Составить уравнение реакции гидролиза соли хлорида натрия

Гидролиз солей

Водные растворы солей имеют разные значения рН и показывают различную реакцию среды — кислую, щелочную, нейтральную.

Например, водный раствор хлорида алюминия AlCl₃ имеет кислую среду (рН 7), растворы хлорида натрия NaCl и нитрита свинца Pb(NO₂)₂ — нейтральную среду (pН = 7). Эти соли не содержат в своем составе ионы водорода Н + или гидроксид-ионы ОН — , которые определяют среду раствора. Чем же можно объяснить различные среды водных растворов солей? Это объясняется тем, что в водных растворах соли подвергаются гидролизу.

Слово «гидролиз» означает разложение водой («гидро» — вода, «лизис» — разложение).

Гидролиз — одно из важнейших химических свойств солей.

Гидролизом соли называется взаимодействие ионов соли с водой, в результате которого образуются слабые электролиты.

Сущность гидролиза сводится к химическому взаимодействию катионов или анионов соли с гидроксид-ионами ОН — или ионами водорода Н + из молекул воды. В результате этого взаимодействия образуется малодиссоциирующее соединение (слабый электролит). Химическое равновесие процесса диссоциации воды смещается вправо.

Поэтому в водном растворе соли появляется избыток свободных ионов Н + или ОН — , и раствор соли показывает кислую или щелочную среду.

Гидролиз — процесс обратимый для большинства солей. В состоянии равновесия только небольшая часть ионов соли гидролизуется.

Любую соль можно представить как продукт взаимодействия кислоты с основанием. Например, соль NaClO образована слабой кислотой HClO и сильным основанием NaOH.

В зависимости от силы исходной кислоты и исходного основания соли можно разделить на 4 типа:

Соли I, II, III типов подвергаются гидролизу, соли IV типа не подвергаются гидролизу

Рассмотрим примеры гидролиза различных типов солей.

I. Соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой, подвергаются гидролизу по аниону. Эти соли образованы катионом сильного основания и анионом слабой кислоты, который связывает катион водорода Н + молекулы воды, образуя слабый электролит (кислоту).

Пример: Составим молекулярное и ионные уравнения гидролиза нитрита калия KNO₂.

Соль KNO₂ образована слабой одноосновной кислотой HNO₂ и сильным основанием KОН, что можно изобразить схематически так:

Напишем уравнение гидролиза соли KNO₂:

Каков механизм гидролиза этой соли?

Так как ионы Н + соединяются в молекулы слабого электролита HNО₂, их концентрация уменьшается и равновесие процесса диссоциации воды по принципу Ле-Шателье смещается вправо. В растворе увеличивается концентрация свободных гидроксид-ионов ОН — . Поэтому раствор соли KNO₂ имеет щелочную реакцию (pН > 7).

Вывод: Соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой, при растворении в воде показывают щелочную реакцию среды, pН > 7.

II. Соли, образованные слабым основанием и сильной кислотой, гидролизуются по катиону. Эти соли образованы катионом слабого основания и анионом сильной кислоты. Катион соли связывает гидроксид-ион ОН — воды, образуя слабый электролит (основание).

Пример: Составим молекулярное и ионное уравнения гидролиза йодида аммония NH₄I.

Соль NH₄I образована слабым однокислотным основанием NH₄OH и сильной кислотой НI:

При растворении в воде соли NH₄I катионы аммония NH₄ + связываются с гидроксид-ионами ОН — воды, образуя слабый электролит – гидроксид аммония NH₄OH. В растворе появляется избыток ионов водорода Н + . Среда раствора соли NH₄I – кислая, рН — из молекулы воды и образует слабое основание, и анионом слабой кислоты, который связывает ионы Н + из молекулы воды и образует слабую кислоту. Реакция растворов этих солей может быть нейтральной, слабокислой или слабощелочной. Это зависит от констант диссоциации слабой кислоты и слабого основания, которые образуются в результате гидролиза.

