Составление уравнений гидролиза органических и неорганических соединений

«Гидролиз органических и неорганических соединени». 11-й класс

Класс: 11

Презентация к уроку

Загрузить презентацию (242 кБ)

Цель урока: повторить гидролиз солей, закрепить полученные знания, отработать навыки составления уравнений реакции гидролиза, предсказывать продукты гидролиза, условия смещения реакции гидролиза.

Оборудование и реактивы: соли, образованные разными по силе кислотами и основаниями –сульфаты, хлориды, нитраты, карбонаты, ацетаты, феноляты, алкоголяты, индикаторная бумага, вода, пробирки.

План урока:

1. Теоретическая часть (беседа о гидролизе)
– гидратация и гидролиз
– сильные и слабые кислоты и основания
– типы солей
– алгоритм составления уравнений реакции гидролиза
– условия смещения равновесия
2. Практическая часть:
– демонстрация опытов,
– составление уравнений реакции гидролиза
– тренировочные упражнения
3. Выходной тест

1. Теоретическая часть

– Итак, что же это за реакция – гидролиз?

Учащиеся: Гидролиз от греческого лизис – разложение, гидро – вода.

Учащиеся: Гидролиз – это взаимодействие ионов соли с ионами водорода Н+ или гидроксид ионами ОН– молекул воды, в результате которого образуется слабый электролит.

– В чем отличие реакции гидролиза от реакции нейтрализации? (Гидролиз – это реакция, обратная реакции нейтрализации, в которой теплота поглощается и изменяется рН среды. Гидролизу подвергаются как неорганические соли так и органические.)

– Как долго протекает процесс гидролиза? (Процесс гидролиза протекает до тех пор, пока не установится равновесие между ионами соли, водой и продуктами гидролиза.

Учитель: Не следует путать гидролиз с гидратацией, где ионы соли реагируют с молекулами воды, например есть такое задание в КИМах:

К реакции гидролиза не относится:

Учащиеся: Реакция №3 не относится к реакции гидролиза, это реакция соединения оксида натрия с водой.

Учитель: Чтобы точно определить продукты гидролиза, мы должны знать силу кислот и оснований.

На доске и на карточках формулы органических и неорганических соединений.

1 вариант: Из данного перечня выписать сильные кислоты и основания. (Ученик у доски подчеркивает)

2 вариант: данные органические вещества расположить в порядке усиления кислотных свойств:

1) С₂H₅OH – этиловый спирт,
2) C₆Н₅ОН – фенол,
3) СН₃СООН – уксусная кислота,
4) СН₃ – СН₂ – СООН – пропионовая кислота, глицерин, этиленгликоль,
5) CH₂Cд – COOH – хлоруксусная кислота, вода и сравнить с соляной кислотой НСl, объяснить причину усиления кислотных свойств.

Дети выписывают вещества в порядке усиления кислотных свойств:

1. Этиловый спирт – спирты проявляют более слабые кислотные свойства чем вода, т.к. мы знаем, что алкоголяты полностью гидролизуются в присутствии воды.
2. Вода
3. Этиленгликоль – две гидроксильные группы, а увеличение числа гидроксильных групп в молекуле усиливает кислотные свойства спирта.
4. Глицерин – три гидроксильные группы, кислотные свойства усиливаются
5. Фенол – бензольное кольцо способствует понижению электронной плотности на атоме кислорода О–Н , который в свою очередь притягивает электронную плотность от атома водорода. Связь О–Н становится более полярной, атом водорода подвижной, вследствие этого возрастают кислотные свойства фенолов по сравнению со спиртами
6. Пропановая кислота – типичная кислота со слабыми кислотными свойствами
7. Уксусная кислота – уменьшение числа атомов углерода способствует усилению кислотных свойств
8. Хлоруксусная кислота – введение в молекулу атома галогена увеличивает степень диссоциации, она сильнее уксусной в 80 раз, трихлоруксусная кислота сильнее уксусной в 15000 раз, т.к. галоген обладает отрицательным индуктивным эффектом и оттягивает электронную плотность от карбоксильной. Связь О–Н более полярна и менее прочна.
9. Соляная кислота (для сравнения с органическими веществами)

Чем слабее кислота, тем сильнее гидролиз.

Учитель: Из курса химии 9 класса вы знаете о том, что выделяют 4 типа солей в зависимости от силы кислоты и основания.

