Гидролиз солей. Особенности почвенного гидролиза - OXFORDST.RU

Гидролиз солей. Особенности почвенного гидролиза

Контрольная работа: Гидролиз солей. Особенности почвенного гидролиза

1. Гидролиз солей

1.1 Характеристики гидролиза

1.2 Гидролиз солей слабых кислот и сильных оснований

1.3 Гидролиз солей сильных кислот и слабых оснований

1.4 Гидролиз солей слабых кислот и слабых оснований

1.5 Гидролиз солей многоосновных кислот и оснований

2. Особенности почвенного гидролиза и его значение

Список использованной литературы

Введение

Гидролизом называется взаимодействие вещества с водой, при котором составные части вещества соединяются с составными частями воды. Такое определение охватывает и гидролиз органических соединений — сложных эфиров, жиров, углеводов, белков — и гидролиз неорганических веществ — солей, галогенов, галогенидов, неметаллов и т.д. Настоящая работа посвящена гидролизу солей — одному из важных примеров гидролиза веществ, который наиболее хорошо изучен, а так же особенностям почвенного гидролиза солей и его значению в сельском хозяйстве.

1. Гидролиз солей

В случае реакций нейтрализации, в которых участвуют слабые кислоты и основания, реакции протекают не до конца. Это значит, что при этом в той или иной степени протекает и обратная реакция (взаимодействие соли с водой), приводящая к образованию кислоты и основания. Это и есть гидролиз соли. В реакции гидролиза вступают соли, образованные слабой кислотой и сильным основанием, или слабым основанием и сильной кислотой, или слабой кислотой и слабым основанием. Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием, гидролизу не подвергаются; нейтрализация в этом случае сводится к процессу H + + OH — =H2 O, а обратная реакция — диссоциация молекул воды на ионы — протекает в ничтожно малой степени: при 25 0 С ионное произведение воды

1.1 Характеристики гидролиза

Рассмотрим гидролиз соли, образованной одноосновной кислотой и одновалентным металлом. Запишем уравнение гидролиза в общем виде. Пусть НА — кислота, МОН — основание, МА — образования или соль. Тогда уравнение гидролиза будет иметь вид: МА + Н2 О НА + МОН.

Будем рассматривать достаточно разбавленные растворы. Тогда равновесию реакции (1) при заданной температуре отвечает постоянная величина — константа равновесия

К = СНА. СМОН
СМА . СН2О

Где Сi — молярные концентрации веществ. Концентрация воды в разбавленных растворах представляет собой практически постоянную величину. Обозначая К. Сн2 о = Кг, получим

Кг = СНА. СМОН (2)
СМА

Величина Кг называется константой гидролиза соли. Ее значение характеризует способность данной соли подвергаться гидролизу; чем больше Кг, тем в большей степени (при одинаковых температуре и концентрации соли) протекает гидролиз.

Отношение числа молей соли, подвергшихся гидролизу (Сг), к общему числу молей соли в растворе (СМА), называется степенью гидролиза.

= Сг (3)
СМА

Для вещества типа МА величина Сг равна концентрации любого из продуктов гидролиза — реакции (1). Поэтому степень гидролиза может быть определена из соотношений вида:

= Сг = Смон .
СМА Сма

Используя такие соотношения и выражение (2) для константы гидролиза, можно легко получить уравнение, связывающее степень и константу гидролиза.