Пример 1: Составим уравнения гидролиза ацетата аммония CH₃COONH₄. Эта соль образована слабой уксусной кислотой СН₃СООН и слабым основанием NH₄ОH:

Реакция раствора соли CH₃COONH₄ – нейтральная (рН=7), потому что K_д(СН₃СООН)=K_д(NH₄ОH).

Пример 2: Составим уравнения гидролиза цианида аммония NH₄CN. Эта соль образована слабой кислотой HCN и слабым основанием NH₄ОH:

Реакция раствора соли NH₄CN — слабощелочная (pН > 7), потому что K_д(NH₄ОH)> K_д(HCN).

Как уже было отмечено, для большинства солей гидролиз является обратимым процессом. В состоянии равновесия гидролизуется только небольшая часть соли. Однако некоторые соли полностью разлагаются водой, т. е. для них гидролиз является необратимым.

Необратимому (полному) гидролизу подвергаются соли, которые образованы слабым нерастворимым или летучим основанием и слабой летучей или нерастворимой кислотой. Такие соли не могут существовать в водных растворах, К ним, например, относятся:

Пример: Составим уравнение гидролиза сульфида алюминия Al₂S₃:

Гидролиз сульфида алюминия протекает практически полностью до образования гидроксида алюминия Al(OH)₃ и сероводорода H₂S.

Поэтому в результате обменных реакций между водными растворами некоторых солей не всегда образуются две новые соли. Одна из этих солей может подвергаться необратимому гидролизу с образованием соответствующего нерастворимого основания и слабой летучей (нераствориой) кислоты. Например:

Суммируя эти уравнения, получаем:

или в ионном виде:

IV. Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием, не гидролизуются, потому что катионы и анионы этих солей не связываются с ионами Н + или ОН — воды, т. е. не образуют с ними молекул слабых электролитов. Равновесие диссоциации воды не смещается. Среда растворов этих солей — нейтральная (рН = 7,0), так как концентрации ионов Н + и ОН — в их растворах равны, как в чистой воде.

Вывод: Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием, при растворении в воде гидролизу не подвергаются и показывают нейтральную реакцию среды (рН = 7,0).

Ступенчатый гидролиз

Гидролиз солей может протекать ступенчато. Рассмотрим случаи ступенчатого гидролиза.

Если соль образована слабой многоосновной кислотой и сильным основанием, число ступеней гидролиза зависит от основности слабой кислоты. В водном растворе таких солей на первых ступенях гидролиза образуются кислая соль вместо кислоты и сильное основание. Ступенчато гидролизуюгся соли Na₂SO₃, Rb₂CО₃, K₂SiO₃, Li₃PO₄ и др.

Пример: Составим молекулярное и ионное уравнения гидролиза карбоната калия K₂СО₃.

Гидролиз соли K₂СО₃ протекает по аниону, потому что соль карбонат калия образована слабой кислотой Н₂СО₃ и сильным основанием KОН:

Так как Н₂СО₃ – двухосновная кислота, гидролиз K₂СО₃ протекает по двум ступеням.

Продуктами первой ступени гидролиза K₂СО₃ являются кислая соль KHCO₃ и гидроксид калия KОН.

Вторая ступень (гидролиз кислой соли, которая образовалась в результате первой ступени):

Продуктами второй ступени гидролиза K₂СО₃ являются гидроксид калия и слабая угольная кислота Н₂СО₃. Гидролиз по второй ступени протекает в значительно меньшей степени, чем по первой ступени.

Среда раствора соли K₂СО₃ — щелочная (рН > 7), потому что в растворе увеличивается концентрация ионов ОН — .

Если соль образована слабым многокислотным основанием и сильной кислотой, то число ступеней гидролиза зависит от кислотности слабого основания. В водных растворах таких солей на первых ступенях образуется основная соль вместо основания и сильная кислота. Ступенчато гидролизуются соли MgSО₄, CoI₂, Al₂(SO₄)₃, ZnBr₂ и др.

