Fe oh 3 уравнение гидролиза

Общая химия

Гидролиз солей

В общем случае гидролиз – это реакция обменного разложения вещества водой. Гидролизу подвержены соединения различных классов.

Гидролиз солей – процесс взаимодействия ионов, образовавшихся при диссоциации соли, с молекулами воды, сопровождающийся образованием слабых электролитов и изменением рН среды.

В реакции гидролиза вступают соли, образованные слабой кислотой и слабым основанием, или слабой кислотой и сильным основанием, или слабым основанием и сильной кислотой. Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием, гидролизу не подвергаются

Растворы солей, образованных слабой кислотой и сильным основанием, имеют щелочную реакцию. Например при растворении в воде цианида калия он полностью диссоциирует (все соли сильные электролиты):

Образующиеся в результате диссоциации ионы калия соответствуют сильному электролиту КОН, а цианид-ионы — слабой циановодородной кислоте HCN. Ионы водорода, образовавшиеся в результате диссоциации молекул воды, связываются цианид-ионами в молекулы HCN, в результате в растворе накапливаются ионы гидроксила:

Обычно эти два процесса при записи объединяют, получая сокращенное ионное уравнение гидролиза:

рН этого раствора больше 7. Такой гидролиз называется гидролизом по аниону. Для него можно записать полное ионное:

K + + CN — + H2O =K + + HCN + OH —

и молекулярное уравнение:

Растворы солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой, имеют кислую реакцию. Аналогично предыдущему примеру гидролиз хлорида аммония NH4Cl:

Диссоциация при растворении соли:

Слабому основанию — аммиаку — соответствует ион аммония NH4 + , он и будет взаимодействовать с молекулами воды образуя слабый электролит:

В растворе накапливаются ионы водорода, среда кислая, рН раствора меньше 7. Такой гидролиз называется гидролизом по катиону. Полное ионное уравнение:

Особенно глубоко протекает гидролиз солей, образованных слабой кислотой и слабым основанием. В этом случае происходит гидролиз по катиону и аниону. Пример — гидролиз сульфида аммония. Соль при растворении в воде диссоциирует:

Оба иона, образовавшиеся при диссоциации, соответствуют слабым элетролитам, поэтому протекает гидролиз по катиону:

Ионы водорода и гидроксила дают молекулы воды — среда не может быть одновременно кислотй и щелочной:

однако среда не будет нейтральной. Реакция среды будет определяться соотношением констант диссоциации кислоты и основания. Если больше константа диссоциации основания (основание сильнее кислоты), среда будет щелочной, если больше константа диссоциации кислоты (кислота сильнее основаниия) — кислой. В приведенном примере аммиак — более сильный электролит по сравнению с сероводородной кислотой, поэтому среда будет слабощелочной, рН > 7.

В редких случаях, когда константы диссоциации кислоты и основания практически одинаковы, например, при гидролизе ацетата аммония CH3COONH4, среда будет почти нейтральная.

Если соль образована многокислотным основанием или многоосновной кислотой, гидролиз протекает ступенчато. Пример — гидролиз хлорида железа(III). Диссоциация соли при растворении:

Ион Fe 3+ соответствует слабому трехкислотному основанию Fe(OH)3, он и подвергается ступенчатому гидролизу. I-я ступень:

Гидролиз по первой ступени всегда протекает в значительно большей степени, чем по второй. Кроме того, ионы, образующиеся при гидролизе по первой ступени (в рассмотренном примере — ионы H + ), способствуют смещению равновесия второйступени влево, т. е. также подавляют гидролиз по второй ступени. Поэтому в обычных условиях (комнатная температура, атмосферное давление) гидролизом по второй и последующим ступеням можно пренебречь.

Следующий пример — гидролиз карбоната натрия Na3CO3. Диссоциация:

Ион соответствует слабой двухосновной угольной кислоте, именно он и подвергается гидролизу. I-я ступень:

И опять в обычных условиях существенна только первая ступень гидролиза.

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.

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:

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:

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:

  1. 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).

  1. 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:

КислотаГалогенангидриды
H2SO4SO2Cl2
H2SO3SOCl2
H2CO3COCl2
H3PO4POCl3, PCl5

Тиоангидриды (сульфангидриды) — так называются, по аналогии с безводными окислами (ангидридами), сернистые соединения элементов (например, Sb2S3, As2S5, SnS2, CS2 и т. п.).

  1. 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:
  1. 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.

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.

Гидролиз хлорида железа (III)

FeCl3 — соль образованная слабым основанием и сильной кислотой, поэтому реакция гидролиза протекает по катиону.

Первая стадия (ступень) гидролиза

Молекулярное уравнение
FeCl3 + HOH ⇄ FeOHCl2 + HCl

Полное ионное уравнение
Fe 3+ + 3Cl — + HOH ⇄ FeOH 2+ + 2Cl — + H + + Cl —

Сокращенное (краткое) ионное уравнение
Fe 3+ + HOH ⇄ FeOH 2+ + H +

Вторая стадия (ступень) гидролиза

Молекулярное уравнение
FeOHCl2 + HOH ⇄ Fe(OH)2Cl + HCl

Полное ионное уравнение
FeOH 2+ + 2Cl — + HOH ⇄ Fe(OH)2 + + Cl — + H + + Cl —

Сокращенное (краткое) ионное уравнение
FeOH 2+ + HOH ⇄ Fe(OH)2 + + H +

Третья стадия (ступень) гидролиза

Молекулярное уравнение
Fe(OH)2Cl + HOH ⇄ Fe(OH)3 + HCl

Полное ионное уравнение
Fe(OH)2 + + Cl — + HOH ⇄ Fe(OH)3 + H + + Cl —

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

Среда и pH раствора хлорида железа (III)

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


источники:

http://chemege.ru/gidroliz/

http://chemer.ru/services/hydrolysis/salts/FeCl3