Fe2 so4 3 уравнения гидролиза соли

Гидролиз солей

Тема «Гидролиз солей» – одна из наиболее трудных для учащихся 9-го класса, изучающих неорганическую химию. И как думается, трудность ее не в действительной сложности самого изучаемого материала, а в том, как он излагается в учебниках. Так, у Ф.Г.Фельдмана и Г.Е.Рудзитиса из соответствующего параграфа очень мало, что можно понять. В учебниках же Л.С.Гузея и Н.С.Ахметова данная тема вообще исключена, хотя учебник Ахметова предназначен для учащихся 8–9-х классов с углубленным изучением химии.
Пользуясь учебниками указанных авторов, ученик вряд ли сможет хорошо понять теорию растворов, сущность электролитической диссоциации веществ в водной среде, соотнести реакции ионного обмена с реакциями гидролиза солей, образованных разными по силе кислотами и основаниями. Кроме того, в конце каждого учебника имеется таблица растворимости, но нигде и никак не поясняется, почему в отдельных ее клеточках стоят прочерки, а в текстах учебников ученики встречают формулы этих солей.
Мы попытаемся в краткой лекции для учителей (прежде всего для начинающих, им особенно трудно отвечать на возникающие у детей вопросы) восполнить данный пробел и по-своему осветить проблему составления уравнений реакций гидролиза и определения характера образующейся среды.

Гидролизом называется процесс разложения веществ водой (само слово «гидролиз» об этом говорит: греч. – вода и – разложение). Разные авторы, давая определение этому явлению, выделяют, что при этом образуется кислота или кислая соль, основание или основная соль (Н.Е.Кузьменко); при взаимодействии ионов соли с водой образуется слабый электролит (А.Э.Антошин); в результате взаимодействия ионов соли с водой смещается равновесие электролитической диссоциации воды (А.А.Макареня); составные части растворенного вещества соединяются с составными частями воды (Н.Л.Глинка) и т.д.
Каждый автор, давая определение гидролиза, отмечает наиболее важную, на его взгляд, сторону этого сложного, многогранного процесса. И каждый из них по-своему прав. Думается, дело учителя, какому определению отдать предпочтение – что ему ближе по его образу мышления.
Итак, гидролиз – это разложение веществ водой. Причиной его является электролитическая диссоциация соли и воды на ионы и взаимодействие между ними. Вода диссоциирует незначительно на ионы Н + и ОН – ( 1 молекула из 550 000), причем в процессе гидролиза один или оба этих иона могут связываться с ионами, образующимися при диссоциации соли, в малодиссоциирующее, летучее или нерастворимое в воде вещество.
Соли, образованные сильными основаниями (NаОН, КОH, Ва(ОH)₂) и сильными кислотами (Н₂SO₄,
HCl, НNO₃), гидролизу не подвергаются, т.к. образующие их катионы и анионы не способны в растворах связывать ионы Н + и ОН – (причина – высокая диссоциация).
Когда соль образована слабым основанием или слабой кислотой или оба «родителя» – слабые, соль в водном растворе подвергается гидролизу. При этом реакция среды зависит от относительной силы кислоты и основания. Другими словами, водные растворы таких солей могут быть нейтральными, кислыми или щелочными в зависимости от констант диссоциации образующихся новых веществ.
Так, при диссоциации ацетата аммония СН₃СООNН₄ реакция раствора будет слабощелочной, т.к. константа диссоциации NН₄ОН (k_дис = 6,3•10 –5 ) больше константы диссоциации СН₃СООН
(k_дис = 1,75•10 –5 ). У другой же соли уксусной кислоты – ацетата алюминия (СН₃СОО)₃Al – реакция раствора будет слабокислой, т.к. k_дис(СН₃СООН) = 1,75•10 –5 больше k_дис(Al(ОН)₃) = 1,2•10 –6 .
Реакции гидролиза в одних случаях являются обратимыми, а в других – идут до конца. Количественно гидролиз характеризуется безразмерной величиной _г, называемой степенью гидролиза и показывающей, какая часть от общего количества молекул соли, находящихся в растворе, подвергается гидролизу:

_г = n/N•100%,

где n – число гидролизованных молекул, N – общее число молекул в данном растворе. Например, если _г = 0,1%, то это означает, что из 1000 молекул соли водой разложилась только одна:

n = _г•N/100 = 0,1•1000/100 = 1.