Учащиеся: Соли, образованные:
– сильным основанием и слабой кислотой
У: подвергаются частичному гидролизу
– слабым основанием и сильной кислотой
У: подвергаются частичному гидролизу
– слабым основанием и слабой кислотой
У: подвергаются полному необратимому гидролизу
– сильным основанием и сильной кислотой,
У: гидролизу не подвергаются.

Задание: написать уравнение реакции гидролиза.

Вспомним алгоритм составления уравнения реакции гидролиза. (На доске и на столах учащихся дана таблица алгоритма)

1. Анализ состава соли, с целью определения силы основания и силы кислоты.
2. С ионом слабого электролита написать уравнение взаимодействия с составными частями одной молекулы воды (т.е. краткое ионно-молекулярное уравнение)
3. Написать полное ионно- молекулярное уравнение.

Задание: написать реакцию гидролиза, пользуясь алгоритмом

1. KNO₃
2. Na₂CO₃
3. AICI₃
4. ZnSO₃

Не забывать определить, каким основанием и какой кислотой (по силе) образована соль, с ионом слабого электролита записать реакцию.

1) KNO₃ + H₂O K + +NO₃ – + H + + OH –
гидролиза нет, оба электролита сильные.
2) Na₂CO3 + H₂O NaOH + Na₂HCO₃ – рН > 7
частичный гидролиз
3) AlCl₃ + H₂O AlOHCl₂ + HCI – рН Zn(OH)₂ + H₂O + SO₂ ↑
полный необратимый гидролиз

Рассмотрим примеры из органических веществ.

Органические вещества: (демонстрация опытов)

1) гидролиз алкоголятов – солей очень слабой кислоты и сильного основания:

2) гидролиз фенолятов– (фенол очень слабая кислота, соли легко гидролизуются)

3) соли карбоновых кислот легко подвергаются гидролизу, т.к. карбоновые кислоты относятся к слабым электролитам

– Каковы условия смещения равновесия гидролиза?

Учащиеся разбирают самостоятельно, вспоминая правило Ле-Шателье (на доске и на столах таблица)

Усилению гидролиза способствует:

• понижение температуры
• повышение температуры
• разбавление
• увеличение концентрации исходных веществ, продуктов,
• добавление спирта
• добавление кислоты H₂SO₄ (H + )

усилить гидролиз можно, если:

• разбавить раствор и нагреть. т.е. > t o ;
• в случае образования соли добавить кислоту, а в случае кислоты – щелочь.

уменьшить гидролиз, т. е. сместить в сторону реакции нейтрализации можно, если:

• понизить температуру, увеличить концентрацию раствора добавлением соли;
• добавить к раствору один из продуктов гидролиза.

2. Практическая часть

Учитель: Рассмотрим задание типа А (демонстрация опытов)

А1 Щелочная среда в растворе – Na₂SiO₃.

А2 Лакмус окрасится в синий цвет: Na₃PO4
А3 Метилоранж примет окраску красную: Al₂(SO₄)₃
А4 Щелочная среда: C₂H₅ONa
А5 Способность солей подвергаться гидролизу увеличивается в ряду

Правильный ответ – г) т.к. по правилу, чем слабее кислота, тем сильнее гидролиз

В1. Установить соответствие между формулой соли и ее способностью к гидролизу:

3) ВаCl₂ В (по катиону и аниону)

4) Al₂S₃ Г (гидролизу не подвергается)
сульфид алюминия

5) Формиат натрия

В2 Установить соответствие между названием соли и средой водного раствора.

1) метил натрия А – кислая
2) хлорид бария Б – нейтральная
3) нитрит калия В – щелочная
4) нитрат ртути

Правило: Все органические соединения щелочных металлов имеет щелочную среду.

В3. Установить соответствие между исходными веществами и образующимися в результате газом.

Правило:

1. Al₂S₃ + H₂O A) H₂S
2. NaHCO₃ + CuSO₄ Б) SO₂
3. C₃P₂ + H₂O B) H₂
4. Be₂C + H₂O Г) PH₃
   Д) CH₄
   Е) CO₂

Демонстрация опыта взаимодействия сульфата алюминия и карбоната натрия.

Задание: Почему при смешивании растворов сульфата алюминия и карбоната натрия выпадает в осадок гидроксид алюминия?

