Содержание
Реакции гидролиза солей
Если слабого электролита в результате взаимодействия с водой не образуется, то реакция гидролиза просто не идет. Это происходит в том случае, если соль образована катионом сильного основания и анионом сильной кислоты (например NaCl, K2SO4, NaNO3). Их водные растворы нейтральны (pH=7):
NaNO3+H2O= (не идет)NaOH+HNO3 – реакция не идет
Во всех остальных случаях реакция гидролиза идет:
соль образована катионом слабого основания и анионом сильной кислоты: например, соли хлорид аммония NH4Cl, нитрат цинка Zn(NO3)2.
(function(w, n) {
w = w || [];
w.push({
ownerId: 326810,
containerId: ‘adfox_predmety_640x290_2’,
params: {
pp: ‘h’,
ps: ‘eizi’,
p2: ‘gyov’,
pk: __clADF__.state,
}
});
})(window, ‘adfoxAsyncParams’);
Их водные растворы имеют кислую реакцию (pH меньше 7).
Пример гидролиза солей хлорида аммония:
NH4Cl+H2O=NH4OH+HCl
NH4+Cl+H2O=NH4OH+H+Cl
NH4+H2O+NH4OH+H
NH4OH – слабый электролит
Рис. 2. Хлорид аммония.
- соль образована катионом сильного основания и анионом слабой кислоты: например, соли ацетат натрия CH3COONa, карбонат натрия (сода) Na2CO3. Их водный раствор имеет щелочную реакцию (pH больше 7), гидролиз идет по аниону соли, по первой ступени. Например, карбонат натрия Na2CO3 диссоциирует в водном растворе на ионы натрия и карбонат-ионы, далее карбонат-ионы реагируют с водой.
- наиболее полному гидролизу подвергаются хорошо растворимые соли, образованные катионом слабого основания и анионом слабой кислоты: например, ацетат аммония CH3COONH4. В этом случае гидролиз идет до конца и по аниону, и по катиону, а характер среды практически нейтральный. Гидролиз ацетата аммония протекает согласно уравнению:CH
3COO- +NH4+ +H2O=CH3COOH + NH4OH
Раствор ацетата аммония практически нейтрален (pH=7), так как константы диссоциации уксусной кислоты и гидроксида аммония практически одинаковы
В рамках ионной теории Аррениуса механизм протекания гидролиза объясняется следующим образом. Вода, хотя и в незначительной степени, диссоциирует на ионы H+ и ОН-. Если в результате гидролиза образуется малодиссоциирующее основание, то часть ионов ОН- оказываются связанными, а равное им количество ионов Н+ – свободными, что и обуславливает кислую реакцию раствора. Наоборот, если в результате гидролиза связывается часть ионов Н+, то равное им количество ионов ОН- остается свободным, что и обуславливает щелочную среду раствора.
Рис. 3. Теория Аррениуса.
Что мы узнали?
В 11 классе по химии подробно изучается тема «Гидролиз солей». В данной статье дается определение гидролиза, а также разъяснения в каких случаях реакция гидролиза может происходить, а в каких реакция отсутствует.
Тест по теме
-
Вопрос 1 из 10
Начать тест(новая вкладка)
Гидролиз солей
Растворимые в воде соли практически полностью диссоциируют на ионы. В некоторых солях катионы более реакционноспособны по сравнению с анионами, и они реагируют с водой с образованием ионов H+. Таким образом, раствор приобретает кислую среду:
M++H2O→MOH+H+M^+ + H_2O → MOH + H^+M++H2O→MOH+H+
В других солях анионы могут быть более реакционноспособными по сравнению с катионами, и они реагируют с водой с образованием ионов ОН-. Таким образом, раствор становится щелочным:
A−+H2O→HA+OH−A^-+ H_2O → HA + OH^-A−+H2O→HA+OH−
Процесс гидролиза соли фактически является обратной нейтрализацией:
Поскольку природа катиона или аниона соли определяет, будет ли ее раствор кислым или щелочным, целесообразно рассмотреть все четыре возможные комбинации.
