Что такое степень гидролиза как изменить

 Степень гидролиза h – число,
показывающее, какая часть от общего
числа молей растворенной соли подверглась
гидролизу.

Чем слабее кислота и
основание, входящие в ее состав, тем
полнее сдвинуто равновесие гидролиза
вправо и, следовательно, больше степень
гидролиза.

Константа гидролиза Кг
определяет состояние химического
равновесия в растворе гидролизованной
соли.

Под степенью гидролиза
подразумевается отношение части соли,
подвергшейся гидролизу, к общей
концентрации её ионов в растворе.
Обозначается α (или h_гидр);

α = (c_гидр/c_общ)·100%

где
c_гидр — число молей
гидролизованной соли, c_общ —
общее число молей растворённой
соли.

Степень гидролиза соли тем
выше, чем слабее кислота или основание,
её образуюшие.

Является количественной
характеристикой гидролиза.

Факторы,
влияющие на степень гидролиза.

Поскольку
гидролиз обратимая реакция, то на
состояние равновесия гидролиза влияют
температура, концентрации участников
реакции, добавки посторонних веществ.
Если в реакции не участвуют газообразные
вещества, практически не влияет давление.
Исключается из рассмотрения вода, так
как ее концентрация в водных растворах
практически постоянна (~55 моль/л). Так
для наших примеров 1 и 2 выражения констант
равновесия (констант гидролиза) имеют
вид:

   
и   

Температура.
Поскольку реакция гидролиза эндотермическая,
то повышение температуры смещает
равновесие в системе вправо, степень
гидролиза возрастает.

Концентрация
продуктов гидролиза.
В соответствии с принципом Ле Шателье,
повышение концентрации ионов водорода
(для примера 1) приведет к смещению
равновесия влево. Степень гидролиза
будет уменьшаться. Также будет влиять
увеличение концентрации гидроксид-ионов
для реакции рассмотренной в примере 2.

Концентрация
соли.
Рассмотрение этого фактора приводит к
парадоксальному выводу: равновесие в
системе смещается вправо, в соответствии
с принципом Ле Шателье, но степень
гидролиза уменьшается. Понять это
помогает константа равновесия. Да, при
добавлении соли, то есть фосфат-ионов
(пример 2), 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^–]
/ [PO₄^3–],
уменьшится вдвое.

Разбавление.
Этот фактор означает одновременное
уменьшение концентрации всех частиц в
растворе (не считая воды). В соответствии
с принципом Ле Шателье, такое воздействие
приводит к смещению равновесия в сторону
реакции, идущей с увеличением числа
частиц. Реакция гидролиза протекает
(без учета воды!) с увеличением числа
частиц. Следовательно при разбавлении
равновесие смещается в сторону протекания
этой реакции, вправо, степень гидролиза
возрастает. К этому же выводу придем из
рассмотрения константы гидролиза.

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
(пример 1) раствора гидроксида натрия,
содержащиеся в нем гидроксид-ионы будут
взаимодействовать с ионами водорода.
В результате их концентрация уменьшится,
и, по принципу Ле Шателье, 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.

Практическое
применение.

На практике
с гидролизом учителю приходится
сталкиваться, например при приготовлении
растворов гидролизующихся солей (ацетат
свинца, например). Обычная “методика”:
в колбу наливается вода, засыпается
соль, взбалтывается. Остается белый
осадок. Добавляем еще воды, взбалтываем,
осадок не исчезает. Добавляем из чайника
горячей воды – осадка кажется еще
больше… А причина в том, что одновременно
с растворением идет гидролиз соли, и
белый осадок, который мы видим это уже
продукты гидролиза – малорастворимые
основные соли. Все наши дальнейшие
действия, разбавление, нагревание,
только усиливают степень гидролиза.
Как же подавить гидролиз? Не нагревать,
не готовить слишком разбавленных
растворов, и поскольку главным образом
мешает гидролиз по катиону – добавить
кислоты. Лучше соответствующей, то есть
уксусной.

В других
случаях степень гидролиза желательно
увеличить, и чтобы сделать щелочной
моющий раствор бельевой соды более
активным, мы его нагреваем – степень
гидролиза карбоната натрия при этом
возрастает.