В данном случае происходит гидролиз продуктов реакции в момент выделения в раствор ионов соли.

Демонстрация опытов (самостоятельное выполнение работы)

Определить, в какой паре веществ выпадает осадок Zn(OH)₂:

Правильный ответ 1)
В данном случае происходит полный гидролиз продуктов реакции и в растворе получить Zn СO₃ не удастся, он подвергается полному необратимому гидролизу с образованием Zn(OH)₂ и CO₂

С1. Осуществить превращения. (Схема превращений начинается и заканчивается гидролизом).

3. Самостоятельная работа:

Задания КИМов ЕГЭ 2012г. по вариантам А22, А23, А25, А26, В4

4. Рефлексия

Выходной тест по теме «Гидролиз»

1. Гидролиз идет

2. Даны растворы солей, в какой цвет окрасится лакмус

3. Приведите уравнение реакции гидролиза карбоната калия

4. Равновесие сместится в сторону реакции гидролиза:

А) добавлением воды
Б) повышением давления
В) повышением температуры
Г) уменьшением концентрации NaOH

5. Домашнее задание

1. Творческое задание: составить задания части А и части В по теме «Гидролиз»
2. Повторить: гидролиз белков, нуклеиновых кислот, углеводов, жиров (щелочной, водный, кислотный, ферментативный), эфиров (в кислой среде,щелочной).

Задания:

1. К реакциям гидролиза не относятся:

1) C₂H₅OH – этиловый спирт
2) этиленгликоль
3) глицерин
4) фенол
5) пропановая кислота
6) уксусная кислота
7) хлоруксусная кислота
8) HCl

А1 Щелочная среда в растворе:

A2 Лакмус окрасится в синий цвет

A3 Метилоранж краснеет

A4 Щелочная среда

А5 Расположить в порядке увеличения солей подвергаться гидролизу.

Правило: чем слабее кислотные свойства, тем сильнее гидролиз.

Химия. 11 класс

Конспект урока

Урок № 7. Гидролиз органических и неорганических соединений

Перечень вопросов, рассматриваемых в теме:

• Понятие гидролиза;
• вещества, подвергаемые гидролизу;
• смещение равновесия в реакциях гидролиза;
• реакция среды при гидролизе солей.

Урок посвящён изучению реакций гидролиза органических и неорганических соединений: условиям протекания реакций гидролиза, уравнениям реакций гидролиза, равновесию в реакции гидролиза.

Гидролиз – реакция ионного обмена между молекулами органических или неорганических соединений и водой, в результате которой исходное соединение разрушается и происходит изменение реакции среды.

Жиры – сложные эфиры многоатомных спиртов, в которых гидроксильные радикалы замещены на кислотные остатки кислородсодержащих кислот.

Константа диссоциации – константа равновесия процесса диссоциации электролита на ионы, равна отношению произведения концентраций образовавшихся ионов к концентрации не распавшихся на ионы молекул, причем все концентрации возведены в степени, равные стехиометрическим коэффициентам.

рН среды – водородный показатель, равен отрицательному десятичному логарифму концентрации ионов водорода рН = — lg[H + ]

Полный гидролиз – необратимый процесс разложения водой вещества до образовавших его соединений.

Сильные электролиты – соединения, степень диссоциации которых в воде более 30%.

Слабые электролиты – соединения, степень диссоциации которых в воде не превышает 3%.

Сложный эфир – продукт замещения иона водорода в карбоновой кислоте на углеводородный радикал.

Степень диссоциации – количественная характеристика электролита, равная отношению числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу молекул в растворе, выраженная в процентах.

Углеводы – органические соединения, в состав которых входит несколько гидроксильных групп и карбонильная группа.

Электролит – вещество, раствор или расплав которого проводит электрический ток.

Основная литература: Рудзитис, Г. Е., Фельдман, Ф. Г. Химия. 10 класс. Базовый уровень; учебник/ Г. Е. Рудзитис, Ф. Г, Фельдман – М.: Просвещение, 2018. – 224 с.

1. Рябов, М.А. Сборник задач, упражнений и тесто по химии. К учебникам Г.Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман «Химия. 10 класс» и «Химия. 11 класс»: учебное пособие / М.А. Рябов. – М.: Экзамен. – 2013. – 256 с.