Пример: Составим молекулярное и ионное уравнения гидролиза хлорида никеля (II) NiCl2.

Гидролиз соли NiCl₂ протекает по катиону, так как соль образована слабым основанием Ni(OH)₂ и сильной кислотой НСl. Катион Ni 2+ связывает гидроксид-ионы ОН — воды. Ni(OH)₂ — двухкислотное основание, поэтому гидролиз протекает по двум ступеням.

Продуктами первой ступени гидролиза NiCl₂ являются основная соль NiOHCl и сильная кислота HCl.

Вторая ступень (гидролиз основной соли, которая образовалась в результате первой ступени гидролиза):

Продуктами второй ступени гидролиза являются слабое основание гидроксид никеля (II) и сильная хлороводородная кислота НCl. Однако степень гидролиза по второй ступени намного меньше, чем по первой ступени.

Среда раствора NiCl₂ — кислая, рН + .

Гидролизу подвергаются не только соли, но и другие неорганические соединения. Гидролизуются также жиры, углеводы, белки и другие вещества, свойства которых изучаются в курсе органической химии. Поэтому можно дать более общее определение процесса гидролиза:

Гидролиз — это реакция обменного разложения веществ водой.

Пособие для учащихся Гидролиз

Обращаем Ваше внимание, что в соответствии с Федеральным законом N 273-ФЗ «Об образовании в Российской Федерации» в организациях, осуществляющих образовательную деятельность, организовывается обучение и воспитание обучающихся с ОВЗ как совместно с другими обучающимися, так и в отдельных классах или группах.

Пособие для учащихся «Гидролиз»

Данное пособие предназначено для учащихся 11 класса.

Тема «Гидролиз солей» вызывает некоторые затруднения у учащихся. Пособие содержит теоретический материал по теме «Гидролиз». Представлен алгоритм составления уравнений реакций гидролиза, разбираются примеры решения заданий по теме «Гидролиз солей»,приведены таблицы: «Сильные и слабые электролиты», «Индикаторы», «Таблица растворимости».

Составлены задания для самостоятельной работы учащихся. Пособие поможет ученикам при выполнении лабораторной работы, по выполнению домашней работы; позволит более полно усвоить тему.

Успешное выполнение заданий по теме: «Гидролиз солей» невозможно без знания теоретического материала.

1.Необходимо повторить правила пользования таблицей растворимости:

Чтобы определить,растворима ли соль,по вертикале в таблице находим катион,образовавший соль.По горизонтали соответствующий анион. Если на их пересечении стоит буква Р-соль растворима,следовательно в водном растворе диссоциирует на ионы.Если –буква Н- вещество нерастворимо,на ионы не диссоциирует.

2.Необходимо повторить понятия : «электролиты», «неэлектролиты», «сильные электролиты»,

Электролиты- это вещества растворы или расплавы которых проводят электрический ток. NaCl , H ₂ SO ₄ , NaOH

Неэлектролиты -это вещества, водные растворы или расплавы которых не проводят электрический ток. Кислород O ₂ , азот N ₂ , водород H _2, многие органические вещества – спирты, глюкоза, сахароза, бензол и др.

Сильные электролиты-полность диссоциируют на ионы

1) сильные кислоты ( H ₂ SO ₄ , HCl , HNO ₃ , HClO ₄ , HClO ₃ , HBr , HI и др.)

2) щелочи ( NaOH , KOH , LiOH , Ba ( OH )₂, Ca ( OH )₂ и др.)

Слабые электролиты -неполность диссоциируют на ионы

2) нерастворимые в воде основания ( Cu ( OH )₂, Fe ( OH )₃ и др.)

3) гидроксид аммония NH ₄ OH

3.Следует знать цвет индикаторов в различных средах

Окраска индикатора в среде

4.Знания о том,как диссоциируют вещества ,относящиеся к различным классам неорганических соединений помогут в написании уравнений гидролиза

Кислоты – электролиты, которые при диссоциации образуют только один вид катионов – катионы водорода Н + Уравнение электролитической диссоциации сильных кислот:

Слабые многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато.