Важную
роль играет гидролиз в процессе
обезжелезивания воды методом аэрации.
При насыщении воды кислородом, содержащийся
в ней гидрокарбонат железа(II) окисляется
до соли железа(III), значительно сильнее
подвергающегося гидролизу. В результате
происходит полный гидролиз и железо
отделяется в виде осадка гидроксида
железа(III).

На этом
же основано применение солей алюминия
в качестве коагулянтов в процессах
очистки воды. Добавляемые в воду соли
алюминия в присутствии гидрокарбонат-ионов
полностью гидролизуются и объемистый
гидроксид алюминия коагулирует, увлекая
с собой в осадок различные примеси.

23.
Поверхностные явления. Сорбция. Виды
сорбции.

Поверхностные
явления — совокупность явлений
обусловленных тем, что силы взаимодействия
между частицами, составляющими тело,
не скомпенсированы на его поверхности.

К поверхностным
явлениям относятся: поверхностное
натяжение, капиллярные явления,
поверхностная активность, смачивание,
адсорбция, адгезия и др.

Поверхностные
явления,
выражение особых свойств поверхностных
слоев, т. е. тонких слоев вещества на
границе соприкосновения тел (сред, фаз).
Эти свойства обусловлены избытком
свободной
энергии
поверхностного слоя, особенностями его
структуры и состава. Поверхностные
явления
могут иметь чисто физический характер
или сопровождаться химическими
превращениями; они протекают на жидких
(легкоподвижных) и твёрдых межфазных
границах. Поверхностные
явления,
связанные с действием поверхностного
натяжения
и вызываемые искривлением жидких
поверхностей раздела, называются также
капиллярными
явлениями.
К ним относятся капиллярное всасывание
жидкостей в пористые тела, капиллярная
конденсация, установление равновесной
формы капель, газовых пузырей, менисков.
Свойства поверхности контакта двух
твёрдых тел или твёрдого тела с жидкой
и газовой средами определяют условия
таких явлений, как адгезия,
смачивание,
трение. Молекулярная природа и свойства
поверхности могут коренным образом
изменяться в результате образования
поверхностных мономолекулярных слоев
или фазовых (полимолекулярных) плёнок.
Такие изменения часто происходят
вследствие физических процессов
(адсорбции, поверхностной диффузии,
растекания жидкости) или химического
взаимодействия компонентов соприкасающихся
фаз. Любое «модифицирование» поверхностного
(межфазного) слоя обычно приводит к
усилению или ослаблению молекулярного
взаимодействия между контактирующими
фазами (см. Лиофильность
и лиофобность).
Физические или химические
превращения в поверхностных слоях
сильно влияют на характер и скорость
гетерогенных процессов — коррозионных,
каталитических, мембранных и др.
Поверхностные
явления
отражаются и на типично объёмных
свойствах тел. Так, уменьшение свободной
поверхностной энергии твёрдых тел под
действием адсорбционно активной среды
вызывает понижение их прочности (см.
Ребиндера
эффект).
Особую группу составляют Поверхностные
явления,
обусловленные наличием в поверхностном
слое электрических зарядов:
электроадгезионные явления,
электрокапиллярные
явления,
электродные
процессы. Физические или химические
изменения в поверхностном слое проводника
или полупроводника существенно
сказываются на работе
выхода
электрона.

Сорбция
— это поглощение одного вещества другим.

Поглотитель
— сорбент,

поглощаемое
вещество — сорбат.

Если
поглощение происходит только в
поверхностном слое сорбента, т.е.
происходит поверхностная сорбция, она
называется адсорбцией.

Если
же сорбат продиффундировал по всему
объёму сорбента, т.е. если произошла
объёмная сорбция, она называется
абсорбцией.

По
механизму протекания процесса сорбция
подразделяется на:

• физическую,

• химическую.

При
физической сорбции между сорбентом и
сорбатом происходит только межмолекулярное
взаимодействие, т.е. сцепление достаточно
непрочное, и со временем начинается
обратный процесс — процесс отдачи
поглощённого вещества, и в конце концов
устанавливается равенство скоростей
обоих процессов:

Vадсорбции
== Vдесорбции

При
химической сорбции (хемосорбции) между
сорбентом и сорбатом возникает химическое
взаимодействие, в результате чего между
ними образуется третье вещество, рис.2.