2. Рудзитис, Г.Е. Химия. 10 класс : учебное пособие для общеобразовательных организаций. Углублённый уровень / Г.Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман. – М. : Просвещение. – 2018. – 352 с.

Открытые электронные ресурсы:

• Единое окно доступа к информационным ресурсам [Электронный ресурс]. М. 2005 – 2018. URL: http://window.edu.ru/ (дата обращения: 01.06.2018).

ТЕОРЕТИЧЕСКИЙ МАТЕРИАЛ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОГО ИЗУЧЕНИЯ

Гидролиз органических соединений

Гидролизом называют реакцию ионного обмена между веществом и водой, в результате которой происходит разложение вещества и изменяется реакция среды. Примером может служить известная вам реакция гидролиза сложных эфиров.

Реакция гидролиза обратима. Чтобы сместить равновесие в сторону прямой реакции, необходимо, чтобы один из продуктов реакции расходовался в какой-то другой реакции. Например, если проводить гидролиз в присутствии щёлочи, кислота превратится в соль, которая в обратной реакции участвовать не может.

Реакция щелочного гидролиза жиров используется при производстве мыла.

В результате кислотного гидролиза полисахаридов из крахмала и целлюлозы можно получить глюкозу: (С₆Н₁₀О₅)_п + пН₂О → пС₆Н₁₂О₆

При нагревании белков в кислой или щелочной среде происходит гидролиз. Макромолекулы белков сначала распадаются на отдельные полипептиды, которые, в свою очередь, распадаются на крупные, а затем и на мелкие пептиды. В конечном результате продуктом гидролиза белков являются аминокислоты. В живых организмах гидролиз белков происходит под действием ферментов. Благодаря этой реакции организм получает строительный материал для синтеза новых белков.

Гидролиз неорганических солей

В реакцию гидролиза вступают растворимые в воде соли, образованные хотя бы одним слабым электролитом. Одним из продуктов реакции будет малодиссоциирующее соединение, при этом изменится рН среды.

Соль – это продукт взаимодействия основания и кислоты. Все соли можно разделить в зависимости от силы образующих их электролитов на 4 группы:

1. Соль образована сильным основанием и слабой кислотой: Na₂CO₃, K₂S.

2. Соль образована слабым основанием и сильной кислотой: CuSO₄, NiCl₂.

3. Соль образована слабым основанием и слабой кислотой: Fe(CH₃COO)₃, (NH₄)₂CO₃.

4. Соль образована сильным основанием и сильной кислотой: NaCl, KNO₃.

Рассмотрим гидролиз карбоната натрия. В растворе соль полностью распадается на ионы: Na₂CO₃ ↔ 2Na + + CO₃ 2- .

Na + — от сильного основания NaOH (α = 87%);

Молекулы воды представляют собой диполи, состоящие из положительно заряженного иона водорода и отрицательно заряженной гидроксильной группы. Гидроксид натрия – сильный электролит, поэтому ион натрия взаимодействовать с молекулами воды не будет. Угольная кислота – слабый электролит, поэтому карбонат-ионы будут взаимодействовать с полярными молекулами воды с образованием слабого электролита – гидрокарбонат-иона. Среда при этом становится щелочной.

Рассмотрим гидролиз хлорида железа (III). В растворе соль полностью диссоциирует на ионы: FeCl₃ ↔ Fe 3+ + 3Cl — .

Fe 3+ — от слабого основания Fe(ОН)₃ (α = 0,0007%);

Cl — — от сильной кислоты НCl (α = 100%).

Ион хлора с молекулами воды не взаимодействует, так как соляная кислота – сильный электролит. Ионы железа будут взаимодействовать с молекулами воды, так как гидроксид железа (III) – слабый электролит. В результате образуется слабый гидроксокатион железа (III) и кислая среда.

Fe 3+ + Н + -ОН — ↔ FeОН 2+ + Н + ; FeCl₃ + H₂O ↔ FeОНCl₂ + HCl.

Если соль образована слабым основанием и слабой кислотой, то гидролизу подвергаются как катион, так и анион. Реакция среды при этом будет близка к нейтральной. Например, ацетат меди в воде диссоциирует на ион меди и ацетат-ионы. Cu(CH₃COO)₂ ↔ Cu 2+ + 2CH₃COO —

Cu 2+ — от слабого основания Cu(ОН)₂ (α = 0,0006%);

СН₃СОО — — от слабой кислоты СН₃СООН (α = 0,42%).