Основания — электролиты, которые при диссоциации образуют только один вид анионов — гидроксид-ионы ОН Уравнение диссоциации сильных оснований (щелочей)

Слабые многокислотные основания диссоциируют ступенчато.

FeOH + ↔ Fe 2+ + OH —

Средние (нормальные) соли – сильные электролиты, образующие при диссоциации катионы металла и анионы кислотного остатка.

Основные соли – электролиты, которые при диссоциации образуют анионы кислотного остатка и сложные катионы, состоящие из атомов металла и гидроксогрупп ОН-.

Fe(OH)Cl ↔ Fe(OH) + + Cl — (α = 1)

Fe ( OH ) + ↔ Fe 2+ + OH — (α

5.Изучить теоретический материал по теме: «Гидролиз солей»

Соли – это соединения, образующие при диссоциации в водном растворе положительно заряженные ионы металлов и отрицательно заряженные ионы кислотных остатков, а иногда, кроме них, ионы водорода и гидроксид-ионы. В водном растворе эти ионы гидратированы – окружены молекулами воды.

Водные растворы многих солей имеют кислую или щелочную среду. Причиной этого явления является гидролиз –это взаимодействие ионов соли с водой,приводящее к образованию слабого электролита

Причина гидролиза – электролитическая диссоциация соответствующих солей и воды.

По отношению к воде соли можно разделить на 4 группы:

1.Соли, образованные катионом сильного основания и анионом слабой кислоты.

Гидролиз такого типа называют гидролизом по аниону. Среда раствора щелочная,лакмус синий. Пример:гидролиз соли фосфата натрия( Na ₃ PO ₄ ). Соль образована сильным основанием-гидроксидом калия и слабой кислотой-фосфорной.

3 Na + + PO ₄ 3- + Н₂О ⇄ НРО₄ 2- +ОН — +3 Na +

2.Соли, образованные катионом слабого основания и анионом сильной кислоты.

Гидролиз такого типа называют гидролизом катиону.Среда кислая,лакмус красный Пример: гидролиз соли сульфата меди(2)- CuSO ₄

Cu 2+ + SO ₄ 2- + Н₂О ⇄ CuOH + + H +

3.Соли, образованные катионом сильного основания и анионом сильной кислоты. Соль гидролизу не подвергается, диссоциирует на ионы в водном растворе. В этом случае. среда нейтральная, лакмус фиолетовый.

4.Соли, образованные катионом слабого основания и анионом слабой кислоты.

Гидролиз такого типа называют гидролизом по катиону и аниону. В этом случае характер среды определяют по степени диссоциации кислоты и основания, образовавших соль. Если степень диссоциации кислоты больше степени диссоциации основания, то среда будет слабокислой. И ,наоборот ,если степень диссоциации основания больше степени диссоциации кислоты, то среда-слабощелочная.

Пример необратимого гидролиза: Al ₂ S ₃ + H ₂ O à Al ( OH )₃ ¯ + H ₂ S ­

Особого внимания заслуживает совместный гидролиз.

Соли в водном растворе полностью гидролизованы.

Алгоритм составления уравнений реакций гидролиза:

1. Определить какой по силе кислотой и каким основанием по силе образована соль.

2. Записать уравнение диссоциации соли,затем уравнение диссоциации молекулы воды.

3. Выписать формулу иона слабого электролита и написать уравнение взаимодействия его с одной молекулой воды; в результате получится краткое ионно-молекулярное уравнение гидролиза

4. Записать уравнение реакции гидролиза в молекулярном виде. Указать характер среды и цвет индикатора лакмуса

Рассмотрим ,как пользуясь алгоритмом составления уравнения гидролиза, выполнить задание.