1.2 Гидролиз солей слабых кислот и сильных оснований

Если соль образована слабой кислотой и сильным основанием, то реакцию гидролиза можно схематически изобразить так:

М + + А — + Н2 О НА + М + + ОН — . (4)

Связывания иона гидроксония Н + анионами слабой кислоты А — приводит нарушению равновесия реакции диссоциации воды

Н2 О Н + + ОН —

И появлению избыточной концентрации ОН — . При этом Сн + — и раствор имеет щелочную реакцию. Константа гидролиза реакции (4)

Кг= СНА * Сон — = СНА * Сон- (5)
СМ + * СА СА

Слабая кислота НА, получающаяся при гидролизе, диссоциирует, хотя и в малой степени, на ионы:

В противном случае гидролиз шел бы до конца — вся соль превращалась бы в НА и МОН. Выразив константу диссоциации слабой кислоты — константу равновесия реакции (6) — следующим образом:

К кисл. = СН. СА
СНА

—>ЧИТАТЬ ПОЛНОСТЬЮ «

  • 1
  • 2
  • 3
  • 4
  • 5
  • 6
  • »
  • 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.

    Читайте также  Зоогигиена с основами ветеринарии

    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:

    Кислота Галогенангидриды
    H2SO4 SO2Cl2
    H2SO3 SOCl2
    H2CO3 COCl2
    H3PO4 POCl3, PCl5

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

    1. Необратимый гидролиз бинарных соединений, образованных металлом и неметаллом:
    • сульфиды трехвалентных металлов вводе необратимо гидролизуются до сероводорода и и гидроксида металла:

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

    • гидролиз карбидов приводит к образованию гидроксида металла в водной среде, соли металла в кислой де и соответствующего углеводорода — метана, ацетилена или пропина:
    1. Некоторые соли необратимо гидролизуются с образованием оксосолей :

    BiCl3 + H2O = BiOCl + 2HCl,

    SbCl3 + H2O = SbOCl + 2HCl.

    Алюмокалиевые квасцы:

    Количественно гидролиз характеризуется величиной, называемой степенью гидролиза .

    Степень гидролиза (α) — отношение количества (концентрации) соли, подвергающейся гидролизу, к общему количеству (концентрации) растворенной соли. В случае необратимого гидролиза α≅1.

    Факторы, влияющие на степень гидролиза:

    1. Температура

    Гидролиз — эндотермическая реакция! Нагревание раствора приводит к интенсификации процесса.

    Пример : изменение степени гидролиза 0,01 М CrCl3 в зависимости от температуры:

    2. Концентрация соли

    Чем меньше концентрация соли, тем выше степень ее гидролиза.

    Пример : изменение степени гидролиза Na2CO3 в зависимости от температуры:

    По этой причине для предотвращения нежелательного гидролиза хранить соли рекомендуется в концентрированном виде.

    3. Добавление к реакционной смеси кислоты или щелочи

    Изменяя концентрация одного из продуктов, можно смещать равновесие реакции гидролиза в ту или иную сторону.

    Гидролиз

    Гидролиз (греч. hydor — вода и lysis — разрушение) — процесс расщепления молекул сложных химических веществ за счет реакции с молекулами воды.

    В химии, как и в жизни, разрушается чаще всего нестойкое и слабое (стойкое и сильное выдерживает удар). Запомните, что гидролиз (вода) разрушает «слабое» — это правило вам очень пригодится.

    Любая соль состоит из остатка основания и кислоты. Абсолютно любая:

    • NaCl — производное основания NaOH и кислоты HCl
    • KNO3 — производное основания KOH и кислоты HNO3
    • CuSO4 — производное основания Cu(OH)2 и кислоты H2SO4
    • Al3PO4 — производное основания Al(OH)3 и кислоты H3PO4
    • Ca(NO2)2 — производное основания Ca(OH)2 и кислоты HNO2

    Чтобы успешно решать задания по теме гидролиза и писать реакции, вам следует запомнить, какие основания и кислоты являются слабыми, а какие — сильными.

    При изучении гидролиза я рекомендую ученикам сохранить на гаджет схему, которую вы видите ниже. Для того, чтобы приобрести нужный опыт — она незаменима. Пользуйтесь ей как можно чаще, подглядывайте в нее и она незаметно окажется в вашем интеллектуальном составляющем ;-)

    По катиону, по аниону или нет гидролиза?