Рис.2

Химическая
сорбция намного прочнее физической,
десорбция самопроизвольно практически
не происходит.

Ещё одно
отличие между физической и химической
сорбцией заключается в том, что при
повышении температуры физическая
сорбция уменьшается, а химическая
увеличивается.

В чистом
виде физическая и химическая сорбция
встречаются редко, чаще всего сорбция
включает элементы их обеих.

Адсорбция
происходит на границе раздела следующих
фаз:

• твёрдое тело –
  газ;

• твёрдое тело –
  раствор;

• раствор
  – газ.

Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]

• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #

В общем случае, гидролиз солей – это процесс обменного разложения воды и растворенной в ней соли – электролита, приводящий к образованию малодиссоциирующего вещества.

Гидролиз является частным случаем сольволиза – обменного разложения растворенного вещества и растворителя.

Характеризовать гидролиз количественно позволяют такие величины, как Степень гидролиза и константа гидролиза.

Степень гидролиза

Степень гидролиза — это соотношение количества подвергающейся гидролизу соли n_гидр и общего количества растворенной соли n_общ.

Обычно, ее обозначают через h_гидр (или α ):

h_гидр = (n_гидр/n_общ)·100 %

Величина h_гидр увеличивается с уменьшением силы образующих соль кислоты или основания.

Константа гидролиза

Представим в общем виде процесс гидролиза соли, в котором в роли соли выступает – МА, а НА и МОН — соответственно, кислота и основание, которые образуют данную соль:

MA + H₂O ↔ HA + MOH

Применив закон действующих масс, запишем константу, соответствующую этому равновесию:

K = [HA]·[MOH]/[MA]·[H₂O]

Известно, что концентрация воды в разбавленных растворах, имеет практически постоянное значение, поэтому ее можно включить в константу

K·[H₂O]= K_г,

тогда соотношение для константы гидролиза соли K_гбудет иметь такой вид:

K_г = [HA]·[MOH]/[MA]

По величине константы гидролиза можно судить о полноте гидролиза:

чем больше значение константы гидролиза K_г, тем в большей мере протекает гидролиз.

Константа и степень гидролиза связаны соотношением:

K_г = С·h²/(1- h), моль/л

Где С – концентрация соли в растворе,  

h- степень гидролиза.

Это выражение можно упростить, т.к. обычно h˂˂1, тогда

K_г = С·h²

Зная, константу гидролиза, можно определить pH среды:

K_г = [HA]·[MOH]/[MA]

Концентрация образовавшейся кислоты равна концентрации гидроксид ионов, тогда

K_г = [OH^—]²/[MA]

Используя это выражение можно вычислить pH раствора

[OH^—] = (K_г·[MA])^1/2 моль/л

[H⁺] = 10^-14/[OH^—] моль/л

pH = -lg[H⁺]

Гидролиз солей можно представить, как поляризационное взаимодействие ионов и их гидратной оболочки.

Гидролиз протекает тем полнее, сильнее поляризующее действие ионов.

Возможны 4 случая протекания гидролиза:

1. Соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой (гидролиз не протекает)

Соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой не подвергаются гидролизу.

В этом случае, гидролиз практически не происходит, т.к. катионы и анионы, образующиеся в растворе при диссоциации соли, слабо поляризуют гидратную оболочку. pH среды не изменяется (рН ≈ 7):

NaCl ↔ Na⁺ + Cl^—

Na⁺ + HOH ↔ реакция практически не протекает

Cl^— + HOH ↔ реакция практически не протекает

2. Соли, образованные слабым основанием и сильной кислотой (гидролиз по катиону)

Такое соединение, при ионизации, образует катионы, способные к поляризации гидратной оболочки и анионы, которые их поляризуют слабо. Тогда гидролиз проходит по катиону, при этом среда носит кислый характер, т.е. рН ˂ 7:

NH₄Cl ↔ NH₄⁺ + Cl^—

NH₄⁺ + HOH ↔ NH₄OH + H⁺

Cl^—+ HOH ↔ реакция практически не идет

NH₄Cl+ HOH ↔ NH₄OH + HCl

Для солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой, константа гидролиза и константа диссоциации основания связаны соотношением:

K_г = K_H2O/K_осн

Понятно, что чем меньше сила основания, тем в большей степени протекает гидролиз.