Составить уравнение реакции гидролиза соли, образованной сильным основанием и слабой кислотой-сульфида натрия( Na ₂ S )

1.Соль образована гидроксидом натрия-сильным основанием и слабой кислотой-сероводородной.

2.Определить тип гидролиза, среду и цвет индикатора.

Гидролиз по аниону Среда щелочная ,лакмус синий.

3.Записать уравнение диссоциации соли и воды

Na₂ S ⇄ → 2Na + + S 2-

4.Записать ионное уравнение гидролиза

2 Na + + S 2- + H ₂ O ⇄ HS — +2 Na + + OH —

5.Составить молекулярное уравнение

Na ₂ S + H ₂ O ⇄ NaHS + Na OH

Составить уравнение реакции гидролиза хлорида меди (2).

1.Рассмотрим состав соли: соль образована слабым основанием гидроксидом меди(2) и сильной кислотой –соляной.

2.Определить тип гидролиза, среду и цвет индикатора.

Гидролиз по катиону, среда кислая, лакмус красный.

3.Записать уравнение диссоциации соли и воды

CuCl₂ ⇄ Cu 2+ +2Cl — H₂O ⇄ H + + OH —

4.Записать ионное уравнение гидролиза

Cu 2+ +2 Cl — + H ₂ O ⇄ Cu OH + +2 Cl — + H +

5.Составить молекулярное уравнение

CuCl ₂ + H ₂ O ⇄ Cu OHCl + HCl

В тестовых заданиях или в заданиях на соответствие, составленных по типу заданий ЕГЭ встречаются обозначения среды посредством использования значений водородного показателя. Необходимо помнить:

PH > 7- среда щелочная, концентрация ионов гидроксогруппы больше концентрации ионов водорода ; PH PH = 7- среда нейтральная; концентрация ионов водорода равна концентрации гидроксид-ионов.

Количественно гидролиз характеризуется степенью гидролиза. Она показывает сколько молекул вещества от общего числа молекул подвергается гидролизу. Степень гидролиза зависит от температуры, природы вещества, концентрации раствора. Если повысить температуру-это усилит гидролиз, так как это эндотермическая реакция .При разбавлении водой гидролиз усиливается.

Если гидролиз по аниону-повышение концентрации гидроксид-ионов будет ослаблять гидролиз.

Если гидролиз по катиону-повышение концентрации ионов водорода ослабит гидролиз.

Предположим соль- хлорид меди (2).Она гидролизуется по катиону, так как образована слабым основанием –гидроксидом меди(2) и сильной кислотой-соляной. Чтобы усилить гидролиз этой соли ,нужно нагреть раствор; добавить воды; добавить щелочь-раствор(делаем выбор).

Определить формулу соли, если значение PH =7 : хлорид магния, сульфат натрия; бромид алюминия.

1. MgCl ₂ –соль образована слабым основанием и сильной кислотой; гидролиз по катиону, среда кислая PH 7;

2. Na ₂ SO ₄ — соль образована сильным основанием и сильной кислотой; среда нейтральная PH =7.

3. AlBr ₃ — соль образована сильной кислотой и слабым основанием; гидролиз по катиону; PH 7

Задания для самостоятельной работы :

1.Задания для закрепления знаний, умений определять характер среды и цвет индикатора

Гидролиз солей. Какие соли подвергаются гидролизу

Процесс образования слабодиссоциированных соединений с изменением водородного показателя среды при взаимодействии воды и соли называется гидролизом.

Гидролиз солей происходит в случае связывания одного иона воды с образованием труднорастворимых или слабодиссоциированных соединений за счет смещения равновесия диссоциации. По большей части этот процесс является обратимым и при разбавлении или увеличении температуры усиливается.

Чтобы узнать, какие соли подвергаются гидролизу, необходимо знать, какие по силе при ее образовании использовались основания и кислоты. Существует несколько видов их взаимодействий.