Степень гидролиза зависит от температуры, концентрации раствора и природы растворенного вещества. Так, если рассмотреть гидролиз cоли СН₃СООNа, то степень ее гидролиза для растворов различной концентрации будет следующая: для 1М раствора – 0,003%, для 0,1М – 0,01%, для
0,01М – 0,03%, для 0,001М – 0,1% (данные взяты из книги Г.Реми). Эти значения согласуются с принципом Ле Шателье.
Повышение температуры увеличивает кинетическую энергию молекул, их распад на катионы и анионы и взаимодействие с ионами воды (Н + и ОН – ) – слабого при комнатной температуре электролита.
Учитывая природу реагирующих веществ, для связывания ионов ОН – к раствору соли можно добавить кислоту, а для связывания ионов Н + – щелочь. Можно также добавить другие соли, гидролизующиеся по противоположному иону. В этом случае происходит взаимное усиление гидролиза обеих солей.
Ослабить гидролиз можно (если это необходимо) понижением температуры, увеличением концентрации раствора, введением в него одного из продуктов гидролиза: кислоты, если при гидролизе накапливаются ионы Н + , или щелочи, если накапливаются ионы ОН – .
Все реакции нейтрализации протекают экзотермически, а гидролиза – эндотермически. Поэтому выход первых с повышением температуры уменьшается, а вторых – увеличивается.
Ионы Н + и ОН – не могут существовать в растворе в значительных концентрациях – они соединяются в молекулы воды, смещая равновесие вправо.
Разложение соли водой объясняется связыванием катионов и/или анионов диссоциированной соли в молекулы слабого электролита ионами воды (Н + и/или ОН – ), всегда имеющимися в растворе. Образование слабого электролита, осадка, газа или полное разложение нового вещества равноценно удалению ионов соли из раствора, что в соответствии с принципом Ле Шателье (действие равно противодействию) смещает равновесие диссоциации соли вправо, а следовательно, приводит к разложению соли до конца. Отсюда и появляются прочерки в таблице растворимости против ряда соединений.
Если молекулы слабого электролита образуются за счет катионов соли, то говорят, что гидролиз идет по катиону и среда будет кислая, а если за счет анионов соли, то говорят, что гидролиз идет по аниону и среда будет щелочная. Иными словами, кто сильнее – кислота или основание, – тот и определяет среду.
Гидролизу подвергаются только растворимые соли слабых кислот и/или оснований. Дело в том, что если соль малорастворима, то концентрации ее ионов в растворе ничтожно малы и говорить о гидролизе такой соли не имеет смысла.

Составление уравнений реакций гидролиза солей

Гидролиз солей слабых многоосновных оснований и/или кислот происходит ступенчато. Число ступеней гидролиза равно наибольшему заряду одного из ионов соли.
Например:

Однако гидролиз по второй ступени и особенно по третьей идет очень слабо, поскольку
_г1 >>_г2 >> _г3. Поэтому при написании уравнений гидролиза обычно ограничиваются первой ступенью. Если гидролиз практически завершается на первой ступени, то при гидролизе солей слабых многоосновных оснований и сильных кислот образуются основные соли, а при гидролизе солей сильных оснований и слабых многоосновных кислот образуются кислые соли.
Количество молекул воды, участвующих в процессе гидролиза соли по схеме реакции, определяется произведением валентности катиона на число его атомов в формуле соли (правило автора).
Например:

Nа₂СО₃ 2Na + 1•2 = 2 (H₂O),

Al₂(SО₄)₃ 2Al 3+ 3•2 = 6 (H₂O),

Co(CH₃COO)₂ Со 2+ 2•1 = 2 (H₂O).

Поэтому при составлении уравнения гидролиза пользуемся следующим алгоритмом (на примере гидролиза Al₂(SО₄)₃):

1. Определяем, из каких веществ образована соль:

2. Предполагаем, как мог бы пойти гидролиз:

Al₂(SО₄)₃ + 6Н–ОН = 2Аl 3+ + 3 + 6H + + 6OH – .

3. Поскольку Al(ОН)₃ – слабое основание и его катион Al 3+ связывают ионы ОН – из воды, то процесс фактически идет так:

Al₂(SO₄)₃ + 6Н + + 6OH – = 2Аl(ОН) 2+ + 3 + 6H + + 2OH – .

