствора.
Таким образом, исходя из вышесказанного соли можно разделить на 4 типа, а именно, образованные:
1) сильным основанием и сильной кислотой,
Такие соли не содержат ни кислотных остатков, ни катионов металлов, взаимодействующих с водой, т.е. способных повлиять на pH водного раствора. Растворы таких солей имеют нейтральную реакцию среды. Про такие соли говорят, что они не подвергаются гидролизу.
Примеры: Ba(NO3)2, KCl, Li2SO4 и т.д.
2) сильным основанием и слабой кислотой
В растворах таких солей, с водой реагируют только кислотные остатки. Среда водных растворов таких солей щелочная, в отношении солей такого типа говорят, что они гидролизуются по аниону
Примеры: NaF, K2CO3, Li2S и т.д.
3) слабым основанием и сильной кислотой
У таких солей с водой реагируют катионы, а кислотные остатки не реагируют – гидролиз соли по катиону, среда кислая.
Примеры: Zn(NO3)2, Fe2(SO4)3, CuSO4 и т.д.
4) слабым основанием и слабой кислотой.
С водой реагируют как катионы, так и анионы кислотных остатков. Гидролиз солей такого рода идет и по катиону, и по аниону. Нередко такие соли подвергаются необратимому гидролизу.
Что же значит то, что они необратимо гидролизуются?
Поскольку в данном случае с водой реагируют и катионы металла (или NH4+) и анионы кислотного остатка, в раcтворе одновременно возникают и ионы H+, и ионы OH− , которые образуют крайне малодиссоциирующее вещество – воду (H2O).
Это, в свою очередь, приводит к тому, что соли образованные кислотными остатками слабых оснований и слабых кислот не могут быть получены обменными реакциями, а только твердофазным синтезом, либо и вовсе не могут быть получены. Например, при смешении раствора нитрата алюминия с раствором сульфида натрия, вместо ожидаемой реакции:
2Al(NO3)3 + 3Na2S = Al2S3 + 6NaNO3 ( − так реакция не протекает!)
Наблюдается следующая реакция:
2Al(NO3)3 + 3Na2S + 6H2O= 2Al(OH)3↓+ 3H2S↑ + 6NaNO3
Тем не менее, сульфид алюминия без проблем может быть получен сплавлением порошка алюминия с серой:
2Al + 3S = Al2S3
При внесении сульфида алюминия в воду, он также как и при попытке его получения в водном растворе, подвергается необратимому гидролизу.
Al2S3 + 6H2O = 2Al(OH)3↓ + 3H2S↑
Автор: С.И. Широкопояс https://scienceforyou.ru/
Гидролиз
Автор статьи — профессиональный репетитор И. Давыдова (Юдина).
Гидролиз – это взаимодействие ионов растворенного вещества с молекулами воды:
X++H2O ↔ XOH+H+
Y—+H2O ↔ HY+OH—
Для нерастворимых веществ гидролиз не идет.
(На самом деле не бывает совершенно нерастворимых соединений, лишь вещества с очень низкой растворимостью. Но при сдаче экзамена за школьный курс растворимостью в таких случаях мы пренебрегаем.)
Сильные кислоты и основания в водных растворах в значительной степени диссоциированны:
NaOH ↔ Na+ + OH—
H2SO4 ↔ H+ + HSO4—
Это означает, что катионам щелочей и анионам сильных кислот выгодно существовать в растворе в виде ионов.
Для слабых кислот диссоциация происходит намного слабее. Например, в растворе азотистой кислоты значительно больше молекул, чем ионов, образовавшихся в результате диссоциации. Слабым электролитам выгоднее существовать в недиссоциированной форме.
Таким образом, гидролиз протекает по слабому (аниону слабой кислоты или катиону слабого основания).
1) Соль образована сильными основанием и кислотой:
NaCl, Ba(NO3)2, RbClO4 и т.д.
Гидролиз не идет, среда нейтральная, pH = 7, [H+]=[OH—] окраска индикаторов: фенолфталеин – бесцветный, лакмус фиолетовый – фиолетовый, метиловый оранжевый – оранжевый.
2) Соль образована сильным основанием и слабой кислотой:
NaF, K3PO4, (CH3COO)2Ba.
Гидролиз описывается уравнением:
F—+H2O ↔ HF+OH—. В результате гидролиза по аниону возрастает концентрация гидроксид-ионов в растворе, среда щелочная, pH > 7, [H+] < [OH—] окраска индикаторов: фенолфталеин – малиновый, лакмус фиолетовый — синий, метиловый оранжевый – желтый.
3) Соль образована слабым основанием и сильной кислотой:
NH4NO3, CuCl2, FeSO4.
Гидролиз описывается уравнением:
NH4+ + H2O ↔ H++ NH4OH.
В результате гидролиза по катиону возрастает концентрация протонов водорода в растворе, среда кислая, pH < 7, [H+] > [OH—] окраска индикаторов: фенолфталеин – бесцветный, лакмус фиолетовый — красный, метиловый оранжевый –розовый.
4) Соль образована слабым основанием и слабой кислотой:
NH4F, (CH3COO)2Cu, Ni(NO2)2.
Гидролиз описывается уравнениями:
F— + H2O ↔ HF + OH—, и
H+ + OH— ↔ H2O.
Гидролиз идет и по катиону, и по аниону, среда нейтральная, pH = 7, [H+]=[OH—] окраска индикаторов: фенолфталеин – бесцветный, лакмус фиолетовый – фиолетовый, метиловый оранжевый – оранжевый.
4а) Полный гидролиз – один из видов гидролиза и по катиону, и по аниону. Вещества, разлагающиеся в воде, необратимо гидролизуются:
Al2S3 + 6H2O → 2Al(OH)3 + 3H2S
Если в реакции обмена должно образоваться вещество, отмеченное в таблице растворимостей «?» или «-», в результате образуется смесь продуктов его гидролиза:
3Na2S + 2AlCl3 + 6H2O → 6NaCl + 2Al(OH)3 + 3H2S↑.
Таким образом, гидролизу подвержены только растворимые соли (или разлагающиеся водой, в этом случае гидролиз необратим), среду определяет «сильный» — катион сильного основания или анион сильной кислоты, а гидролиз идет по слабому.
Благодарим за то, что пользуйтесь нашими публикациями.
Информация на странице «Гидролиз» подготовлена нашими редакторами специально, чтобы помочь вам в освоении предмета и подготовке к ЕГЭ и ОГЭ.
Чтобы успешно сдать нужные и поступить в высшее учебное заведение или колледж нужно использовать все инструменты: учеба, контрольные, олимпиады, онлайн-лекции, видеоуроки, сборники заданий.
Также вы можете воспользоваться другими статьями из данного раздела.
Публикация обновлена:
09.03.2023
Гидролиз солей, теория ЕГЭ по химии
- 11.04.2016
Замечательный теоретический материал по химии, который адаптирован под тему «Гидролиз солей. Среда водных растворов: кислая, нейтральная, щелочная».
В 2016 году в ЕГЭ по химии это было задание №30.
В начале документа приведена теоретическая база, необходимая для успешного решения заданий этого типа, а затем даны практические заданий (с правильными ответами), на которых вы сможете поупражняться и обрести навык решения заданий такого типа.
Смотреть в PDF:
Или прямо сейчас: cкачать в pdf файле.