Получение соли из основания и кислоты слабой силы

Примерами могут служить сульфид алюминия и хрома, а также аммоний ускуснокислый и карбонат аммония. Данные соли при растворении в воде образуют основания и слабодиссоциирующие кислоты. Чтобы проследить обратимость процесса, необходимо составить уравнение реакции гидролиза солей:

Аммоний уксуснокислый + вода ↔ аммиак + уксусная кислота

В ионном виде процесс выглядит как:

В вышеприведенной реакции гидролизации образуются аммиак и уксусная кислота, то есть слабодиссоциирующие вещества.

Водородный показатель водных растворов (рН) напрямую зависит от относительной силы, то есть констант диссоциации продуктов реакции. Приведенная выше реакция будет слабощелочной, так как постоянная распада уксусной кислоты меньше константы гидроокиси аммония, то есть 1,75 ∙ 10 — 5 меньше, чем 6,3 ∙ 10 -5 . Если основания и кислоты удаляются из раствора, тогда процесс происходит до конца.

Рассмотрим пример необратимого гидролиза:

Сульфат алюминия + вода = гидроокись алюминия + сероводород

В этом случае процесс необратим, потому как один из продуктов реакции удаляется, то есть выпадает в осадок.

Гидролиз соединений, полученных взаимодествием слабого основания с сильной кислотой

Этот тип гидролиза описывают реакции разложения сульфата алюминия, хлорида или бромида меди, а также хлорида железа или аммония. Рассмотрим реакцию хлорида железа, которая протекает в две стадии:

Хлорид железа + вода ↔ гидроксохлорид железа + соляная кислота

Ионное уравнение гидролиза солей хлорида железа принимает вид:

Fe 2+ + Н₂О + 2Cl — ↔ Fe(OH) + + Н + + 2Cl —

Вторая стадия гидролиза:

По причине дефицита ионов гидроксогруппы и накапливания ионов водорода гидролиз FeCl₂ протекает по первой стадии. Образуется сильная соляная кислота и слабое основание – гидрокись железа. В случае подобных реакций среда получается кислой.

Негидролизующиеся соли, полученные путем взаимодействия сильных оснований и кислот

Примером таких солей могут быть хлориды кальция или натрия, сульфат калия и бромид рубидия. Однако приведенные вещества не гидролизуются, так как при растворении в воде имеют нейтральную среду. Единственным малодиссоциирующим веществом в этом случае является вода. Для подтверждения этого утверждения можно составить уравнение гидролиза солей хлорида натрия с образованием кислоты соляной и гидроокиси натрия:

NaCl + Н₂О ↔ NaOH + HCl

Реакция в ионном виде:

Na + + Cl — + Н₂О↔ Na + + ОН — + Н + + Cl —

Соли как продукт реакции сильной щелочи и кислоты слабой силы

В данном случае гидролиз солей протекает по аниону, что соответствует щелочной среде водородного показателя. В качестве примеров можно назвать ацетат, сульфат и карбонат натрия, силикат и сульфат калия, а также натриевую соль синильной кислоты. Например, составим ионно-молекулярные уравнения гидролиза солей сульфида и ацетата натрия:

Диссоциация сульфида натрия:

Первая стадия гидролиза многоосновной соли, происходит по катиону:

Запись в ионном виде:

S 2- + Н₂О ↔ HS — + ОН —

Вторая ступень осуществима в случае повышения температуры реакции:

Рассмотрим еще одну реакцию гидролиза на примере натрия уксуснокислого:

Натрий уксуснокислый + вода ↔ уксусная кислота + едкий натр.

В результате реакции образуется слабая уксусная кислота. В обоих случаях реакции будут иметь щелочную среду.

Равновесие реакции по принципу Ле-Шателье

Гидролиз, как и остальные химические реакции, бывает обратимым и необратимым. В случае обратимых реакций один из реагентов расходуется не весь, в то время как необратимые процессы протекают с полным расходом вещества. Это связано со смещением равновесия реакций, которое основано на изменении физических характеристик, таких как давление, температура и массовая доля реагентов.