4. Сопоставляем количества оставшихся в растворе ионов Н + и ОН – и определяем реакцию среды:

6Н + + 2ОН – = 2Н₂О + 4Н + кислая среда.

5. После гидролиза образовалась новая соль: (Al(ОН)₂)₂SО₄, или Аl₂(ОН)₄SO₄, – дигидроксосульфат алюминия (или тетрагидроксосульфат диалюминия) – основная соль. Частично может образоваться и AlОНSО₄ (гидроксосульфат алюминия), но в значительно меньшем количестве, и им можно пренебречь.

1.

2. Na₂SiO₃ + 2Н₂О = 2Na + + + 2Н + + 2ОН – .

3. Поскольку Н₂SiO₃ – слабая кислота и ее ион связывает ионы Н + из воды, то фактически реакция идет так:

2Na + + + 2Н + + 2ОН – = 2Na + + Н + Н + + 2ОН – .

4. Н + + 2ОН – = Н₂О + ОН – щелочная среда.

5. Na + + Н = NаНSiO₃ – гидросиликат натрия – кислая соль.

Кислотность или щелочность среды легко определить по количеству оставшихся в растворе ионов Н + или ОН – при условии, что новые вещества образовались и существуют в растворе в эквивалентных отношениях и другие реактивы в ходе реакции не добавлялись. Среда может быть кислая или слабокислая (если ионов Н + мало), щелочная (если ионов ОН – много) или слабощелочная, а также нейтральная, если значения констант диссоциации слабой кислоты и слабого основания близки и все оставшиеся в растворе ионы Н + и ОН – после гидролиза снова соединились с образованием Н₂О.
Мы уже отмечали, что степень гидролиза соли тем больше, чем слабее кислота или основание, образовавшие эту соль. Поэтому необходимо для помощи учащимся привести ряды анионов и катионов, соответствующие уменьшению силы кислот и оснований их образующих (по А.В.Метельскому).

F – > > CH₃COO – > H > HS – >

> > > > .

Сd 2+ > Mg 2+ > Mn 2+ > Fe 2+ > Co 2+ > Ni 2+ >

> Cu 2+ > Pb 2+ > Zn 2+ > Al 2+ > Cr 2+ > Fe 2+ .

Чем правее в этих рядах расположен ион, тем с большей силой идет гидролиз образованной им соли, т.е. его основание или кислота cлабее, чем у стоящих слева от него. Особенно сильно идет гидролиз солей, образованных одновременно слабыми основанием и кислотой. Но даже для них степень гидролиза обычно не превышает 1%. Тем не менее в некоторых случаях гидролиз таких солей протекает особенно сильно и степень гидролиза достигает почти 100%. Такие соли в водных растворах не существуют, а хранятся только в сухом виде. В таблице растворимости против них стоит прочерк. Примерами таких солей могут служить ВаS, Аl₂S₃, Сr₂(SO₃)₃ и другие (см. таблицу растворимости в учебниках).
Подобные соли, имеющие высокую степень гидролиза, гидролизуются полностью и необратимо, т. к. продукты их гидролиза выводятся из раствора в виде малорастворимого, нерастворимого, газообразного (летучего), малодиссоциирующего вещества или разлагаются водой на другие вещества.
Например:

Соли, полностью разлагаемые водой, нельзя получить реакцией ионного обмена в водных растворах, т.к. вместо ионного обмена более активно протекает реакция гидролиза.

2АlCl₃ + 3Na₂S Аl₂S₃ + 6NaCl (так могло бы быть),

2АlCl₃ + 3Na₂S + 6H₂O 2Al(OH)₃ + 3H₂S + 6NaCl (так есть фактически).

Соли, подобные Al₂S₃, получают в безводных средах спеканием компонентов в эквивалентных количествах или другими способами:

Многие галогениды, как правило, активно реагируют с водой, образуя гидрид одного элемента и гидроксид другого.
Например:

СlF + H–OH HClO + HF,

PСl₃ + 3H–OH P(OH)₃ + 3HCl
(по Л.Полингу).

