Гидролиз солей

1) Гидролиз не возможен

Соль, образованная сильным основанием и сильной кислотой (KBr, NaCl, NaNO3), гидролизу подвергаться не будет, так как в этом случае слабый электролит не образуется.

рН таких растворов = 7. Реакция среды остается нейтральной.

2) Гидролиз по катиону (в реакцию с водой вступает только катион)

В соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой (FeCl2, NH4Cl,Al2(SO4)3, MgSO4) гидролизу подвергается катион:

FeCl2 + HOH ⇔ Fe(OH)Cl + HCl

Fe2+ + 2Cl- + H+ + OH- ⇔ FeOH+ + 2Cl- + Н+

В результате гидролиза образуется слабый электролит, ион H+ и другие ионы.

рН раствора < 7 (раствор приобретает кислую реакцию).

3) Гидролиз по аниону (в реакцию с водой вступает только анион)

Соль, образованная сильным основанием и слабой кислотой (КClO, K2SiO3, Na2CO3, CH3COONa) подвергается гидролизу по аниону, в результате чего образуется слабый электролит, гидроксид-ион ОН- и другие ионы.

K2SiO3 + НОH ⇔ KHSiO3 + KОН

2K+ + SiO32- + Н+ + ОH- ⇔ НSiO3- + 2K+ + ОН-

рН таких растворов > 7 (раствор приобретает щелочную реакцию).

4) Совместный гидролиз (в реакцию с водой вступает и катион и анион)

Соль, образованная слабым основанием и слабой кислотой (СН3СООNН4, (NН4)2СО3, Al2S3), гидролизуется и по катиону, и по аниону. В результате образуются малодиссоциирующие основание и кислота.

рН растворов таких солей зависит от относительной силы кислоты и основания. Мерой силы кислоты и основания является константа диссоциации соответствующего реактива.

Реакция среды этих растворов может быть нейтральной, слабокислой или слабощелочной:

Аl2S3 + 6HOH => 2Аl(ОН)3 + 3Н2S

Гидролиз солей многокислотных оснований и многоосновных кислот проходит ступенчато.

Например, гидролиз хлорида железа (II) включает две ступени:

1-ая ступень

FeCl2 + HOH ⇔ Fe(OH)Cl + HCl

Fe2+ + 2Cl- + H+ + OH- ⇔ Fe(OH)+ + 2Cl- + H+

2-ая ступень

Fe(OH)Cl + HOH ⇔ Fe(OH)2 + HCl

Fe(OH)+ + Cl- + H+ + OH- ⇔ Fe(ОН)2 + Н+ + Cl-

Гидролиз карбоната натрия включает две ступени:

1-ая ступень

Nа2СО3 + HOH ⇔ NаНСО3 + NаОН

СО32- + 2Na+ + H+ + OH- => НСО3- + ОН- + 2Na+

2-ая ступень

NаНСО3 + Н2О ⇔ NаОН + Н2СО3

НСО3- + Na+ + H+ + OH- ⇔ Н2СО3 + ОН- + Na+

Гидролиз - процесс обратимый. Повышение концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов препятствует протеканию реакции до конца. Параллельно с гидролизом проходит реакция нейтрализации, когда образующееся слабое основание (Мg(ОН)2, Fe(ОН)2) взаимодействует с сильной кислотой, а образующаяся слабая кислота (СН3СООН, Н2СО3 ) - со щелочью.

Гидролиз протекает необратимо, если в результате реакции образуется нерастворимое основание и (или) летучая кислота:

Al2S3 + 6H2O => 2Al(OH)3↓ + 3H2S↑

Алгоритм составления уравнений гидролиза солей

Факторы, влияющие на степень гидролиза.

1). Гидролиз эндотермическая реакция, поэтому повышение температуры усиливает гидролиз.

2). Повышение концентрации ионов водорода ослабляет гидролиз, в случае гидролиза по катиону. Аналогично, повышение концентрации гидроксид-ионов ослабляет гидролиз, в случае гидролиза по аниону.

3). При разбавлении водой равновесие смещается в сторону протекания реакции, т.е. вправо, степень гидролиза возрастает.

4). Добавки посторонних веществ могут влиять на положение равновесия в том случае, когда эти вещества реагируют с одним из участников реакции. Так, при добавлении к раствору сульфата меди

2CuSO4 + 2H2O ⇔ (CuOH)2SO4 + H2SO4

раствора гидроксида натрия, содержащиеся в нем гидроксид-ионы будут взаимодействовать с ионами водорода. В результате их концентрация уменьшится, и, по принципу ЛеШателье, равновесие в системе сместится вправо, степень гидролиза возрастет. А если к тому же раствору добавить раствор сульфида натрия, то равновесие сместится не вправо, как можно было бы ожидать (взаимное усиление гидролиза) а наоборот, влево, из-за связывания ионов меди в практически нерастворимый сульфид меди.

5). Концентрация соли. Рассмотрение этого фактора приводит к парадоксальному выводу: равновесие в системе смещается вправо, в соответствии с принципом ЛеШателье, но степень гидролиза уменьшается. Понять это помогает константа равновесия. Да, при добавлении соли, то есть фосфат-ионов

Rb3PO4 + H2O  Rb2HPO4 + RbOH,

равновесие будет смещаться вправо, концентрация гидрофосфат и гидроксид-ионов будет возрастать. Но из рассмотрения константы равновесия этой реакции ясно, что для того, чтобы увеличить концентрацию гидроксид-ионов вдвое, нам надо концентрацию фосфат-ионов увеличить в 4 раза! Ведь значение константы должно быть неизменным. А это значит, что степень гидролиза, под которой можно понимать отношение [OH–] / [PO43–], уменьшится вдвое.

Так для наших примеров 1 и 2 выражения констант равновесия (констант гидролиза) имеют вид:

2CuSO4 + 2H2O  (CuOH)2SO4 + H2SO4 (1)

Rb3PO4 + H2O  Rb2HPO4 + RbOH (2)

Мы возвращаемся к стихотворению и отвечаем, почему же Ваня боялся зайти в море.

Значение гидролиза: Гидролиз имеет большое практическое значение для человека, касаясь органических веществ: жиров, спиртов, мыла, крахмала, которые подробно изучаются в 10 классе.

3. Закрепление изученного материала

№ 1. Запишите уравнения гидролиза солей и определите среду водных растворов (рН) и тип гидролиза: Na2SiO3 , AlCl3, K2S.

№ 2. Составьте уравнения гидролиза солей, определите тип гидролиза и среду раствора: сульфита калия, хлорида натрия, бромида железа (III).

№ 3. Составьте уравнения гидролиза, определите тип гидролиза и среду водного раствора соли для следующих веществ: сульфид Калия - K2S, бромид алюминия - AlBr3, хлорид лития – LiCl, фосфат натрия - Na3PO4, сульфат калия - K2SO4, хлорид цинка - ZnCl2, сульфит натрия - Na2SO3, сульфат аммония - (NH4)2SO4, бромид бария - BaBr2 .

4. Домашнее задание

П. 6, упр. 9 на стр. 24