Если соль образованна слабым основанием многовалентного металла и сильной кислотой, то ее гидролиз будет протекать ступенчато:

FeCl₂ ↔ Fe²⁺ + 2Cl^—

Константа гидролиза по первой ступени связана с константой диссоциации основания по второй ступени, а константа гидролиза по второй ступени  — с константой диссоциации основания по первой ступени:

K_г1 = K_H2O/K_осн2

K_г2 = K_H2O/K_осн1

Поскольку первая константа диссоциации кислоты всегда больше второй, то первая константа гидролиза всегда больше, чем константа вторая гидролиза, так как первая константа диссоциации основания всегда больше второй

K_г1 > K_г2

Отсюда следует, что по первой ступени, гидролиз всегда будет протекать в большей степени, чем по второй. Этому также способствуют ионы, которые образуются при гидролизе по первой ступени, они приводят подавлению гидролиза по второй ступени, смещая равновесие влево.

Сравнивая величины K_г и K_осн можно качественно определить pH среды.

Так, если K_гнамного больше K_осн, то среда сильнокислая, при K_гнамного меньшей K_осн — среда слабокислая, а если K_ги K_осн сопоставимы, то — среднекислая.

3. Соль, образованная сильным основанием и слабой кислотой (гидролиз по аниону)

Такое соединение в растворе образует слабополяризующие катионы и среднеполяризующие анионы. Гидролиз протекает по аниону, и в его результате создается щелочная среда, pH > 7:

NaCN ↔ Na⁺ + CN^—

CN^— + HOH ↔ HCN + OH^—

Na⁺ + HOH ↔ реакция практически не идет

NaCN + HOH ↔ HCN + NaOH

Константа гидролиза и константа диссоциации кислоты связаны зависимостью:

K_г = K_H2O/K_к-ты

Т.е. гидролиз соли протекает тем полнее, чем слабее образующая эту соль, кислота.

Возможен гидролиз соли, образованной слабой многоосновной кислотой и сильным основанием. В этом случае гидролиз протекает по ступеням:

Na₂SO₃ ↔ 2Na⁺ + SO₃^2-

В этом случае, константа гидролиза по первой и второй ступеням определяется соотношениями:

K_г1 = K_H2O/K_к-ты2

K_г2 = K_H2O/K_к-ты1

Следует помнить, что гидролиз по второй ступени протекает в ничтожно малой степени.

Сравнивая величины K_г и K_к-ты, можно качественно определить pH среды. Так, если K_гнамного больше K_к-ты, то среда сильнощелочная, при K_гнамного меньшей K_к-ты — среда слабощелочная, а если K_ги K_осн сопоставимы, то — среднещелочная.

4. Соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой (гидролиз и по катиону и по аниону)

Такие соли, при ионизации образуют среднеполяризующие катионы и анионы, поэтому гидролиз возможен как по катиону, так и по аниону.

При этом относительная сила образовавшихся кислоты и основания, будут влиять на характер среды (слабокислая или слабощелочная, pH ≈ 7). Такого типа гидролиз протекает особо полно, обычно с образованием малорастворимого вещества:

Al₂S₃ + 6HOH ↔ 2Al(OH)₃↓+ 3H₂S↑

Константу гидролиза можно рассчитать, зная константы диссоциации кислоты и основания с помощью следующего соотношения:

K_г = K_H2O/(K_к-ты·K_осн)

Совместный гидролиз солей

Совместный гидролиз протекает при взаимодействии растворов двух солей, одна из которых образована слабым основанием и сильной кислотой, а вторая напротив сильным основанием и слабой кислотой. Т.е. одна соль гидролизуется по катиону, а другая – по аниону.

В таких случаях гидролиз взаимно усиливается.