Как правило, при такого рода реакциях, также называемых гидролизом, более электроотрицательный элемент соединяется с Н + , а менее электроотрицательный – с ОН – . Легко заметить, что приведенные выше реакции протекают в соответствии с этим правилом.
Кислые соли слабых кислот также подвергаются гидролизу. Однако в этом случае наряду с гидролизом протекает диссоциация кислотного остатка. Так, в растворе NaHCО₃ одновременно протекают гидролиз H , приводящий к накоплению ОH – -ионов:

Н + Н–ОН Н₂СО₃ + ОH – ,

и диссоциация, хотя и незначительная:

Н + H + .

Таким образом, реакция раствора кислой соли может быть как щелочной (если гидролиз аниона преобладает над его диссоциацией), так и кислой (в обратном случае). Это определяется соотношением константы гидролиза соли (К_гидр) и константы диссоциации (К_дис) соответствующей кислоты. В рассмотренном примере К_гидр аниона больше К_дис кислоты, поэтому раствор данной кислой соли имеет щелочную реакцию (что и используют страдающие изжогой от повышенной кислотности желудочного сока, хотя делают это зря). При обратном соотношении констант, например в случае гидролиза NaHSO₃, реакция раствора будет кислой.
Гидролиз основной соли, например гидроксохлорида меди(II), протекает так:

Сu(ОН)Сl + Н–ОН Сu(ОН)₂ + НСl,

или в ионном виде:

СuОН + + Сl – + H + + ОH – Сu(ОН)₂ + Cl – + H + среда кислая.

Гидролиз в широком смысле – это реакции обменного разложения между различными веществами и водой (Г.П.Хомченко). Такое определение охватывает гидролиз всех соединений – как неорганических (солей, гидридов, галогенидов, халькогенов и др.), так и органических (сложных эфиров, жиров, углеводов, белков и др.).
Например:

(C₆H₁₀O₅)n + nH–OH nC₆H₁₂O₆,

CaC₂ + 2H–OH Ca(OH)₂ + C₂H₂,

Cl₂ + H–OH HCl + HClO,

PI₃ + 3H–OH H₃PO₃ + 3HI.

В результате гидролиза минералов – алюмосиликатов – происходит разрушение горных пород. Гидролиз некоторых солей – Na₂CO₃, Na₃РО₄ – применяется для очистки воды и уменьшения ее жесткости.
Растущая быстрыми темпами гидролизная отрасль промышленности вырабатывает из отходов (древесные опилки, хлопковая шелуха, подсолнечная лузга, солома, кукурузные кочерыжки, отходы сахарной свеклы и др.) ряд ценных продуктов: этиловый спирт, кормовые дрожжи, глюкозу, «сухой лед», фурфурол, метанол, лигнин и многие другие вещества.
Гидролиз протекает в организме человека и животных при переваривании пищи (жиров, углеводов, белков) в водной среде под действием ферментов – биологических катализаторов. Он играет важную роль в ряде химических превращений веществ в природе (цикл Кребса, цикл трикарбоновых кислот) и промышленности. Поэтому нам думается, что вопросам изучения гидролиза в школьном курсе химии необходимо уделять значительно больше внимания.
Ниже приведен пример раздаточной карточки, предлагаемой учащимся для закрепления материала после изучения темы «Гидролиз солей» в 9-м классе.

Алгоритм написания уравнения гидролиза Fe₂(SO₄)₃

1. Определяем, чем образована соль:

2. Предполагаем, как мог бы пойти гидролиз:

Fe₂(SO₄)₃ + 6Н₂О = 2Fe 3+ + 3 + 6H + + 6OH – .

3. Поскольку Fe(OH)₃ – слабое основание, то катионы Fe 3+ будут связываться анионами ОН – из воды и гидролиз фактически будет протекать так:

2Fе 3+ + 3 + 6H + + 6OH – = 2Fe(OH) 2+ + 3 + 6H + + 2OH – .

4. Определяем реакцию среды:

6Н + + 2ОН – = 2Н₂О + 4Н + кислая среда.

5. Определяем новую соль по ионам, оставшимся в растворе:

2Fe(OH) 2+ + = [Fe(OH)₂]₂SO₄ – дигидроксосульфат железа(III)
– основная соль.

Гидролиз идет по катиону.