Согласно понятию принципа Ле-Шателье, система будет считаться равновесной до тех пор, пока на нее не будет изменено одно или несколько внешних условий протекания процесса. К примеру, при уменьшении концентрации одного из веществ равновесие системы постепенно начнет смещаться в сторону образования этого же реагента. Гидролиз солей также имеет способность подчиняться принципу Ле-Шателье, с помощью которого можно ослабить или усилить протекание процесса.

Усиление гидролиза

Гидролиз можно усилить до полной необратимости несколькими способами:

• Повысить скорость образования ионов ОН — и Н + . Для этого нагревают раствор, и за счет увеличения поглощения теплоты водой, то есть эндотермической диссоциации, этот показатель повышается.
• Прибавить воды.
• Перевести один из продуктов в газообразное состояние либо связать в тяжело растворимое вещество.

Подавление гидролиза

Подавить процесс гидролизации, так же как и усилить, можно несколькими способами.

Ввести в раствор один из образующихся в процессе веществ. Например, подщелачивать раствор, в случае если рН˃7, или же наоборот подкислять, где реакционная среда меньше 7 по водородному показателю.

Взаимное усиление гидролиза

Взаимное усиление гидролизации применяется в том случае, если система стала равновесной. Разберем конкретный пример, где системы в разных сосудах стали равновесны:

Al 3+ + Н₂О ↔ AlOH 2+ + Н +

Обе системы мало гидролизованы, поэтому, если смешать их друг с другом, произойдет связывание гидроксоинов и ионов водорода. В результате получим молекулярное уравнение гидролиза солей:

Хлорид алюминия + карбонат натрия + вода = хлорид натрия + гидроокись алюминия + диоксид углерода.

По принипу Ле-Шателье равновесие системы перейдет в сторону продуктов реакции, а гидролиз пройдет до конца с образованием гидроксида алюминия, выпавшего в осадок. Такое усиление процесса возможно лишь в том случае, если одна из реакций протекает по аниону, а другая по катиону.

Гидролиз по аниону

Гидролиз водных растворов солей осуществляется за счет соединения их ионов с молекулами воды. Один из способов гидролизации производится по аниону, то есть прибавление водного иона Н + .

В большинстве своем этому способу гидролиза подвержены соли, которые образуются посредством взаимодействия сильного гидроксида и слабой кислоты. Примером солей, разлагающихся по аниону, может выступать сульфат или сульфит натрия, а также карбонат или фосфат калия. Водородный показатель при этом более семи. В качестве примера разберем диссоциацию натрия уксуснокислого:

В растворе это соединение разделяется на катион – Na + , и анион – СН₃СОО — .

Катион диссоциированного натрия уксуснокислого, образованный сильным основанием, не может вступить в реакцию с водой.

При этом анионы кислоты с легкостью реагируют с молекулами Н₂О:

Следовательно, гидролизация осуществляется по аниону, и уравнение принимает вид:

CH3COONa + НОН = СН₃СООН + NaOH

В случае, если гидролизу подвергаются многоосновные кислоты, процесс происходит в несколько стадий. В нормальных условиях подобные вещества гидролизуются по первой стадии.

Гидролиз по катиону

Катионному гидролизу в основном подвержены соли, образованные путем взаимодействия сильной кислоты и основания малой силы. Примером служит бромид аммония, нитрат меди, а также хлорид цинка. При этом среда в растворе при гидролизации соответствует менее семи. Рассмотрим процесс гидролиза по катиону на примере хлорида алюминия:

В водном растворе он диссоциирует на анион – 3Cl — и катион – Al 3+ .

Ионы сильной хлороводородной кислоты не взаимодействуют с водой.

Ионы (катионы) основания, напротив, подвержены гидролизу:

Al 3+ + НОН = AlOH 2+ + Н +

В молекулярном виде гидролизация хлорида алюминия выглядит следующим образом:

AlCl3 + Н₂О = AlOHCl + HCl

При нормальных условиях предпочтительно пренебрегать гидролизацией по второй и третьей ступени.