    Итак, если в состав соли входит остаток сильного основания и остаток сильной кислоты — гидролиза не происходит. Примеры: NaCl, KBr, CaSO4. Также гидролиза не происходит, если соль нерастворима (вне зависимости от того, чем она образована): AlPO4, FeSO3, CaSO3.

    Если в состав соли входит остаток слабого основания и остаток сильной кислоты, то гидролиз идет по катиону. Помните, что гидролиз разрушает слабое, в данном случае — катион. Примеры: AlCl3, MgBr2, Cr2SO4, NH4NO3.

    Катион NH4 + и его основание NH4OH , несмотря на растворимость, является слабым, поэтому гидролиз будет идти по катиону в соли NH4Cl. Замечу также, что Ca(OH)2 считается растворимым основанием, поэтому гидролиза соли CaCl2 не происходит.

    Если в состав соли входит остаток сильного основания и остаток слабой кислоты, то гидролиз идет по аниону. Примеры: K3PO4, NaNO2, Ca(OCl)2, Ba(CH3COO)2, Li2SiO3.

    Если соль образована остатком слабого основания и слабой кислоты, то гидролиз идет и по катиону, и по аниону. Примеры: Mg(NO2)2, Al2S3, Cr2(SO3)3, CH3COONH4.

    Среда раствора

    Среда раствора может быть нейтральной, кислой или щелочной. Определяется типом гидролиза. Некоторые задания могут быть построены так, что, увидев соль, вы должны будете определить ее тип раствора.

    Обрадую вас: если вы усвоили тему гидролиза, сделать это проще простого. В случае, когда гидролиз не идет или идет и по катиону, и по аниону среда раствора — нейтральная.

    Если гидролиз идет по катиону (разрушается остаток основания) среда — кислая, если гидролиз идет по аниону (разрушается остаток кислоты), то среда раствора будет щелочная. Изучите примеры.

    Однако замечу, что в дигидрофосфатах, гидросульфитах и гидросульфатах среда всегда кислая из-за особенностей диссоциации. Примеры: NH4H2PO4, LiHSO4. В гидрофосфатах среда щелочная из-за того, что константа диссоциации по третьей ступени меньше, чем константа гидролиза. Примеры: K2HPO4, Na2HPO4.

    Попробуйте определить среду раствора для соединений из самостоятельного задания, которое вы только что решили. Ниже будет располагаться решение.

    С целью запутать в заданиях часто бывают даны синонимы. Так «среду раствора» могут заменить водородным показателем pH.

    Читайте также  Менделеев Дмитрий Иванович

    Запомните, что кислая среда характеризуется pH 7.

    Например, в соли CaCl2 среда раствора будет нейтральной (pH=7), а в растворе AlCl3 — кислой (pH

    Гидролиз солей. Среда водных растворов: кислая, нейтральная, щелочная

    Содержание:

    Гидролиз – самый распространенный химический процесс на нашей Земле, определяющий наличие жизни на нашей планете. В результате гидролиза образуются вещества, которые определяют основной химический состав жидкостей во всех живых системах: крови, плазме, тканевой жидкости. Благодаря гидролизу между мембранами клеток функционирует натрий – калиевый насос и регулируется количество основных ионов Na + и K + .

    Самый известный на Земле растворитель – вода. Почти все органические и неорганические соединения готовы растворяться в водном растворе.

    По химическим свойствам H2O слабый электролит, плохо разлагающийся на ионы. Для водного раствора свойственна нейтральная среда. В данной среде концентрация ионов водорода и гидроксид-ионов равны.

    Растворяя всевозможные вещества в воде, возможно получить различные концентрации ионов H + и OH — . Это будет находиться в зависимости от природы вещества и степени его диссоциации.

    В зависимости от этого различают слабые и сильные электролиты. К сильным электролитам относятся растворимые соли, кислоты и щелочи.

    Соли в водных растворах не просто растворяются, а разлагаются на ионы. Подобный процесс получил название гидролиза.