Например, рассмотрим совместный гидролиз растворов солей хлорида алюминия и сульфида натрия:

При гидролизе хлорида алюминия соль гидролизуется по катиону:

AlCl₃ ↔ Al³⁺ + 3Cl^—

Al³⁺ + 3HOH ↔ Al(OH)₃ + 3H⁺

При гидролизе сульфида натрия соль гидролизуется по аниону:

Na₂S ↔ 2Na⁺ + S^2-

S^2- + 2HOH ↔ H₂S + 2OH^—

Суммарная реакция гидролиза:

2AlCl₃ + 3Na₂S + 6H₂O = 2Al(OH)₃↓ + 3H₂S↑ + 6NaCl

Влияние различных факторов на протекание гидролиза

• Природа соли. Это видно из выражения для константы гидролиза.
• Концентрация соли и продуктов реакции. В соответствии с принципом Ле-Шателье, равновесие должно смещаться вправо, при этом увеличивается концентрация ионов водорода (или гидроксид-ионов), что приводит к уменьшению степени гидролиза.
• Температура. Известно, что гидролиз притекает с поглощением теплоты (эндотермическая реакция), поэтому согласно принципу Ле Шателье, при увеличении температуры равновесие сдвигается вправо, что ведет к росту степени гидролиза.

В разделе Задачи к разделу Гидролиз солей приведены задачи на определение степени и константы гидролиза, составление уравнений гидролиза, определение рН среды и др.

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.

Примеры таких солей — CH₃COONa, Na₂CO₃, Na₂S, KCN.

Реакция гидролиза:

CH₃COONa + HOH ↔ CH₃COOH + NaOH

в ионной форме:

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:

Na₂CO₃ + HOH ↔ NaHCO₃  + NaOH

2 ступень:

HCO₃^— + HOH ↔ H₂CO₃ + OH^—

или в молекулярной форме:

NaHCO₃ + HOH ↔ H₂CO₃ + NaOH

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:

NH₄⁺ + HOH ↔ NH₃·H₂O + H⁺

или в молекулярной форме:

NH₄Cl + HOH ↔ NH₃·H₂O + HCl

При этом катион слабого основания притягивает гидроксид-ионы из воды, а  в растворе возникает избыток ионов Н⁺. Водородный показатель такого раствора рН<7.

 Соли, образованные многокислотными основаниями, гидролизуются ступенчато, образуя катионы основных солей. Например:

I  ступень:

Fe³⁺ + HOH ↔ FeOH²⁺ + H⁺

FeCl₃ + HOH ↔ FeOHCl₂ + HCl

II ступень:

FeOH²⁺ + HOH ↔ Fe(OH)₂⁺ + H⁺

FeOHCl₂ + HOH ↔ Fe(OH)₂Cl+ HCl

III ступень:

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.

Примеры таких солей:  CH₃COONH₄, (NH₄)₂CO₃, HCOONH₄,

Уравнение гидролиза:

CH₃COO^— + NH₄⁺ + HOH ↔ CH₃COOH +  NH₃·H₂O

CH₃COONH₄ + HOH ↔ CH₃COOH +  NH₃·H₂O

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 (Be²⁺, Co²⁺, Ni²⁺, Zn²⁺, Pb²⁺, Cu²⁺ и др.) с сильным ионизирующим полем (слабые основания) и растворимые карбонаты/гидрокарбонаты. При этом образуются нерастворимые основные соли (гидроксокарбонаты):

2MgCl₂ + 2Na₂CO₃ + H₂O = Mg₂(OH)₂CO₃ + 4NaCl + CO₂

2МеCl₂ + 2Na₂CO₃ + Н₂О = (МеОН)₂CO₃ + 4NaCl + СО₂ (Ме^II, кроме Fe, Ca,Sr,Ba).

! Исключения: (соли Ca, Sr, Ba и Fe²⁺) – в этом случае получим обычный обменный процесс:

CaCl₂ + Na₂CO₃ = CaCO₃ + 2NaCl,

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 (Al³⁺, Cr³⁺)   и соли летучих кислот (карбонаты, сульфиды, сульфиты) при смешивании в растворе (взаимном гидролизе) образуют осадок гидроксида и газ (H₂S, SO₂, CO₂):

2AlCl₃ + 3K₂S +6H₂O  = 2Al(OH)₃ + 3H₂S↑  + 6KCl,

2CrCl₃ + 3K₂CO₃ + 3H₂O = 2Сr(ОН)₃ + 3СO₂ + 6KCl,

2МеCl₃ + 3Na₂CO₃ + 3Н₂О=2Ме(ОН)₃ + 6NaCl + 3СО₂ (Ме^III),

2МеCl₃ + 3Na₂SO₃ + 3Н₂О=2Ме(ОН)₃ + 6NaCl + 3SО₂ (Ме^III),

2МеCl₃ + 3Na₂S + 3Н₂О=2Ме(ОН)₃ + 6NaCl + 3H₂S (Ме^III).