Степень диссоциации

Любая реакция гидролиза солей характеризуется степенью диссоциации, которая показывает отношение между общим числом молекул и молекулами, способными переходить в ионное состояние. Степень диссоциации характеризуется несколькими показателями:

• Температура, при которой осуществляется гидролиз.
• Концентрация диссоциируемого раствора.
• Происхождение растворяемой соли.
• Природа самого растворителя.

По степени диссоциации все растворы делятся на сильные и слабые электролиты, которые, в свою очередь, при растворении в различных растворителях проявляют разную степень.

• Вещества со степенью диссоциации более 30% являются сильными электролитами. Например, едкий натр, едкий калий, гидроксид бария и кальция, а также серная, соляная и азотная кислоты.
• Электролиты, степень которых менее 2%, называются слабыми. К ним относятся органические кислоты, гидроксид аммония, сероводород и угольная кислота, а также ряд оснований р-, d-, f-элементов периодической системы.

Константа диссоциации

Количественным показателем возможности вещества распадаться на ионы является константа диссоциации, также называемая константой равновесия. Говоря простым языком, постоянная равновесия есть отношение разложившихся на ионы электролитов к непродиссоциированным молекулам.

В отличие от степени диссоциации, этот параметр не зависит от внешних условий и концентрации солевого раствора в процессе гидролизации. При диссоциации многоосновных кислот степень диссоциации на каждой ступени становится на порядок меньше.

Показатель кислотно-основных свойств растворов

Водородный показатель или рН – мера для определения кислотно-основных свойств раствора. Вода в ограниченном количестве диссоциирует на ионы и является слабым электролитом. При расчете водородного показателя используют формулу, которая является отрицательным десятичным логарифмом скопления водородных ионов в растворах:

• Для щелочной среды этот показатель будет равен более семи. Например, [Н + ] = 10 -8 моль/л, тогда рН = -lg[10 -8 ] = 8, то есть рН ˃ 7.
• Для кислой среды, напротив, водородный показатель должен быть менее семи. Например, [Н + ] = 10 -4 моль/л, тогда рН = -lg[10 -4 ] = 4, то есть рН ˂ 7.
• Для нейтральной среды, рН = 7.

Очень часто для определения рН-растворов используют экспресс-метод по индикаторам, которые, в зависимости от рН, меняют свой цвет. Для более точного определения пользуются иономерами и рН-метрами.

Количественные характеристики гидролиза

Гидролиз солей, как и любой другой химический процесс, имеет ряд характеристик, в соответствии с которыми протекание процесса становится возможным. К наиболее значимым количественным характеристикам относится константа и степень гидролиза. Остановимся подробнее на каждом из них.

Степень гидролиза

Чтобы узнать, какие соли подвергаются гидролизу и в каком количестве, используют количественный показатель – степень гидролиза, который характеризует полноту протекания гидролизации. Степенью гидролиза называют часть вещества от общего количества молекул, способного к гидролизации, записывается в процентном соотношении:

где степень гидролиза – h;

количество частиц соли, подвергнутых гидролизации – n;

общая сумма молекул соли, участвующих в реакции – N.

К факторам, влияющим на степень гидролизации, относятся:

• постоянная гидролизации;
• температура, при повышении которой степень возрастает за счет усиления взаимодействия ионов;
• концентрация соли в растворе.

Константа гидролиза

Она является второй по значимости количественной характеристикой. В общем виде уравнения гидролиза солей можно записать как:

МА + НОН ↔ МОН + НА

Отсюда следует, что константа равновесия и концетрация воды в одном и том же растворе есть величины постоянные. Соответственно, произведение этих двух показателей будет также постоянной величиной, что и означает константу гидролиза. В общем виде Кг можно записать, как:

где НА – кислота,

В физическом смысле константа гидролиза описывает способность определенной соли подвергаться процессу гидролизации. Этот параметр зависит от природы вещества и его концентрации.