Дополнительная информация
(на обороте карточки)

1. Кто сильнее – основание или кислота, тот и определяет среду: кислую или щелочную.
2. Диссоциацию и гидролиз многоосновных кислот и оснований учитываем только по первой ступени. Например:

Аl(ОН)₃ = Аl + ОH – ,

Н₃РO₄ = Н + + .

3. Ряд активности кислот (их силы):

4. Ряд активности оснований (их силы):

5. Чем правее в своем ряду стоит кислота и основание, тем они слабее.
6. Количество молекул воды, участвующих в гидролизе соли по схеме реакции, определяется произведением валентности катиона на число его атомов в формуле соли:

Na₂SO₃ 2Na + 1•2 = 2 (H₂O),

ZnCl₂ 1Zn 2+ 2•1 = 2 (H₂O),

Al₂(SO₄)₃ 2Al 3+ 3•2 = 6 (H₂O).

7. Гидролиз идет по катиону, если основание слабое, и по аниону, если кислота слабая.

Применение данного алгоритма способствует осознанному написанию учащимся уравнений гидролиза и при достаточной тренировке не вызывает никаких затруднений.

ЛИТЕРАТУРА

Антошин А.Э., Цапок П.И. Химия. М.: Химия, 1998;
Ахметов Н.С. Неорганическая химия. М.: Просвещение, 1990;
Глинка Н.Л. Общая химия. Л.: Химия, 1978;
Еремин В.В., Кузьменко Н.Е. Химия. М.: Экзамен, 1998;
Еремин В.В., Кузьменко Н.Е., Попов В.А. Химия. М.: Дрофа, 1997;
Кузьменко Н.Е., Чуранов С.С. Общая и неорганическая химия. М.: Изд-во МГУ, 1977;
Метельский А.В. Химия. Минск: Белорусская энциклопедия, 1997;
Полинг Л., Полинг П. Химия. М.: Мир, 1998;
Пиментел Д.С. Химия. М.: Мир, 1967;
Фельдман Ф.Г., Рудзитис Г.Е. Химия-9. М.: Просвещение, 1997;
Холин Ю.В., Слета Л.А. Репетитор по химии. Харьков: Фолино, 1998;
Хомченко Г.П. Химия. М.: Высшая школа, 1998.

Гидролиз сульфата железа (III)

Fe₂(SO₄)₃ — соль образованная слабым основанием и сильной кислотой, поэтому реакция гидролиза протекает по катиону.

Первая стадия (ступень) гидролиза

Полное ионное уравнение
2Fe 3+ + 3SO₄ 2- + 2HOH ⇄ 2FeOH 2+ + 2SO₄ 2- + 2H + + SO₄ 2-

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

Вторая стадия (ступень) гидролиза

Полное ионное уравнение
2FeOH 2+ + 2SO₄ 2- + 2HOH ⇄ 2Fe(OH)₂ + + SO₄ 2- + 2H + + SO₄ 2-

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

Третья стадия (ступень) гидролиза

Полное ионное уравнение
2Fe(OH)₂ + + SO₄ 2- + 2HOH ⇄ 2Fe(OH)₃ + 2H + + SO₄ 2-

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

Среда и pH раствора сульфата железа (III)

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

Fe2 so4 3 уравнения гидролиза соли

Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза солей Pb(NO₃)₂, Na₂CO₃, Fe₂(SO₄)₃. Какое значение pH (> 7

Pb(NO₃)₂ + HOH ⇄ PbOHNO₃ + HNO₃
Pb 2+ + 2NO₃ — + HOH ⇄ PbOH + + NO₃ — + H + + NO₃ —
Pb 2+ + HOH ⇄ PbOH + + H +
Водный раствор нитрата свинца имеет pH + ).

Na₂CO₃ + HOH ⇄ NaHCO₃ + NaOH
2Na + + CO₃ 2- + HOH ⇄ Na + + HCO₃ — + Na + + OH —
CO₃ 2- + HOH ⇄ HCO₃ — + OH —
Водный раствор карбоната натрия имеет pH > 7, т. к. в результате гидролиза образуются гидроксид-анионы (OH — ).

CoCl₂ + HOH ⇄ CoOHCl + HCl
Co 2+ + 2Cl — + HOH ⇄ CoOH + + Cl — + H + + Cl —
Co 2+ + HOH ⇄ CoOH + + H +
Водный раствор хлорида кобальта имеет pH + ).