    Состав солей определяется кислотой и основанием, их степенью диссоциации и химическими свойствами. Кислоты и основания могут быть сильными и слабыми.

    В зависимости от состава органические вещества относятся к разной степени гидролизуемых веществ: чем выше ионизация в молекуле, тем большему гидролизу подвергается вещество.

    Сила электролита

    Основание

    Кислота

    Растворимые основания или щелочи, например:

    Нерастворимые основания и гидрооксид аммония NH4OH. Hапример:

    В зависимости от состава соли определяется тип гидролиза, свойственный для данного вида.

    Типы гидролиза солей

    1. Для солей, которые включают слабое основание и сильную кислоту, свойственен гидролиз по катиону.

    К примеру CuCl2, — это средняя соль. Состав представлен слабым основанием Cu(OH)2 (нерастворимым в воде) и сильной кислотой HCl.

    Все растворимые соли считаются сильными электролитами, вследствие этого при растворении в воде всецело диссоциируют на ионы.

    Раствор представляет собой частичную диссоциацию молекулы воды и абсолютное разложение на ионы хлорида меди (II). OH — анионы объединяются с катионом Cu 2+ и образуют нерастворимое соединение, которое не диссоциирует на ионы. Ионы H + и Cl — связываются в молекулу сильного электролита – соляную кислоту. В итоге получается накопление в растворе ионов H + , которые обеспечивают, кислую реакцию среды раствора и изменение цвета индикаторов. Индикатор может быть метиловым оранжевым. В нейтральной среде имеет оранжевый цвет, в кислой окрашивается в красный.

    Представляем процесс в виде уравнений реакции:
    1) Cu 2+ + H2O = Cu(OH)2 ↓ + 2H + — сокращенное ионное уравнение
    2) Cu 2+ + 2Cl — + 2H2O = Cu(OH)2 ↓ + 2H + + 2Cl — — полное ионное уравнение
    3) CuCl2 + 2H2O = Cu(OH)2 ↓ + 2HCl— молекулярное уравнение реакции

    Для солей, которые включают сильное основание и слабую кислоту, характерен гидролиз по аниону.

    К примеру, Na2CO3 представляет собой соль, образованную сильным основанием NaOH (водорастворимым) и слабой кислотой H2CO3.

    Когда карбонат натрия растворяется в воде, он полностью распадается на ионы, а молекулы воды отчасти диссоциируют на ионы. В итоге процесса гидролиза ионы Na + и OH — объединяются и получается сильный электролит гидроксид натрия. В растворе накапливается избыточное общее количество гидроксильных анионов OH — , которые свойственны для щелочной реакции среды. Катионы H + и анионы CO3 2- образуют слабую углекислоту, которая в растворе распадается на воду и углекислый газ.

    Составляем уравнение гидролиза:
    1) CO3 2- + H2O = 2OH — + H2O + CO2 ↑ — сокращенное ионное уравнение
    2) 2Na + + CO3 2- + 2H2O = 2Na + + 2OH — + CO2 ↑ — полное ионное уравнение
    3) Na2CO3+ 2H2O = 2NaOH + H2CO3 — молекулярное уравнение реакции

    Углекислота очень слабая, в растворе распадается на H2O и CO2.

    Уравнение будет выглядеть так:

    Гидролиз по катиону и аниону характерен для солей, которые состоят из слабого основания и слабой кислоты.

    Например, (NH4)2S представляет собой среднюю соль, образованную слабым основанием NH4OH и слабой кислотой H2S.

    При растворении сульфида аммония в водном растворе происходит образование малодиссоциирующих веществ-гидроксида аммония и сероводорода. В растворе остаются лишь только молекулы воды, растворная среда станет нейтральной.

    Составляем уравнение гидролиза:
    1) (NH4)2S + H2O = 2NH3 ↑ + H2O +H2S↑ — молекулярное уравнение реакции
    2) Полное и сокращенное ионные уравнения отсутствуют

    Гидролизу не подвергается соль, состоящая из сильного основания и сильной кислоты.