Соли сильных кислот и слабых оснований
Раствор такой соли является кислым. Катион соли, пришедший из слабого основания, является реакционноспособным. Он реагирует с водой с образованием слабого основания и ионов H+.
B++H2O→BOH+H+B^+ + H_2O → BOH + H^+B++H2O→BOH+H+
Пример 1
Рассмотрим, например, NH4ClNH_4ClNH4Cl. Он полностью ионизован в воде на ионы NH4+NH_4^+NH4+ и Cl−Cl^-Cl−. Ионы реагируют с водой с образованием слабого основания (NH4OH)(NH_4OH)(NH4OH) и ионов H+H^+H+.
NH4++H2O→NH4OH+H+NH^+_4 + H_2O → NH_4OH + H^+NH4++H2O→NH4OH+H+
Таким образом, концентрация ионов водорода возрастает, и раствор становится кислым.
Соли слабых кислот и сильных оснований
Раствор такой соли является щелочным. Анион соли реагирует с водой с образованием слабых ионов кислоты и OH-ионов.
A−+H2O→HA+OH−A^- + H_2O → HA + OH^-A−+H2O→HA+OH−
Пример 2
Рассмотрим, например, соль CH3COONaCH_3COONaCH3COONa. Он полностью ионизирует в воде, чтобы дать ионы CH3COO−CH_3COO^-CH3COO− и Na+Na^+Na+. CH3COO−CH_3COO^-CH3COO− ионы реагируют с водой с образованием слабых кислот, ионов CH3COOHCH_3COOHCH3COOH и OH−OH^-OH− ионов.
CH3COO−+H2O→CH3COOH+OH−CH_3COO^- + H_2O → CH_3COOH + OH^-CH3COO−+H2O→CH3COOH+OH−
Таким образом, концентрация ионов OH-ионов возрастает, раствор становится щелочным.
Соли слабых кислот и слабых оснований
В случае соли такого типа гидролиз происходит максимально, так как катион и анион являются реакционноспособными и реагируют с водой с образованием ионов H+ и OH-. Образованный раствор, как правило, остается нейтральным, но он может быть либо слабо кислым, либо слабощелочным, если обе реакции происходят с разными скоростями.
Пример 3
Рассмотрим, например, соль CH3COONH4CH_3COONH_4CH3COONH4. Она диссоциирует на ионы ионы CH3COO−CH_3COO^-CH3COO− и ионы NH4+NH_4^+NH4+, которые реагируют с водой:
CH3COO−+H2O→CH3COOH+OH−CH_3COO^- + H_2O → CH_3COOH + OH^-CH3COO−+H2O→CH3COOH+OH−
NH4++H2O→NH4OH+H+NH^+_4 + H_2O → NH_4OH + H^+NH4++H2O→NH4OH+H+
Когда pKa = pKb, pH = 7, то есть раствор соли будет нейтральным.
Когда pKa > pKb. Раствор будет щелочным, так как кислота будет немного слабее, чем основание, а значение pH будет больше 7.
В случае pKa < pKb раствор будет кислым, так как кислота относительно сильнее основания, а pH будет меньше 7.
Соли сильных кислоты и сильных оснований
Такая соль, например NaClNaClNaCl, не подвергается гидролизу, так как ионы не реагируют. Таким образом, раствор будет нейтральным.
Типы гидролиза и примеры уравнений
Поскольку он идет по слабым компонентам, то возможны три вида этого процесса: по катиону или аниону и совместный.
Рассмотрим каждый из этих типов по отдельности.
По катиону
В этом случае с водой реагирует катион слабого соединения. При этом выделяется большое количество протонов водорода и среда раствора становится кислой, т.е рН приближается к низким значениям.
Рассмотрим гидролиз сульфата меди:
CuSO4 = Cu2+ + SO42-
Cu2+ + HOH = (CuOH)+ + H+
(CuOH)+ + HOH = Cu (OH)2 + H+
Степень процесса будет увеличиваться с повышением заряда ядра катиона.
К этому же типу относится гидролиз хлорида цинка, нитрата аммония, хлорида аммония, сульфата алюминия и других соединений.