Оба типа ионов взаимодействуют с молекулами воды, при этом образуется слабый электролит гидроксокатион меди и слабая уксусная кислота.

Cu 2+ + Н + -ОН — ↔ CuОН + + Н + ; CH₃COO — + Н + -ОН — ↔ СН₃СООН + ОН — ;

Если соль образована сильным основанием и сильной кислотой, то такая соль в реакцию гидролиза не вступает, так как в ней не может образоваться слабый электролит. Реакция среды остаётся нейтральной.

Смещение равновесия в реакции гидролиза

Все рассмотренные выше реакции гидролиза являются обратимыми. Смещение химического равновесия в них происходит согласно принципу Ле Шателье. Так, добавление кислоты в раствор соли меди препятствует протеканию гидролиза, а добавление щёлочи усиливает гидролиз.

Существуют соли, из которых нельзя приготовить раствор – они полностью разлагаются водой на образующие их кислоту и основание. В этом случае говорят, что идёт полный гидролиз: Cr₂S₃ + 6H₂O → 2Cr(OH)₃↓ + 3H₂S↑.

Полному гидролизу подвергаются соли, образованные слабым нерастворимым или нестойким основанием и слабой, неустойчивой или летучей кислотой. Продукт гидролиза в таких реакциях выпадает в осадок или выделяется из раствора в виде газа, и принимать участие в обратной реакции не может. Полный гидролиз необратим.

ПРИМЕРЫ И РАЗБОР РЕШЕНИЙ ЗАДАЧ ТРЕНИРОВОЧНОГО МОДУЛЯ

1. Расчет количества продукта реакции гидролиза

Условие задачи: Сколько граммов мыла можно получить в результате гидролиза 150 г стеаратпальмитатолеат глицерина, если выход продукта составляет 85%? Ответ запишите в виде целого числа.

Шаг первый: Запишем уравнение реакции гидролиза стеаратпальмитатолеат глицерина.

Шаг второй: Найдем молярную массу жира.

М = 12·(17+15+17+6) +1·(35+31+33+5) + 16·6 = 860 (г/моль).

Шаг третий: Найдем молярные массы натриевых солей стеариновой, пальмитиновой и олеиновой кислот (мыла):

М (стеарат натрия) = 12·17 + 35 + 12 + 16·2 + 23 = 306 (г/моль);

М (пальмитат натрия) = 12·15 + 31 + 12 + 16·2 + 23 = 278 (г/моль);

М (олеат натрия) = 12·17 + 33 + 12 + 16·2 + 23 = 304 (г/моль).

Шаг четвёртый: найдем массу каждой соли ри 100%-ном выходе продукта. Для этого составим пропорцию:

Из 860 г жира образуется 306 г стеарата натрия;

из 150 г жира образуется х₁ г стеарата натрия.

Из 860 г жира образуется 278 г пальмитата натрия;

из 150 г жира образуется х₂ г пальмитата натрия.

Из 860 г жира образуется 304 г олеата натрия;

из 150 г жира образуется х₃ г олеата натрия.

Шаг пятый: найдем общую массу мыла при 100%-ном выходе продукта реакции. Для этого сложим найденные массы стеарата, пальмитата и олеата натрия: 53 + 48 + 53 = 154 (г).

Шаг шестой: найдем массу мыла при 85%-ном выходе продукта реакции.

Для этого найденную массу мыла умножим на выход продукта и разделим на 100: т = 154·85 : 100 = 131 (г).

1. Расчёт рН раствора гидролизованной соли

Условие задачи: Чему равен водородный показатель (рН) раствора сульфата цинка, если в 200 мл раствора находится 10 -5 моль ионов водорода?

Ответ запишите с точностью до десятых долей.

Шаг первый: найдём концентрацию ионов водорода в 1 л раствора.

Для этого известное количество ионов водорода разделим на 200 мл и умножим на 1000 мл (1 л = 1000 мл):

(10 -5 : 200)·1000 = 5·10 -5 моль/л.

Шаг второй: найдем рН этого раствора

Для этого вычислим отрицательный логарифм концентрации ионов водорода: рН = -lg[H + ] = — lg(5·10 -5 ) = 4,3.

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:

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.