    Например, BaCl2 представляет собой соль, образованную сильным основанием Ba(OH)2 (водорастворимым) и сильной кислотой HCl.

    Представленный тип солей не содержит кислотных остатков и катионов металлов, реагирующих с водой, т. е. способных влиять на РН водного раствора. Консистенции таких солей имеют нейтральную реакционную среду. В процессе растворения в воде образуются сильные электролиты, полностью распадающиеся на ионы.

    Процессы диссоциации и гидролиза считаются обратимыми и подчиняются совокупным закономерностям смещения химического равновесия. Данные процессы возможно усиливать и замедлять, добавляя в раствор одноименный ион, разбавляя раствор или же нагревая его.

    Для составления уравнений гидролиза солей существует конкретный алгоритм:

    1. Запишите формулу соли и определите ее растворимость в воде, применяя таблицу растворимости солей, кислот и оснований в воде.
      • ZnCl2 растворимый в воде

    2. В случае если соль растворима, составьте уравнение диссоциации
      • ZnCl2Zn 2+ + 2Cl —

    3. Определите состав соли
    4. Сделайте вывод, какой из ионов соли подвергается гидролизу:
      • Zn 2+ — ион, образующий слабый электролит, поэтому он подвергается гидролизу.

    В данном случае гидролиз проходит по катиону.

  • Составляем краткое ионное уравнение
    • Zn 2+ + 2H2O = Zn(OH)2+2H +

  • Определите среду и рН раствора соли. Если в кратком ионном уравнении появляется 2H + — кислый раствор среды, рН — , то среда в растворе щелочная, рН > 7.
    • В данном случае среда является кислой.

  • Составьте полное ионное уравнение соли
    • Zn 2+ + 2Cl — + 2H2O = Zn(OH)2+2H + + 2Cl-

  • Составим молекулярное уравнение гидролиза
    • ZnCl2 + 2H2O = Zn(OH)2+ 2HCl
  • Сущность гидролиза и типы гидролиза солей

    Сущность гидролиза и типы гидролиза солей

    В общем случае под гидролизом понимают реакцию разложения вещества водой (от греч. «гидро» — вода, «лизис» — разложение). Гидролизу могут подвергаться белки, жиры, углеводы, эфиры и другие вещества. В неорганиче­ской химии чаще всего встречаются с гидролизом солей.

    Гидролизом соли называется взаимодействие ионов соли с ионами воды, которое приводит к образованию слабых электролитов. В результате гидролиза солей их водные растворы показывают кислую, щелочную или ней­тральную реакцию среды. Реакция среды зависит от концентрации ионов водорода Н+ или гидроксид-ионов ОН-.

    Вода является слабым электролитом и диссоциирует по уравнению

    Появление избытка ионов Н+ или ОН — в растворе объяс­няется тем, что ионы соли реагируют с ионами воды. —

    В зависимости от природы соли в растворе накаплива­ются либо ионы Н+, либо ОН-, которые и определяют ре­акцию среды.

    Гидролиз соли — это реакция, обратная реакции нейт­рализации. Поэтому каждую соль можно представить себе как соединение, образованное основанием и кислотой. Кислоты и основания бывают сильными или слабыми элект­ролитами. В зависимости от силы исходной кислоты и исходного основания различают четыре типа солей:

    • образованные сильным основанием и слабой кислотой;

    • образованные слабым основанием и сильной кислотой;

    • образованные слабым основанием и слабой кислотой;

    • образованные сильным основанием и сильной кислотой.

    Гидролиз воды

    В чистой воде при 25 °C концентрации ионов водорода ([H+]) и гидроксид-ионов ([OH-]) одинаковы и составляют 10−7 моль/л, это напрямую следует из определения ионного произведения воды, которое равно [H+] · [OH-] и составляет 10−14 моль²/л² (при 25 °C).