Соли Fe³⁺ при взаимодействии с карбонатами также при смешивании в растворе (взаимном гидролизе) образуют осадок гидроксида и газ:

2FeCl₃ + 3K₂CO₃ + 3H₂O = 2Fe(ОН)₃ + 3СO₂ + 6KCl

! 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!

SO₂Cl₂ + 2 H₂O = H₂SO₄ + 2 HCl,

SOCl₂ + 2 H₂O = H₂SO₃ + 2HCl,

PCl₅ + 4 H₂O = H₃PO₄ + 5HCl,

CrO₂Cl₂ + 2H₂O = H₂CrO₄ + 2HCl,

PCl₅ + 8NaOH = Na₃PO₄ + 5NaCl + 4H₂O,

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.

POCl₃ + 3H₂O = H₃PO₄ + 3HCl

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:

Al₂S₃ + 6H₂O = 2Al(OH)₃ + 3H₂S

при этом возможен кислотный гидролиз, в таком случае образуются соль металла и сероводород:

Al₂S₃ + 6HCl = 2AlCl₃ + 3H₂S

• гидролиз карбидов приводит к образованию гидроксида металла в водной среде, соли металла в кислой де и соответствующего углеводорода — метана, ацетилена или пропина:

Ca⁺²C^-1₂ + H₂O = Ca⁺²(OH)₂ + C^-1₂H₂

Al⁺³₄C^-4₃ + 12H₂O = 4Al⁺³(OH)₃ + 3C^-4H₄,

Ca₃N₂ + H₂O =

Ca₃P₂ + H₂O =

Mg₂Si + H₂O =

1. Некоторые соли необратимо гидролизуются с образованием оксосолей:

BiCl₃ + H₂O = BiOCl + 2HCl,

SbCl₃ + H₂O = SbOCl  + 2HCl.

Алюмокалиевые квасцы:

KAl(SO₄)₂ + K₂S  + H₂O =

MgCl₂ + NaНCO₃ + H₂O =

ZnSO₄ + CsНCO₃ + H₂O =

CdSO₄ + RbНCO₃ + H₂O =

CaSO₄ + Rb₂CO₃   + H₂O =

FeCl₂ + Rb₂CO₃  + H₂O =

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.

Пройти тест по теме Гидролиз:

Здесь вы можете потренироваться в решении тестовых заданий в формате ЕГЭ по теме Гидролиз.

Тренировочные тесты по теме «Гидролиз»( с ответами)

Обычно гидролиз представляет собой химический процесс, при котором молекула воды присоединяется к определенному веществу. Иногда это присоединение заставляет молекулу вещества и воды диссоциировать на части. В таких реакциях один фрагмент молекулы-мишени (или родительской молекулы) получает ион водорода. Он разрушает химическую связь в соединении.

Гидролиз солей

Растворимые в воде соли практически полностью диссоциируют на ионы. В некоторых солях катионы более реакционноспособны по сравнению с анионами, и они реагируют с водой с образованием ионов H⁺. Таким образом, раствор приобретает кислую среду:

M++H2O→MOH+H+M^+ + H_2O → MOH + H^+

В других солях анионы могут быть более реакционноспособными по сравнению с катионами, и они реагируют с водой с образованием ионов ОН^—. Таким образом, раствор становится щелочным:

A−+H2O→HA+OH−A^-+ H_2O → HA + OH^-

Процесс гидролиза соли фактически является обратной нейтрализацией:

соль + вода → кислота + основание

Поскольку природа катиона или аниона соли определяет, будет ли ее раствор кислым или щелочным, целесообразно рассмотреть все четыре возможные комбинации.

Соли сильных кислот и слабых оснований

Раствор такой соли является кислым. Катион соли, пришедший из слабого основания, является реакционноспособным. Он реагирует с водой с образованием слабого основания и ионов H⁺.