По аниону
Здесь с водой уже реагирует анион слабого электролита. Среда при этом становится щелочной, т. е. рН раствора стремится к 14.
Карбонат натрия:
Na2CO3 = 2Na+ + ( CO3)2-
(CO3)2- + HOH = (HCO3)— + OH—
(HCO3)— + HOH = H2CO3 + OH—
Степень такой реакции будет увеличиваться с понижением электроотрицательности анионов.
К нему же относится гидролиз фосфата натрия, сульфида калия и других подобных соединений.
Совместный
Он протекает в том случае, когда и катион и анион являются ионами слабых электролитов. При этом при равнозначности степени процесса по каждому компоненту будет возникать нейтральная среда (рН = 7).
К нему можно отнести гидролиз ацетата аммония, сульфида алюминия и других подобных соединений.
Рассмотрим подробней на примере Al2S3.
Al2S3 = 2Al3+ + 3S2-
Al3+ + 3HOH = Al(OH)3 + 3H+
S2- + 2HOH = H2S + 2OH—
В общем виде:
2Al3+ + 6HOH + 3S2- + 6HOH = 2Al(OH)3 + 6H+ + 3H2S + 6OH—
Или
2Al3++ 3S2- + 6HOH = 2Al(OH)3 + 3H2S
Практическое применение и значение
Реакции разложения водой распространены в природе, а человек нашел им применение в быту и в производстве:
- Они применяются для очищения воды от железа способом аэрации. Сквозь воду пропускают кислород, который окисляет растворенный в ней Fe(HCO3)2 до соли железа (III). Такая соль гидролизуется практически полностью. При этом выпадают в осадок нерастворимые кристаллы Fe(OH)3.
- Применяют этот процесс для удаления и других примесей из воды. Для этого добавляют соли алюминия. Если присутствуют гидрокарбонат-ионы, происходит их полное разложение, получается полигидрат оксида железа, который коагулирует и осаждается, собирая на себя примеси.
- Ферментативное разложение органических веществ происходит при пищеварении. Расщепление водой в присутствии ферментов используют также для производства пищевых продуктов, лечебного питания, лекарств. Например, белковые гидролизаты применяют для парентерального (внутривенного) питания больных.
- Разложение водой органических веществ имеет значение в химии, а именно в химической промышленности. Из крахмала получается глюкоза и патока, а при разложении водой целлюлозы — этанол. Разлагая водой торф, получают кормовые дрожжи, воск, удобрения.
- На этом процессе основана работа моющих средств. Мыло, например, распадается на ионы Na и углеводородный остаток. В жесткой воде сложно получить хорошую мыльную пену. В такой воде, где много ионов кальция и магния, они вступают во взаимодействие с углеводородным остатком, образуя плохо растворимые соединения.
- С помощью такой реакции можно обнаружить присутствие ионов висмута, сурьмы, бериллия.
Степень гидролиза
От чего зависит эта величина?
- Чем более слабая кислота или основание, при взаимодействии которых получилась соль, тем больше h_гидр.
- Температура раствора. Чем он холоднее, тем меньше вещество способно гидролизоваться.
- Концентрация раствора. Если сильнее развести раствор водой, степень повышается — по принципу Ле-Шателье, идет сдвиг равновесия к продуктам.
- Наличие катализаторов. Это особенно характерно для органики.
У соединения сильной кислоты и основания степень нулевая (разложения не происходит), а у слабых эта величина велика (почти вся соль гидролизуется).
Еще одна характеристика такого процесса разложения— константа гидролиза К_g. Это константа равновесия для гидролиза. Она показывает, насколько вещество склонно гидролизоваться.
Константу можно выразить через степень:
К_g = h_гидр2*С/(1-h_гидр)
Обычно h_гидр — очень маленькое число, поэтому соотношение можно упростить: К_g = h_гидр2*С. Это соотношение справедливо для неорганических солей.
Константа гидролиза
Виды
То, как пойдет процесс, зависит от свойств основания и кислоты, образовавших конкретное соединение.