    Когда концентрации обоих видов ионов в растворе одинаковы, говорят, что раствор имеет нейтральную реакцию. При добавлении к воде кислоты концентрация ионов водорода увеличивается, а концентрация гидроксид-ионов соответственно уменьшается, при добавлении основания — наоборот, повышается содержание гидроксид-ионов, а концентрация ионов водорода падает. Когда [H+] > [OH-] ( рН [H+] — щелочным ( рН >7).

    Cреда нейтральная ( рН =7)

    Соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой

    В водном растворе цианида калия соль полностью рас­падается на ионы калия К+ и цианид-ионы CN-. Ионы калия К+ и гидроксид-ионы ОН — могут находиться в растворе од­новременно в значительных количествах. Ионы водорода Н+ и цианид-ионы CN — взаимодействуют между собой с образовани­ем циановодородной кислоты. Этот процесс схематически может быть представлен следующим образом:

    К+ + Н2О + CN — = ОН — + НCN + К+

    В результате гидролиза такой соли в растворе находят­ся полностью продиссоциированная щелочь и слабо диссо­циированная кислота.

    В результате того, что в растворе образуется сильный элект­ролит гидроксид калия, концентрация гидроксид-ионов ( ОН-) будет значительно больше концентрации ионов водорода Н+. В растворе соли возникает щелочная среда, т. е. рН > 7

    Гидролиз цианида калия в сокращенной ионной форме можно представить уравнением

    CN — + Н2О = ОН — + HCN.

    Подобно раствору KCN, раствор ацетата натрия также имеет щелочную среду, что видно из молекулярного и со­кращенного ионного уравнений гидролиза:

    CHgCOONa + Н2О = СН3СООН + NaOH;

    Na+ +СН3СОО — + Н2О = СН3СООН + Na+ + ОН-.

    СН3СОО — + Н2О = СН3СООН + ОН-.

    Сокращенное ионное уравнение показывает, что гидро­лиз соли, образованной сильным основанием и слабой кислотой, идет по аниону слабой кислоты и реакция сре­ды становится щелочной.

    Соли, образованные слабым основанием и сильной кислотой

    Примером такой соли является йодид аммония NH4I. При растворении этой соли в воде катион аммония связы­вает гидроксид-ион ОН — воды, а ионы водорода накапли­ваются в растворе:

    NH4I + Н2О = NH4OH + HI; NH4+ + I- +Н2О = NH4OH + H++ I-

    NH4+ + Н2О = NH4OH + H+.

    В результате гидролиза данной соли в растворе, образу­ются слабое основание NH4OH и сильная кислота HI. Йодоводородная кислота является сильным электролитом и в водном растворе полностью распадается на ионы. Кон­центрация ионов водорода становится значительно боль­ше, чем концентрация гидроксид-ионов, и раствор соли имеет кислую среду,

    т. е рН СН3СОО — + NH4+

    СН3СОО — + NH4+ +H2O = CH3COOH + СН3СОО- + NH4+

    Гидролиз соли идет одновременно и по катиону, и по ани­ону. В зависимости от константы диссоциации продуктов гидролиза (кислоты и основания) реакция среды растворов таких солей может быть слабокислой, слабощелочной или нейтральной. Например, реакция среды в случае гидролиза ацетата аммония CH3COONH4 — нейтральная, поскольку константы диссоциации СН3СООН и NH4OH равны. В слу­чае же гидролиза соли цианида аммония NH4CN реакция среды слабощелочная.

    Таким образом, гидролиз соли, образованной слабым основанием и слабой кислотой, идет одновременно и по катиону, и по аниону. Реакция среды зависит от констант диссоциации продуктов гидролиза.

    Соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой

    Соли этого типа гидролизу не подвергаются, потому что ка­тионы и анионы этих солей не связываются с ионами Н+ и ОН — воды и в растворе не образуются молекулы слабых электроли­тов. Поскольку в растворе находятся ионы воды Н+ и ОН-, реак­ция среды растворов этих солей остается нейтральной. Рассмо­трим это на примере раствора хлорида натрия. Взаимодейст­вие этой соли с водой можно представить уравнениями

    NaCl + Н2О = NaOH + HCl или

    Na++ Сl — + Н2О = Na+ + ОН– + Н+ + Сl–

    Производя сокращения в ионном уравнении, получаем Н2О = Н+ + ОН–. Отсюда видно, что ионы соли не участ­вуют в реакций и среда остается нейтральной.

    Следовательно, соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием, при растворении в воде гидролизу не подвергаются, а реакция среды остается нейтральной.

    Ступенчатый гидролиз

    Выше рассмотрен гидролиз солей, образованных одноосновными кислотами и однокислотными основания­ми. Продуктами гидролиза таких солей являются кисло­ты и основания.

    Если соль образована слабой многоосновной кислотой или слабым многокислотным основанием, то гидролиз данной соли может протекать ступенчато. Число ступеней гидролиза зависит от основности слабой кислоты и кис­лотности слабого основания.

    Рассмотрим гидролиз соли, образованной слабой многоос­новной кислотой и сильным основанием. В водном растворе этих солей на первой ступени гидролиза образуется кислая соль вместо кислоты и сильное основание. Ступенчато гидролизуются соли K2Si03, Na2SO3, Na2S, Na3PO4 и др. Например, гидролиз Na2CO3 может быть изображен в виде уравнений.

    Первая ступень: Na2CO3 + Н2О = NaHCO3 + NaOH;

    2Na+ + С032- + Н20 = Na+ + HCO3- + Na+ + ОН —

    С032- + Н20 = HCO3- + ОН-

    Продуктами первой ступени гидролиза является кислая соль гидрокарбонат натрия NaHCO3 и гидроксид натрия NaOH.

    Вторая ступень: NaHCO3 + Н2О = Н2СО3 + NaOH;

    Na+ + HCO3- + Н2О = Н2СО3 + Na+ + ОН —

    HCO3- + Н2О = Н2СО3 + ОН-.

    Продуктами второй ступени гидролиза карбоната на­трия Na2CO3 являются гидроксид натрия и слабая уголь­ная кислота Н2СО3 (кислота разлагается на CO2 и Н2О). Гидролиз по второй ступени протека­ет в значительно меньшей степени, чем по первой ступе­ни. Среда раствора соли карбоната натрия Na2CO3 — ще­лочная (рН > 7), так как в растворе увеличивается концен­трация гидроксид-ионов ОН-.

    Гидролиз солей трехосновных слабых кислот протека­ет по трем ступеням.

    Гидролиз по первой ступени происходит в значительно большей степени, чем по второй. По третьей ступени гид­ролиз фосфата натрия практически не идет.

    Гидролиз соли, образованной слабым мно­гокислотным основанием и сильной кислотой. В водных растворах таких солей на первой ступени образуется ос­новная соль вместо основания и сильная кислота. Ступен­чатому гидролизу подвергаются соли: MgSO4, FeCl3, FeCl2, ZnCl2 и др. Например, гидролиз хлорида цинка ZnCl2 протекает по двум ступеням.

    Первая ступень: ZnCl2+ H2O = ZnOHCl + НС1;

    Zn2+ + 2Сl — + H2O = ZnOH + + Cl — + Н+ + Cl —

    Zn2+ + H2O = ZnOH + + Н+

    Вторая ступень: ZnOHCl+ H2O = Zn(OH)2 + HC1;

    Понравилась статья? Поделиться с друзьями:
    Добавить комментарий

    ;-) :| :x :twisted: :smile: :shock: :sad: :roll: :razz: :oops: :o :mrgreen: :lol: :idea: :grin: :evil: :cry: :cool: :arrow: :???: :?: :!: