Гідроліз солей. Лужний або кислотний гідроліз бінарних сполук
Для шкільного курсу – екзотична річ, але ось у ЄДІ-2014 зустрілося… Мова йде про такі, наприклад, реакції:
Ca 3 N 2 + HCl =
Тут можна міркувати так. Луж (NaOH) або кислота (HCl) реагують з бінарною сполукою у розчині. А це означає, що фактично спочатку йде реакція з водою (гідроліз бінарної сполуки):
PCl 5 + H 2 O → H 3 PO 4 + HCl
Ca 3 N 2 + H 2 O → Сa(OH) 2 + NH 3
А потім продукти гідролізу реагують з лугом (у першому випадку) або з кислотою (у другому випадку):
PCl 5 + H 2 O → H 3 PO 4 + HCl → (+NaOH) → Na 3 PO 4 + NaCl + H 2 O
Ca 3 N 2 + H 2 O → Сa(OH) 2 + NH 3 → (+HCl) → CaCl 2 + NH 4 Cl + (H 2 O)
У результаті рівняння виглядатимуть так:
PCl 5 + 8NaOH = Na 3 PO 4 + 5NaCl +4 H 2 O
Ca 3 N 2 + 8HCl = 3CaCl 2 + 2NH 4 Cl
Вправляйтеся:
Завдання 3.2Розмірковуючи аналогічно, визначте, що вийде під час взаємодії:
Na 3 N + HCl →
PBr 3 + NaOH →
Відповіді внизу
Аміак та його властивості
Аміак реагує з кислотами, приєднуючи протон за донорно-акцепторним механізмом і утворюючи при цьому солі амонію.
Завдання 4.1. Через розчин сірчаної кислоти пропустили аміак. Які дві солі можуть утворитися? Від чого це залежить? Напишіть рівняння реакцій.
Відповіді внизу
Водний розчин аміаку має властивості слабкого лугу, тому з його допомогою можна осаджувати нерозчинні гідроксиди металів.
Завдання 4.2. Через водний розчин хромату сульфату (III) пропустили надлишок аміаку. Запишіть рівняння реакції.
Відповіді внизу
3) Аміак – відновник. Зокрема, здатний відновлювати метали із оксидів.
Завдання 4.3. Через оксид міді (II) пропустили потік аміаку під час нагрівання. Напишіть рівняння реакції.
Відповіді внизу
4) Аміак може бути лігандом і може утворювати комплекси – аміакати. Особливо ймовірно згадка в ЄДІ аміачного комплексу міді, так як він має яскраво-синє фарбування і може використовуватися для виявлення двовалентних сполук міді .
Завдання 4.4. До розчину сульфату міді (II) додали надлишок водяного розчину аміаку. Запишіть рівняння реакції.
Відповіді внизу
Реакції комплексних сполук
Включати до ЄДІ такі завдання – це підлість, оскільки хімія комплексних сполук у школі не вивчається. Але що робити…
Спробуємо запам'ятати хоч трохи:
1) гідроксокомплекси руйнуються кислотами та кислотними оксидами
При невеликій кількості кислоти - реагує лише зовнішня сфера:
Na + HCl = NaCl + Al(OH) 3 ↓ + H 2 O
При надлишку кислоти реагує і зовнішня сфера та комплексоутворювач:
Na + 4HCl = NaCl + AlCl 3 + 4H 2 O
Вуглекислий газ, будучи слабкою кислотою, реагує лише із зовнішньою сферою:
Na + CO 2 = NaHCO 3 + Al(OH) 3 ↓
(кисла сіль виходить, тому що реакція йде при надлишку вуглекислого газу)
2) аміачні комплекси руйнуються кислотами, які пов'язують аміак у міцні іони амонію:
(OH) 2 + 6HCl = CuCl 2 + 4NH 4 Cl + 2H 2 O
3) комплекси також можуть реагувати, якщо комплексоутворювач переходить у щось стійко-нерозчинне:
(SO 4) 2 + K 2 S = CuS↓ + NH 3 + K 2 SO 4
4) при нагріванні комплекси можуть розкладатися з видаленням летких лігандів:
Cl 3 = CrCl 3 + 6H 2 O ( t 0)
SO 4 = CuSO 4 + 4NH 3 ( t 0)
Спробуйте запам'ятати хоча б ці приклади та побачити у них певні закономірності. Сподіватимемося, що цього вистачить. А ось вправи:
Завдання 5.1Закінчіть рівняння реакцій за участю комплексів:
K 3 + HBr (надлишок) =
K 3 + HBr (брак) =
Na 2 + CO 2 =
K = ( t 0)
Cl + HNO 3 =
Відповіді внизу
Відновлювальні властивості іона I -
Іон йоду (I -) (наприклад: HI, NaI, KI) у більшості реакцій бере участь не в реакціях обміну, а є відновником.
Наприклад:
у реакції FeCl 3 + KI виходить зовсім не FeI 3 і KCl, а йде відновлення тривалентного заліза до двовалентного:
2FeCl 3 + 2KI = I 2 + 2FeCl 2 + 2KCl
Завдання 6.1Запишіть рівняння реакцій:
KNO 2 + NH 4 I =
Відповіді внизу
З найбільшою швидкістю реагують між собою.
Загалом із найбільшою швидкістю йдуть ті реакції, що супроводжуються вибухами. А за звичайних умов – реакції іонного обміну у водних розчинах. Чому? Тому що в них беруть участь електроліти, які вже дисоційовані, зв'язки зруйновані. Тому ніщо не заважає іонам миттєво з'єднатися між собою. Можна вважати, що активаційний бар'єр такої реакції наближається до нуля.
Наприклад:
Які речовини реагують між собою з найбільшою швидкістю за кімнатної температури:
1) HCl(p-p) та NaOH(p-p)
2) S(тв.) та H 2 (г)
3) CO 2 (г) та H 2 O(ж)
4) FeS 2 (тв.) та O 2 (г)
Правильна відповідь – 1), оскільки це реакція іонного обміну.
Змішані оксиди Fe 3 O 4 та Pb 3 O 4
Залізо утворює змішаний оксид – залізну окалину Fe 3 O 4 (FeO ∙ Fe 2 O 3) зі ступенями окиснення +2 та +3.
Свинець утворює змішаний оксид – сурик Pb 3 O 4 (2PbO ∙ PbO 2) зі ступенями окиснення +2 та +4.
При реакціях цих оксидів з кислотами можуть виходити дві солі:
Fe 3 O 4 + 8HCl = FeCl 2 + 2FeCl 3 + 4H 2 O
Pb 3 O 4 + 4HNO 3 = 2Pb(NO 3) 2 + PbO 2 + H 2 O (PbO 2 амфотерен, тому в сіль не перетворюється).
Переходи Fe +2 ↔ Fe +3 та Cu +1 ↔ Cu +2
Ось кілька складних ситуацій:
Fe 3 O 4 + HNO 3 = що вийде?
Здавалося б, повинні вийти дві солі та вода: Fe(NO 3) 2 + Fe(NO 3) 3 + H 2 O (дивись попередній розділ), але HNO 3 – сильний окислювач, тому окислюватиме залізо +2 у складі залізної окалини до заліза +3 і вийде лише одна сіль:
Fe 3 O 4 + 10HNO 3 (кінець) = 3Fe(NO 3) 3 + NO 2 + 5H 2 O
Аналогічно реакції Cu 2 O + HNO 3 може здатися, що продуктами будуть CuNO 3 + H 2 O. А насправді одновалентна мідь (Cu +1 2 O) може окислюватися до двовалентної, тому піде окислювально-відновна реакція:
Cu 2 O + 6HNO 3 (кінець) = 2Сu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 3H 2 O
Завдання 7.1. Запишіть рівняння реакцій:
Fe 3 O 4 + H 2 SO 4 (розб) =
Fe 3 O 4 + H 2 SO 4 (кінець) =
Fe 2 (SO 4) 3 + H 2 S =
Теми кодифікатора ЄДІ: Гідроліз солей. Середовище водних розчинів: кисле, основне та лужне.
Гідроліз- Взаємодія речовин з водою. Гідролізу піддаються різні класи неорганічних та органічних речовин: солі, бінарні сполуки, вуглеводи, жири, білки, ефіри та інші речовини. Гідроліз солей відбувається, коли іони солі здатні утворювати з Н + та ОН - іонами води малодисоційовані електроліти. Гідроліз солей може протікати:
→ оборотно: лише невелика частина частинок вихідної речовини гідролізується.
→ Необоротно: практично всі частинки вихідної речовини гідролізуються.
Для оцінки типу гідролізу необхідно розглянути сіль як продукт взаємодії основи та кислоти. Будь-яка сіль складається з металу та кислотного залишку. Метали відповідає основа або амфотерний гідроксид (з тим самим ступенем окислення, що й у солі), а кислотного залишку - кислота. Наприклад, карбонату натрію Na 2 CO 3 відповідає основа - луг NaOH і вугільна кислота H 2 CO 3 .
Оборотний гідроліз солей
Механізм оборотного гідролізу залежатиме від складу вихідної солі. Можна виділити 4 основні варіанти, які ми розглянемо на прикладах:
1. Солі, утворені сильною основою і слабкою кислотою , гідролізуються ЗА АНІОНОМ.
Приклади таких солей - CH3COONa, Na2CO3, Na2S, KCN.
Реакція гідролізу:
CH 3 COONa + HOH ↔ CH 3 COOH + NaOH
в іонній формі:
CH 3 COO - + Na + + HOH ↔ CH 3 COOH + Na + + OH -
скорочене іонне рівняння:
CH 3 COO - + HOH ↔ CH 3 COOH + OH -
Таким чином, при гідролізі таких солей у розчині утворюється невеликий надлишок гідроксид-іонів OH - . Водневий показник такого розчину рН>7 .
Гідроліз солей багатоосновних кислот (H 2 CO 3 H 3 PO 4 і т.п.) протікає східчасто, з утворенням кислих солей:
CO 3 2- + HOH ↔ HCO 3 2- +OH
або в молекулярній формі:
Na 2 CO 3 + HOH ↔ NaHCO 3 +NaOH
2 ступінь:
HCO 3 - + HOH ↔ H 2 CO 3 +OH -
або в молекулярній формі:
NaHCO 3 + HOH ↔ H 2 CO 3 +NaOH
Продукти гідролізу по першому ступені пригнічують другий рівень гідролізу, в результаті другий рівень гідролізу протікає незначно.
2. Солі, утворені слабкою основою і сильною кислотою , гідролізуються ПО КАТІОНУ. Приклад такої солі: NH 4 Cl, FeCl 3 Al 2 (SO 4) 3 Рівняння гідролізу:
NH 4 + + HOH ↔ NH 3 · H 2 O + H +
або в молекулярній формі:
NH 4 Cl + HOH ↔ NH 3 ·H 2 O + HCl
При цьому катіон слабкої основи притягує гідроксид-іони з води, а в розчині виникає надлишок іонів Н+. Водневий показник такого розчину рН<7 .
Солі, утворені багатокислотними основами, гідролізуються східчасто, утворюючи катіони основних солей.
І ступінь:
Fe 3+ + HOH ↔ FeOH 2+ + H +
FeCl 3 + HOH ↔ FeOHCl 2 + HCl
II ступінь:
FeOH 2+ + HOH ↔ Fe(OH) 2 + + H +
FeOHCl 2 + HOH ↔ Fe(OH) 2 Cl+ HCl
III ступінь:
Fe(OH) 2 + + HOH ↔ Fe(OH)3 + H +
Fe(OH) 2 Cl + HOH ↔ Fe(OH) 3 + HCl
Гідроліз по другому і, особливо, по третій ступені практично не протікає при кімнатній температурі.
3. Солі, утворені слабкою основою і слабкою кислотою , гідролізуються І ЗА КАТІОНОМ, І ЗА АНІОНОМ .
Приклади таких солей: CH 3 COONH 4 , (NH 4) 2 CO 3 , HCOONH 4 ,
Рівняння гідролізу:
CH 3 COO - + NH 4 + + HOH ↔ CH 3 COOH + NH 3 · H 2 O
CH 3 COONH 4 + HOH ↔ CH 3 COOH + NH 3 ·H 2 O
У цьому випадку реакція розчину залежить від співвідношення констант дисоціації кислот і основ, що утворюються. У більшості випадків реакція розчину буде приблизно нейтральною, рН ≅ 7. Точне значення рН залежить від відносної сили основи та кислоти.
4. Гідроліз солей, утворених сильною основою і сильною кислотою, у водних розчинах НЕ ЙДЕ.
Зведемо вищеописану інформацію у загальну таблицю:
Необоротний гідроліз
Необоротний гідролізвідбувається, якщо гідролізі виділяється газ, осад чи вода, тобто. речовини, які за цих умов не можуть взаємодіяти між собою. Необоротний гідроліз є хімічною реакцією, т.к. реагують речовини взаємодіють практично повністю.
Варіанти незворотного гідролізу:
- Гідроліз, до якого входять розчинні солі 2-валентних металів (Be 2+ , Co 2+ , Ni 2+ , Zn 2+ , Pb 2+ , Cu 2+ та ін.) з сильним іонізуючим полем (слабкі основи) та розчинні карбонати/гідрокарбонати. При цьому утворюютьсянерозчинні основнісолі (гідроксокарбонати):
2MgCl 2 + 2Na 2 CO 3 + H 2 O = Mg 2 (OH) 2 CO 3 + 4NaCl + CO 2
2МеCl 2 + 2Na 2 CO 3 + Н 2 О=(МеОН) 2 CO 3 + 4NaCl + СО 2 (Ме II, крім Fe, Ca, Sr, Ba).
! Винятки: (Солі Ca, Sr, Ba і Fe 2+) – у цьому випадку отримаємо звичайний обмінний процес:
CaCl 2 + Na 2 CO 3 = CaCO 3 + 2NaCl,
МеCl 2 + Na 2 CO 3 = МеCO 3 + 2NaCl (Ме - Fe, Ca, Sr, Ba).
- Взаємний гідроліз , що протікає при змішуванні двох солей, гідролізованих по катіону та аніону. Продукти гідролізу по другому ступені підсилюють гідроліз по першому ступені і навпаки. Тому в таких процесах утворюються не просто продукти обмінної реакції, а продукти гідролізу ( спільнийабо взаємнийгідроліз). Солі металів зі ступенем окислення +3 (Al 3+ , Cr 3+) і солі летких кислот (карбонати, сульфіди, сульфіти) при змішуванні в розчині (взаємному гідролізі) утворюють осад гідроксиду та газ (H 2 S, SO 2 , CO 2 ):
2AlCl 3 + 3K 2 S +6H 2 O = 2Al(OH) 3 + 3H 2 S + 6KCl,
2CrCl 3 + 3K 2 CO 3 + 3H 2 O = 2Сr(ОН) 3 + 3СO 2 + 6KCl,
2МеCl 3 + 3Na 2 CO 3 + 3Н 2 О=2Ме(ОН) 3 + 6NaCl + 3СО 2 (Ме III),
2МеCl 3 + 3Na 2 SO 3 + 3Н 2 О=2Ме(ОН) 3 + 6NaCl + 3SО 2 (Ме III),
2МеCl 3 + 3Na 2 S + 3Н 2 О=2Ме(ОН) 3 + 6NaCl + 3H 2 S (Ме III).
Солі Fe 3+ при взаємодії з карбонатами також при змішуванні в розчині (взаємному гідролізі) утворюють осад гідроксиду та газ:
2FeCl 3 + 3K 2 CO 3 + 3H 2 O = 2Fe(ОН) 3 + 3СO 2 + 6KCl
! Винятки: при взаємодії солей тривалентного заліза з сульфідами реалізується окислювально-відновна реакція:
2FeCl 3 + 3K 2 S (поз) = 2FeS + S↓ + 6KCl(При надлишку сульфіду калію)
При взаємодії солей тривалентного заліза з сульфітами також реалізується окисно-відновна реакція.
Повні рівняння таких реакцій досить складно. Спочатку рекомендую складати такі рівняння в 2 етапи: спочатку складаємо обмінну реацію без участі води, потім розкладаємо отриманий продукт обмінної реакції водою. Склавши ці дві реакції та скоротивши однакові речовини, ми отримуємо повне рівняння незворотного гідролізу.
3. Гідроліз галогенангідридів та тіоангідридів відбувається також необоротно. Галогенангідриди розкладаються водою за схемою іонного обміну (H + OH -) до відповідних кислот (у разі водного гідролізу) та солей (у разі лужного гідролізу). Ступінь окислення центрального елемента та інших у своїй не змінюється!
SO 2 Cl 2 + 2 H 2 O = H 2 SO 4 + 2 HCl,
SOCl 2 + 2 H 2 O = H 2 SO 3 + 2HCl,
PCl 5 + 4 H 2 O = H 3 PO 4 + 5HCl,
CrO 2 Cl 2 + 2H 2 O = H 2 CrO 4 + 2HCl,
PCl 5 + 8NaOH = Na 3 PO 4 + 5NaCl + 4H 2 O,
Галогенангідрид - це з'єднання, яке виходить, якщо в кислоті ОН-групу замінити на галоген. При гідролізі галогенангідридів кислот утворюються відповідні даним елементам та ступеням окислення кислоти та галогеноводородні кислоти.
POCl 3 + 3H 2 O = H 3 PO 4 + 3HCl
Галогенангідриди деяких кислот:
Тіоангідриди (сульфангідриди) - так називаються, за аналогією з безводними оксидами (ангідридами), сірчисті сполуки елементів (наприклад, Sb 2 S 3 , As 2 S 5 , SnS 2 , CS 2 і т. п.).
- Необоротний гідроліз бінарних сполук, утворених металом та неметалом:
- сульфіди тривалентних металів уводі незворотно гідролізуються до сірководню та гідроксиду металу:
Al 2 S 3 + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 + 3H 2 S
при цьому можливий кислотний гідроліз, у такому випадку утворюються сіль металу та сірководень:
Al 2 S 3 + 6HCl = 2AlCl 3 + 3H 2 S
- гідроліз карбідів призводить до утворення гідроксиду металу у водному середовищі, солі металу в кислому де і відповідного вуглеводню - метану, ацетилену або пропіну:
Ca +2 C -1 2 + H 2 O = Ca +2 (OH) 2 + C -1 2 H 2
Al +3 4 C -4 3 + 12H 2 O = 4Al +3 (OH) 3 + 3C -4 H 4 ,
Ca 3 N 2 + H 2 O =
Ca 3 P 2 + H 2 O =
Mg 2 Si + H 2 O =
- Деякі солі незворотно гідролізуються з утворенням оксосолів:
BiCl 3 + H 2 O = BiOCl + 2HCl,
SbCl 3 + H 2 O = SbOCl + 2HCl.
Алюмокалієві галун:
KAl(SO 4) 2 + K 2 S + H 2 O =
MgCl 2 + NaНCO 3 + H 2 O =
ZnSO 4 + CsНCO 3 + H 2 O =
CdSO 4 + RbНCO 3 + H 2 O =
CaSO 4 + Rb 2 CO 3 + H 2 O =
FeCl 2 + Rb 2 CO 3 + H 2 O =
Кількісно гідроліз характеризується величиною, яка називається ступенем гідролізу .
Ступінь гідролізу (α) — відношення кількості (концентрації) солі, що піддається гідролізу, до загальної кількості (концентрації) розчиненої солі. У разі незворотного гідролізу α ≅1.
Чинники, що впливають на ступінь оборотного гідролізу:
1. Температура
Гідроліз – ендотермічна реакція! Нагрівання розчину призводить до інтенсифікації процесу.
приклад : зміна ступеня гідролізу 0,01 М CrCl 3 в залежності від температури:
2. Концентрація солі
Чим менше концентрація солі, тим вищий рівень її гідролізу.
приклад : зміна ступеня гідролізу Na 2 CO 3 в залежності від температури:
Тому для запобігання небажаному гідролізу зберігати солі рекомендується в концентрованому вигляді.
3. Додавання до реакційної суміші кислоти або лугу
Змінюючи концентрація одного з продуктів, можна зміщувати рівновагу реакції гідролізу у той чи інший бік.
Пройти тест на тему Гідроліз:
Середовище водних розчинів: кисле, нейтральне, лужне.
1). Гідроліз є ендотермічною реакцією, тому підвищення температури посилює гідроліз.
2). Підвищення концентрації іонів водню послаблює гідроліз у разі гідролізу по катіону. Аналогічно, підвищення концентрації гідроксид-іонів послаблює гідроліз у разі гідролізу по аніону.
3). При розведенні водою рівновагу зміщується у бік перебігу реакції, тобто. праворуч, ступінь гідролізу зростає.
4). Добавки сторонніх речовин можуть впливати на положення рівноваги у тому випадку, коли ці речовини реагують з одним із учасників реакції. Так, при додаванні до розчину сульфату міді
2CuSO4 + 2H2O<=>(CuOH)2SO4 + H2SO4
розчину гідроксиду натрію, що містяться в ньому гідроксид-іони взаємодіятимуть з іонами водню. В результаті їх концентрація зменшиться, і, за принципом Ле Шательє, рівновага в системі зміститься праворуч, ступінь гідролізу зросте. А якщо до того ж додати розчину розчин сульфіду натрію, то рівновага зміститься не вправо, як можна було б очікувати (взаємне посилення гідролізу) а навпаки, вліво, через зв'язування іонів міді в практично нерозчинний сульфід міді.
5). Концентрація солі. Розгляд цього чинника призводить до парадоксального висновку: рівновага у системі зміщується вправо, відповідно до принципу Ле Шательє, але ступінь гідролізу зменшується.
Наприклад,
Al(NO 3 ) 3
Сіль гідролізується по катіону. Підсилити гідроліз цієї солі можна, якщо:
- нагріти або розбавити розчин водою;
- додасть розчин лугу (NaOH);
- додати розчин солі, що гідролізується по аніону Nа 2 3 ;
- розчинення вести на холод;
- готувати якомога більш концентрований розчин Al(NO 3 ) 3 ;
- додати до розчину кислоту, наприклад HCl
Гідроліз солей багатокислотних основ і багатоосновних кислот проходить східчасто
Наприклад, гідроліз хлориду заліза (II) включає два ступені:
1-ий ступінь
FeCl 2 + HOH<=>Fe(OH)Cl + HCl
Fe 2+ + 2Cl - + H + + OH -<=>Fe(OH) + + 2Cl - + H +
Другий ступінь
Fe(OH)Cl + HOH<=>Fe(OH) 2 + HCl
Fe(OH) + + Cl - + H + + OH -<=>Fe(ВІН) 2 + Н + + Cl -
Гідроліз карбонату натрію включає два ступені:
1-ий ступінь
Na 2 3 + HOH<=>NаНСО 3 + NаОН
СО 3 2- + 2Na + + H + + OH - => НСО 3 - + ВІН - + 2Na +
Другий ступінь
NаНСО 3 + Н 2 Про<=>NaОН + Н 2 СО 3
НСО 3 - + Na + + H + + OH -<=>Н 2 СО 3 + ВІН - + Na +
Гідроліз – процес оборотний. Підвищення концентрації іонів водню та гідроксид-іонів перешкоджає протіканню реакції до кінця. Паралельно з гідролізом проходить реакція нейтралізації, коли утворюється слабка основа (Fe(ОН) 2) взаємодіє з сильною кислотою, а слабка кислота, що утворюється (Н 2 3 ) - зі лугом.
Гідроліз протікає незворотно, якщо в результаті реакції утворюється нерозчинна основа та (або) летуча кислота:
Al 2 S 3 + 6H 2 O =>2Al(OH) 3 ↓+ 3H 2 S
Cолі, що повністю розкладаються водою - Al 2 S 3 , не можна отримати реакції обміну у водних розчинах, так як замість обміну протікає реакція спільного гідролізу:
2AlCl 3 +3Na 2 S≠Al 2 S 3 +6NaCl
2AlCl 3 +3Na 2 S+6H 2 O=2Al(OH) 3 ↓+6NaCl+3H 2 S(Взаємне посилення гідролізу)
Тому їх одержують у безводних середовищах спіканням або іншими способами, наприклад:
2Al+3S = t°C=Al 2 S 3
Приклади реакцій гідролізу
(NH 4) 2 CO 3 карбонат амонію – сіль, слабкої кислоти та слабкої основи. Розчинна. Гідролізується по катіону та аніону одночасно. Число ступенів – 2.
1 ступінь: (NH 4) 2 CO 3 +H 2 O ↔ NH 4 OH+NH 4 HCO 3
2 ступінь: NH 4 HCO 3 +H 2 O ↔NH 4 OH +H 2 CO 3
Реакція розчину слаболужна pH >7, тому гідроксид амонію сильніший електроліт, ніж вугільна кислота. К д (NH 4 OH )>К д (H 2 CO 3)
CH 3 COONH 4 ацетат амонію – сіль, слабкої кислоти та слабкої основи. Розчинна. Гідролізується по катіону та аніону одночасно. Число ступенів – 1.
CH 3 COONH 4 +H 2 O ↔NH 4 OH +СH 3 COOH
Реакція розчину нейтральна pH = 7, тому що К д (CH 3 COO Н) = К д (NH 4 OH)
K 2 HPO 4– гідроортофосфат калію- сіль, слабкої кислоти та сильної основи. Розчинна. Гідролізується аніоном. Число ступенів – 2.
1 ступінь: K 2 HPO 4 +H 2 O ↔KH 2 PO 4 +KOH
2 ступінь: KH 2 PO 4 +H 2 O ↔H 3 PO 4 +KOH
Реакція розчину 1 ступені слаболужнаpH=8,9 , так як в результаті гідролізу в розчині накопичуються іони OH - і процес гідролізу переважає процесом дисоціації іонів HPO 4 2- , що дає іони H + (HPO 4 2- ↔H + +PO 4 3-)
Реакція розчину 2 ступені слабокислаpH=6,4 , так як процес дисоціації дигідроортофосфат іонів переважає над процесом гідролізу, при цьому іони водню не тільки нейтралізують гідроксид-іони, але і залишаються в надлишку, що і зумовлює слабокислу реакцію середовища.
Завдання: Визначте середовище розчинів гідрокарбонату та гідросульфіту натрію.
Рішення:
1) Розглянемо процеси у розчині гідрокарбонату натрію. Дисоціація цієї солі йде в два ступені, катіони водню утворюються на другому ступені:
NaHCO 3 = Na + + HCO 3 - (I)
HCO 3 - ↔ H + + CO 3 2- (II)
Константа дисоціації по другому ступені - це К 2 вугільної кислоти, що дорівнює 4,8 10 -11 .
Гідроліз гідрокарбонату натрію описується рівнянням:
NaHCO 3 +H 2 O ↔ H 2 CO 3 +NaOH
HCO 3 - +H 2 O ↔H 2 CO 3 +OH - , константа якого дорівнює
K г = K w / K 1 (H 2 CO 3) = 1 · 10 -14 / 4,5 · 10 -7 = 2,2 · 10 -8 .
Константа гідролізу помітно більша за константи дисоціації, тому розчинNaHCO 3 має лужне середовище.
2) Розглянемо процеси у розчині гідросульфіту натрію. Дисоціація цієї солі йде в два ступені, катіони водню утворюються на другому ступені:
NaHSO 3 = Na + + HSO 3 - (I)
HSO 3 - ↔ H + + SO 3 2- (II)
Константа дисоціації по другому ступені - це К 2 сірчистої кислоти, що дорівнює 6,2∙10 -8 .
Гідроліз гідросульфіту натрію описується рівнянням:
NaHSO 3 +H 2 O ↔H 2 SO 3 +NaOH
HSO 3 - +H 2 O ↔H 2 SO 3 +OH - , константа якого дорівнює
K г =K w /K 1 (H 2 SO 3)=1∙10 -14 /1,7∙10 -2 =5,9∙10 -13 .
У цьому випадку костанта дисоціації більша за константу гідролізу, тому розчин
NaHSO 3 має кисле середовище.
Завдання: Визначити середовище розчину солі ціаніду амонію.
Рішення:
NH 4 CN ↔NH 4 + + CN –
NH 4 + + 2H 2 O ↔NH 3 . H 2 O + H 3 O +
CN – + H 2 O ↔ HCN + OH –
NH 4 CN +H 2 O↔ NH 4 OH + HCN
До д (HCN) = 7.2∙10 -10; До д (NH 4 OH) = 1.8∙10 -5
Відповідь: Гідроліз по катіону та аніону, т.к. K o > Kдо, слабколужне середовище, pH > 7
Досліджуємо дію універсального індикатора на розчини деяких солей 
Як бачимо, середовище першого розчину — нейтральна (рН=7), другого — кисла (рН< 7), третьего щелочная (рН >7). Чим же пояснити такий цікавий факт? 🙂
Для початку, давайте згадаємо, що таке рН і від чого він залежить.
pH-водневий показник, міра концентрації іонів водню в розчині (за першими буквами латинських слів potentia hydrogeni – сила водню).
pH обчислюється як негативний десятковий логарифм концентрації водневих іонів, вираженої в молях на один літр:
У чистій воді при 25 °C концентрації іонів водню та гідроксид-іонів однакові і становлять 10 -7 моль/л (рН=7).
Коли концентрації обох видів іонів у розчині однакові, розчин має нейтральну реакцію. Коли розчин є кислим, а при > - лужним.
За рахунок чого в деяких водних розчинах солей відбувається порушення рівності концентрацій іонів водню та гідроксид-іонів?
Справа в тому, що відбувається зміщення рівноваги дисоціації води внаслідок зв'язування одного з її іонів (або) з іонами солі з утворенням малодисоційованого, важкорозчинного або летючого продукту. Це і є суть гідролізу.
- Це хімічна взаємодія іонів солі з іонами води, що призводить до утворення слабкого електроліту -кислоти (або кислої солі), або основи (або основної солі).
Слово "гідроліз" означає розкладання водою ("гідро"-вода, "лізис" - розкладання).
Залежно від того, який іон солі вступає у взаємодію з водою, розрізняють три типи гідролізу:
- гідроліз по катіону (в реакцію з водою вступає тільки катіон);
- гідроліз по аніону (в реакцію з водою вступає тільки аніон);
- Сумісний гідроліз - гідроліз по катіону і по аніону (в реакцію з водою вступає і катіон, і аніон).
Будь-яку сіль можна розглядати як продукт, утворений взаємодією основи та кислоти:
Гідроліз солі - взаємодія її іонів з водою, що призводить до появи кислотного або лужного середовища, але не супроводжується утворенням осаду або газу.
Процес гідролізу протікає лише за участю розчиннихсолей та складається з двох етапів:
1)дисоціаціясолі у розчині – незворотняреакція (ступінь дисоціації, або 100%);
2) власне , тобто. взаємодія іонів солі з водою, - оборотнареакція (ступінь гідролізу 1, або 100%)
Рівняння 1-го та 2-го етапів – перший з них незворотний, другий звернемо – складати не можна!
Зазначимо, що солі, утворені катіонами лугівта аніонами сильнихкислот, гідролізу не піддаються, вони лише дисоціюють при розчиненні у питній воді. У розчинах солей KCl, NaNO 3 , NaSO 4 та BaI середовище нейтральна.
Гідроліз по аніону
У разі взаємодії аніоніврозчиненої солі з водою процес називається гідролізом солі по аніону.
1) KNO 2 = K + + NO 2 - (дисоціація)
2) NO 2 - + H 2 O ↔ HNO 2 + OH - (гідроліз)
Дисоціація солі KNO 2 протікає повністю, гідроліз аніону NO 2 - дуже мало (для 0,1 М розчину - на 0,0014%), але цього виявляється достатньо, щоб розчин став лужним(Серед продуктів гідролізу присутній іон OH -), в ньому p H = 8,14.
Гідролізу піддаються аніони тільки слабкихкислот (у цьому прикладі – нітрит-іон NO 2 , відповідальний слабкої азотистої кислоті HNO 2). Аніон слабкої кислоти притягує до себе катіон водню, що є у воді, і утворює молекулу цієї кислоти, а гідроксид-іон залишається вільним:
NO 2 - + H 2 O (H +, OH -) ↔ HNO 2 + OH -
Приклади:
а) NaClO = Na + + ClO -
ClO - + H 2 O ↔ HClO + OH -
б) LiCN = Li + + CN -
CN - + H 2 O ↔ HCN + OH -
в) Na 2 CO 3 = 2Na + + CO 3 2-
CO 3 2- + H 2 O ↔ HCO 3 - + OH -
г) K 3 PO 4 = 3K + + PO 4 3-
PO 4 3- + H 2 O ↔ HPO 4 2- + OH
д) BaS = Ba 2+ + S 2-
S 2- + H 2 O ↔ HS - + OH -
Зверніть увагу, що в прикладах (в-д) не можна збільшити кількість молекул води та замість гідроаніонів (HCO 3, HPO 4, HS) писати формули відповідних кислот (H 2 CO 3, H 3 PO 4, H 2 S). Гідроліз - оборотна реакція, і протікати "до кінця" (до утворення кислоти) він не може.
Якби така нестійка кислота, як H 2 CO 3 утворювалася в розчині своєї солі NaCO 3 , то спостерігалося б виділення з розчину газу CO 2 (H 2 CO 3 = CO 2 + H 2 O). Однак, при розчиненні соди у воді утворюється прозорий розчин без газовиділення, що є свідченням неповноти протікання гідролізу аніону з появою розчину тільки гідраніонів вугільної кислоти HCO 3 - .
Ступінь гідролізу солі по аніону залежить від ступеня дисоціації продукту гідролізу – кислоти. Чим слабша кислота, тим вищий ступінь гідролізу.Наприклад, іони CO 3 2- , PO 4 3- і S 2- піддаються гідролізу більшою мірою, ніж іон NO 2 , так як дисоціація H 2 CO 3 і H 2 S по 2-му ступені, а H 3 PO 4 по 3-го ступеня протікає значно менше, ніж дисоціація кислоти HNO 2 . Тому розчини, наприклад, Na 2 CO 3 , K 3 PO 4 і BaS будуть сильнолужними(у чому легко переконатися по милості соди на дотик) .
Надлишок іонів ВІН у розчині легко виявити індикатором або виміряти спеціальними приладами (рН-метрами).
Якщо концентрований розчин сильно гідролізується по аніону солі,
наприклад Na 2 CO 3 внести алюміній, то останній (внаслідок амфотерності) прореагує з лугом і буде спостерігатися виділення водню. Це – додатковий доказ протікання гідролізу, адже розчин соди ми не додавали луг NaOH!
Зверніть особливу увагу на солі кислот середньої сили – ортофосфорної та сірчистої. На першому ступені ці кислоти дисоціюють досить добре, тому їх кислі солі гідролізу не піддаються, і середовище розчину таких солей — кисле (через наявність катіону водню у складі солі). А середні солі гідролізуються по аніону - середовище лужне. Отже, гідросульфіти, гідрофосфати та дигідрофосфати - не гідролізуються по аніону, середовище кисле. Сульфіти та фосфати - гідролізуються по аніону, середовище лужне.
Гідроліз по катіону
У разі взаємодії катіону розчиненої солі з водою процес називається
гідролізом солі по катіону
1) Ni(NO 3) 2 = Ni 2+ + 2NO 3 − (дисоціація)
2) Ni 2+ + H 2 O ↔ NiOH + + H + (гідроліз)
Дисоціація солі Ni(NO 3) 2 протікає націло, гідроліз катіону Ni 2+ - дуже мало (для 0,1М розчину - на 0,001%), але цього виявляється достатньо, щоб середовище стало кислотним (серед продуктів гідролізу присутній іон H + ).
Гідролізу піддаються катіони тільки малорозчинних основних та амфотерних гідроксидів та катіон амонію. NH 4+. Катіон металу відщеплює від молекули води гідроксид-іон і звільняє катіон водню H+.
Катіон амонію в результаті гідролізу утворює слабку основу - гідрат аміаку та катіон водню:
NH 4 + + H 2 O ↔ NH 3 · H 2 O + H +
Зверніть увагу, що не можна збільшувати кількість молекул води і замість гідроксокатіонів (наприклад, NiOH +) писати формули гідроксидів (наприклад, Ni(OH) 2). Якби гідроксиди утворилися, то із розчинів солей випали б опади, чого не спостерігається (ці солі утворюють прозорі розчини).
Надлишок катіонів водню легко знайти індикатором або виміряти спеціальними приладами. У концентрований розчин сильно солі, що гідролізується по катіону, вноситься магній або цинк, то останні реагують з кислотою з виділенням водню.
Якщо сіль нерозчинна - то гідролізу немає, тому що іони не взаємодіють з водою.