B++H2O→BOH+H+B^+ + H_2O → BOH + H^+

Пример 1

Рассмотрим, например, NH4ClNH_4Cl. Он полностью ионизован в воде на ионы NH4+NH_4^+ и Cl−Cl^-. Ионы реагируют с водой с образованием слабого основания (NH4OH)(NH_4OH) и ионов H+H^+.

NH4++H2O→NH4OH+H+NH^+_4 + H_2O → NH_4OH + H^+

Таким образом, концентрация ионов водорода возрастает, и раствор становится кислым.

Соли слабых кислот и сильных оснований

Раствор такой соли является щелочным. Анион соли реагирует с водой с образованием слабых ионов кислоты и OH^—ионов.

A−+H2O→HA+OH−A^- + H_2O → HA + OH^-

Пример 2

Рассмотрим, например, соль CH3COONaCH_3COONa. Он полностью ионизирует в воде, чтобы дать ионы CH3COO−CH_3COO^- и Na+Na^+. CH3COO−CH_3COO^- ионы реагируют с водой с образованием слабых кислот, ионов CH3COOHCH_3COOH и OH−OH^- ионов.

CH3COO−+H2O→CH3COOH+OH−CH_3COO^- + H_2O → CH_3COOH + OH^-

Таким образом, концентрация ионов OH^—ионов возрастает, раствор становится щелочным.

Соли слабых кислот и слабых оснований

В случае соли такого типа гидролиз происходит максимально, так как катион и анион являются реакционноспособными и реагируют с водой с образованием ионов H⁺ и OH^—. Образованный раствор, как правило, остается нейтральным, но он может быть либо слабо кислым, либо слабощелочным, если обе реакции происходят с разными скоростями.

Пример 3

Рассмотрим, например, соль CH3COONH4CH_3COONH_4. Она диссоциирует на ионы ионы CH3COO−CH_3COO^- и ионы NH4+NH_4^+, которые реагируют с водой:

CH3COO−+H2O→CH3COOH+OH−CH_3COO^- + H_2O → CH_3COOH + OH^-

NH4++H2O→NH4OH+H+NH^+_4 + H_2O → NH_4OH + H^+

Среда раствора соли, образованной слабой кислотой и слабым основанием будет определяться из соотношения pK ее катиона и аниона.

Когда pKa = pKb, pH = 7, то есть раствор соли будет нейтральным.

Когда pKa > pKb. Раствор будет щелочным, так как кислота будет немного слабее, чем основание, а значение pH будет больше 7.

В случае pKa < pKb раствор будет кислым, так как кислота относительно сильнее основания, а pH будет меньше 7.

Соли сильных кислоты и сильных оснований

Такая соль, например NaClNaCl, не подвергается гидролизу, так как ионы не реагируют. Таким образом, раствор будет нейтральным.

Константа и степень гидролиза

Количественно гидролиз оценивают по степени и константе гидролиза.
Количественный показатель характеризующий процесс гидролиза, выражается как степень гидролиза и определяется как доля одного моля соли, которая гидролизуется когда достигнуто равновесие. Он обычно выражается как h или x:

h = (количество гидролизованой соли) / (общее количество соли)

Степень гидролиза зависит от природы соли, ее концентрации и температуры раствора. С разбавлением и повышением температуры раствора степень гидролиза соли растет.

Полнее характеризует гидролиз константа гидролиза (Кг). которая является константой равновесия относительно реакции гидролиза.

Пример 4

Например, для CH3COONaCH_3COONa, гидролиз которого происходит по уравнению:

CH3COO−+H2O→CH3COOH+OH−,CH_3COO^- + H_2O → CH_3COOH + OH^-,

согласно закону действующих масс. Можно записать константу гидролиза Кг в таком виде:

Кг=OH−[CH3COOH][CH3COO−]Кг=frac{OH^-[CH_3COOH]}{[CH_3COO^-]}

Помножим числитель и знаменатель уравнения на [Н⁺], тогда с учетом того, что [Н⁺] [ОН^—] = Kw, уравнение будет иметь вид

Кг=H+OH−[CH3COOH]H+[CH3COO−]=КwКд(CH3COOH)Кг=frac{H^+OH^-[CH_3COOH]}{H^+[CH_3COO^-]}=frac{Кw}{Кд(CH_3COOH)}

Тест по теме «Гидролиз солей. Константа и степень гидролиза»