Константа гидролиза
Виды гидролиза:
- По катиону и аниону. Соединение слабого основания и слабой кислоты, органическое или неорганическое, разлагается и по положительному, и по отрицательному иону. Получившийся раствор может иметь слабощелочную, слабокислую или нейтральную среду.
- По катиону. Разложение неорганических солей слабого основания и сильной кислоты проходит по катиону. Он соединяется с гидроксильным ионом ОН. Оставшиеся положительно заряженные частицы Н делают раствор кислотным. Так гидролизуется, например, сернокислая медь CuSO4.
- По аниону. Способность гидролизоваться по отрицательному иону свойственна солям сильных оснований и слабых кислот. Отрицательный ион кислотного остатка объединяется с частицей Н+ из Н2О, остается избыточное количество гидроксид-ионов. Поэтому pH в полученном растворе станет щелочным. Пример — KNO2. Если он прореагирует с Н2О, получится гидроксид калия KOH и азотистая кислота HNO2.
- Щелочной. Этот тип процесса характерен для органических соединений. Они гидролизуются в присутствии щелочи. Например, в присутствии NaOH гидролизуется C5H11Cl.
- Кислотный. Процесс в присутствии сильных неорганических кислот (серной, соляной) характерен только для органических соединений, таких как сложные эфиры.
- Ферментативный. Ферменты (энзимы) выступают катализаторами для расщепления биополимеров: белков, жиров, липоидов, крахмалов, гликогена и других. Именно такие процессы проходят в пищеварительном тракте.
- Ступенчатый гидролиз. Разложение в несколько стадий происходит, когда с H2O реагирует соль многоосновной кислоты или многокислотного основания. Сначала проходит разложение исходное соединение, возникает новая соль, она затем также гидролизуется. Таких ступеней может быть несколько. Na2CO3 — результат взаимодействия сильного основания и слабой кислоты. На первой стадии она разлагается по аниону, и получается NaHCO3. Далее идет ее сольволиз в водном растворе, получается слабая кислота H2CO3.
Страницы
- Главная страница
- ОСНОВЫ ОБЩЕЙ ХИМИИ
- 1.1 Важнейшие классы неорганических веществ
- 2.1 Вещества. Атомы
- 2.2 Размеры атомов
- 2.3 Молекулы. Химические формулы
- 2.4 Простые и сложные вещества
- 2.5 Валентность элементов
- 2.6 Моль. Молярная масса
- 2.7 Закон Авогадро
- 2.8 Закон сохранения массы веществ
- 2.9 Вывод химических формул
- 3.1 Строение атома. Химическая связь
- 3.2 Строение атома
- 3.4 Строение электронной оболочки атома
- 3.5 Периодическая система химических элементов
- 3.6 Зависимость свойств элементов
- 3.7 Химическая связь и строение вещества
- 3.8 Гибридизация орбиталей
- 3.9 Донорно-акцепторный механизм образования
- 3.10 Степени окисления элементов
- 4.1 Классификация химических реакций
- 4.2 Тепловые эффекты реакций
- 4.3 Скорость химических реакций
- 4.4 Необратимые и обратимые реакции
- 4.5 Общая классификация химических реакций
- НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ
- 5.1 Растворы. Электролитическая диссоциация
- 5.2 Количественная характеристика состава растворов
- 5.3 Электролитическая диссоциация
- 5.4 Диссоциация кислот, оснований и солей
- 5.5 Диссоциация воды
- 5.6 Реакции обмена в водных растворах электролитов
- 5.7 Гидролиз солей
- 6.1 Важнейшие классы неорганических веществ
- 6.2 Кислоты, их свойства и получение
- 6.3 Амфотерные гидроксиды
- 6.4 Соли, их свойства и получение
- 6.5 Генетическая связь между важнейшими классами
- 6.6 Понятие о двойных солях
- 7.1 Металлы и их соединения
- 7.2 Электролиз
- 7.3 Общая характеристика металлов
- 7.4 Металлы главных подгрупп I и II групп
- 7.5 Алюминий
- 7.6 Железо
- 7.7 Хром
- 7.8 Важнейшие соединения марганца и меди
- 8.1 Неметаллы и их неорганические соединения
- 8.2 Водород, его получение
- 8.3 Галогены. Хлор
- 8.4 Халькогены. Кислород
- 8.5 Сера и ее важнейшие соединения
- 8.6 Азот. Аммиак. Соли аммония
- 8.7 Оксиды азота. Азотная кислота
- 8.8 Фосфор и его соединения
- 8.9 Углерод и его важнейшие соединения
- 8.10 Кремний и его важнейшие соединения
- ОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ
- 9.1 Основные положения органической химии. Углеводороды
- 9.2 Электронные эффекты заместителей в органических соединениях
- 9.3 Предельные углеводороды (алканы)
- 9.3.1 Насыщенные УВ. Метан
- 9.4 Понятие о циклоалканах
- 9.5 Непредельные углеводороды
- 9.6 Диеновые углеводороды (алкадиены)
- 9.7 Алкины
- 9.8 Ароматические углеводороды
- 9.9 Природные источники углеводородов
- 10.1 Кислородсодержащие органические соединения
- 10.2 Фенолы
- 10.3 Альдегиды
- 10.4 Карбоновые кислоты
- 10.5 Сложные эфиры. Жиры
- 10.6 Понятие о поверхностно-активных веществах
- 10.7 Углеводы
- 11.1 Амины. Аминокислоты
- 11.2 Белки
- 11.3 Понятие о гетероциклических соединениях
- 11.4 Нуклеиновые кислоты
- 12.1 Высокомолекулярные соединения
- 12.2 Синтетические волокна
Гидролиз
Реакции гидролиза можно разделить на обратимые и необратимые.
Необратимому гидролизу по катиону и аниону подвергаются соли образованные слабым нерастворимым основанием и слабой кислотой. В таблице растворимости они отмечаются либо прочерком либо знаком вопроса.
Al2S3 + 6H2O = 2Al(OH)3↓+ 3H2S
Такая соль не может быть получена в результате реакции обмена:
Необратимому гидролизу подвергаются многие бинарные (двухэлементные) соединения — нитриды, фосфиды, карбиды, силициды, гидриды.
Li3N + 3H2O = 3LiOH + NH3
Zn3P2 + 6H2O = 3Zn(OH)2↓+ 2PH3
CaC2 + 2H2O = Ca(OH)2 + C2H2
Al4C3 + 12H2O = 4Al(OH)3↓+ 3CH4
Mg2Si + 4H2O = 2Mg(OH)2↓+ SiH4
CaH2 + 2H2O = Ca(OH)2 + 2H2
Чтобы рассматривать обратимый гидролиз необходимо помнить, какие кислоты и основания считаются сильными, а какие — слабыми.
Сильные кислоты: HCl, HBr, HI, HNO3, H2SO4, HClO4(хлорная кислота — соли перхлораты), HClO3(хлорноватая кислота — соли хлораты)
Слабые кислоты: HF, HNO2, H2S, H2SO3, H2CO3, H2SiO3, H3PO4, HCN, CH3COOH
Сильные основания: LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, FrOH, Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2 — все гидроксиды металлов I и II групп главных подгрупп кроме бериллия и магния
Слабые основания: NH4OH и все нерастворимые основания
Рассмотрим обратимый гидролиз соли сильного основания NaOH и слабой кислоты H2CO3. К аниону слабой кислоты присоединяется ион водорода молекулы воды, а гидроксогруппа остается свободной и обуславливает щелочную реакцию среды.
Такой гидролиз называют гидролизом по аниону
Рассмотрим обратимый гидролиз соли слабого основания Zn(OH)2 и сильной кислоты HCl. К катиону слабого основания присоединяется гидроксид-ион молекулы воды, а ион водорода остается свободным и обуславливает кислую реакцию среды.
Такой гидролиз называют гидролизом по катиону
Рассмотрим обратимый гидролиз соли слабого основания NH4OH и слабой кислоты CH3COOH. К катиону слабого основания присоединяется гидроксид-ион молекулы воды, а ион водорода присоединяется к аниону слабой кислоты. Реакция среды зависит от констант диссоциации слабой кислоты и слабого основания. В данном случае они примерно равны и реакция среды — нейтральная.
Такой гидролиз называют гидролизом по катиону и аниону
Соль, образованная сильным основанием и сильной кислотой, гидролизу не подвергается.
НЕ ПОДВЕРГАЮТСЯ ГИДРОЛИЗУ НЕРАСТВОРИМЫЕ СОЛИ!!!
Например, CaCO3 — карбонат кальция, CuS — сульфид меди (II)
Следует иметь ввиду, что несмотря на то, что мы говорим: соль образована сильным основанием и слабой кислотой или сильной кислотой и слабым основанием реакция среды соли будет слабо щелочной или слабо кислой. Пусть слова «сильная кислота» и «сильное основание» не сбивают вас с толку!
Примеры заданий.
Выполнение заданий этого типа всегда надо начинать с рассмотрения таблицы растворимости!
1. Установите соответствие между формулой соли и характером среды её разбавленного водного раствора.
ФОРМУЛА СОЛИ
А) Ca(NO3)2
Б) Na2SO3
В) K3PO4
Г) (NH4)2SO4
СРЕДА РАСТВОРА
1) нейтральная 2) сильно кислая 3) слабо кислая 4) щелочная
Решение:
В таблице растворимости находим «Р», т.е. все соли растворимы, существуют в водном растворе, следовательно можно определять реакцию среды.
Ca(NO3)2 — соль образована сильным основанием Ca(OH)2 и сильной кислотой HNO3, значит реакция среды — нейтральная. Ответ 1.
Na2SO3 — соль образована сильным основанием NaOH и слабой кислотой H2SO3, значит реакция среды — щелочная. Ответ 4.
K3PO4 — соль образована сильным основанием KOH и слабой кислотой H3PO4, значит реакция среды — щелочная. Ответ 4.
(NH4)2SO4 — соль образована слабым основанием NH4OH и сильной кислотой H2SO4, значит реакция среды — кислая. Вы должны помнить, что гидролиз в данном случае — обратимая реакция, и количество ионов водорода незначительно, поэтому реакция среды — слабо кислая. Ответ 3.
Общий ответ: 1443
2. Установите соответствие между формулой соли и отношением её к гидролизу.
ФОРМУЛА СОЛИ
А) BaSO4
Б) CuCO3
В) K2S
Г) Fe2(SO4)3
ОТНОШЕНИЕ К ГИДРОЛИЗУ
1) гидролизуется по катиону 2) гидролизуется по аниону
3) гидролизуется по катиону и аниону 4) гидролизу не подвергается
Решение:
BaSO4 — в таблице растворимости стоит «Н», т.е. сульфат барияне растворим, в водном растворе практически нет ионов и соль не гидролизуется. Ответ 4.
CuCO3 — в таблице растворимости стоит прочерк «-«, значит в воде соль разлагается, т.е. гидролизуется по катиону и аниону. Ответ 3.
Две оставшиеся соли растворимы «Р».
K2S — соль образована сильным основанием KOH и слабой кислотой H2S, значит гидролизуется по аниону. Ответ 2.
Fe2(SO4)3 — соль образована нерастворимым слабым основанием Fe(OH)3 и сильной кислотой H2SO4, значит гидролизуется по катиону. Ответ 1.Общий ответ: 4321
Типы гидролиза солей
- Для солей, которые включают слабое основание и сильную кислоту, свойственен гидролиз по катиону.
К примеру CuCl2, — это средняя соль. Состав представлен слабым основанием Cu(OH)2 (нерастворимым в воде) и сильной кислотой HCl.
Все растворимые соли считаются сильными электролитами, вследствие этого при растворении в воде всецело диссоциируют на ионы.
Раствор представляет собой частичную диссоциацию молекулы воды и абсолютное разложение на ионы хлорида меди (II). OH- анионы объединяются с катионом Cu2+ и образуют нерастворимое соединение, которое не диссоциирует на ионы. Ионы H+ и Cl-связываются в молекулу сильного электролита – соляную кислоту. В итоге получается накопление в растворе ионов H+, которые обеспечивают, кислую реакцию среды раствора и изменение цвета индикаторов. Индикатор может быть метиловым оранжевым. В нейтральной среде имеет оранжевый цвет, в кислой окрашивается в красный.
Представляем процесс в виде уравнений реакции: 1) Cu2+ + H2O = Cu(OH)2 ↓ + 2H+ — сокращенное ионное уравнение 2) Cu2+ + 2Cl- + 2H2O = Cu(OH)2 ↓ + 2H+ + 2Cl-— полное ионное уравнение 3) CuCl2+ 2H2O = Cu(OH)2 ↓ + 2HCl— молекулярное уравнение реакции
- Для солей, которые включают сильное основание и слабую кислоту, характерен гидролиз по аниону.
К примеру, Na2CO3 представляет собой соль, образованную сильным основанием NaOH (водорастворимым) и слабой кислотой H2CO3.
Когда карбонат натрия растворяется в воде, он полностью распадается на ионы, а молекулы воды отчасти диссоциируют на ионы. В итоге процесса гидролиза ионы Na+ и OH- объединяются и получается сильный электролит гидроксид натрия. В растворе накапливается избыточное общее количество гидроксильных анионов OH-, которые свойственны для щелочной реакции среды. Катионы H+ и анионы CO32- образуют слабую углекислоту, которая в растворе распадается на воду и углекислый газ.
Углекислота очень слабая, в растворе распадается на H2O и CO2.
Уравнение будет выглядеть так:
-
Гидролиз по катиону и аниону характерен для солей, которые состоят из слабого основания и слабой кислоты.
Например, (NH4)2S представляет собой среднюю соль, образованную слабым основанием NH4OH и слабой кислотой H2S.
При растворении сульфида аммония в водном растворе происходит образование малодиссоциирующих веществ-гидроксида аммония и сероводорода. В растворе остаются лишь только молекулы воды, растворная среда станет нейтральной.
-
Гидролизу не подвергается соль, состоящая из сильного основания и сильной кислоты.
Например, BaCl2 представляет собой соль, образованную сильным основанием Ba(OH)2 (водорастворимым) и сильной кислотой HCl.
Представленный тип солей не содержит кислотных остатков и катионов металлов, реагирующих с водой, т. е. способных влиять на РН водного раствора. Консистенции таких солей имеют нейтральную реакционную среду. В процессе растворения в воде образуются сильные электролиты, полностью распадающиеся на ионы.
Процессы диссоциации и гидролиза считаются обратимыми и подчиняются совокупным закономерностям смещения химического равновесия. Данные процессы возможно усиливать и замедлять, добавляя в раствор одноименный ион, разбавляя раствор или же нагревая его.
Для составления уравнений гидролиза солей существует конкретный алгоритм:
- Запишите формулу соли и определите ее растворимость в воде, применяя таблицу растворимости солей, кислот и оснований в воде.
- В случае если соль растворима, составьте уравнение диссоциации
- Определите состав соли
- Сделайте вывод, какой из ионов соли подвергается гидролизу:
- Составляем краткое ионное уравнение
- Определите среду и рН раствора соли. Если в кратком ионном уравнении появляется 2H+— кислый раствор среды, рН OH-
В данном случае среда является кислой.
, то среда в растворе щелочная, рН > 7.
- Составьте полное ионное уравнение соли
- Составим молекулярное уравнение гидролиза
Смотри также:
- Классификация химических реакций в неорганической и органической химии
- Тепловой эффект химической реакции. Термохимические уравнения
- Скорость химической реакции, ее зависимость от различных факторов
- Обратимые и необратимые химические реакции. Химическое равновесие. Смещение химического равновесия под действием различных факторов
- Электролитическая диссоциация электролитов в водных растворах. Сильные и слабые электролиты
- Реакции ионного обмена
- Реакции окислительно-восстановительные. Коррозия металлов и способы защиты от нее
- Электролиз расплавов и растворов (солей, щелочей, кислот)
- Ионный (правило В.В. Марковникова) и радикальный механизмы реакций в органической химии