Умова протікання реакцій обміну електролітами. Реакції іонного обміну та умови їх протікання

Електроліти - реч-ва, водні розчини та розплави кіт проводять ел струм. До них відносяться майже всі солі, кислоти, основи - реч-ва з іонною або сильно полярною ковалентним зв'язком. У розчинах електролітів можуть відбуватися реакції обміну. Це реакції, викликані взаємодією між іонами розчинених речей. протікають з високими швидкостями, оскільки реагенти знаходяться в антивірусному стані. Обов'язковою умовоюпротікання реакції іонного обміну є зміщення хімічної рівновагиу бік утворення малорозчинних речовин (опадів), газів, слабких електролітів. При складанні іонно-молекулярних рівняньсильні ел-ти зап-ся як іонів, слабкі - опади, гази - як молекул. Для складання цих рівнянь треба знати, які солі розчиняються у воді і які практично нерозчинні.

Іонний добуток води Водневий показник рН-середовища

Чиста вода дуже погано проводить ел ток, тобто вода - слабкий електроліт, трохи дис-ет на іони. Кд = Н + ОН-/Н2О = 1, 8 * 10-16 (при 22 градусах). Кд води дуже мала, т. к. частка молекул, що у дис-ии дуже маленька, тому конц-я недис-их молекул води практично дорівнює молярної концентраціїмолекул у рідкій воді (1000/18=55, 5 моль/л). Для води та розведених водних розчинів при незмінній температурі добуток концентрацій іонів водню та гідроксид-іонів є величина постійна. постійна величинаназивається іонним добутком води Чисельне значення її неважко отримати підставивши в останнє рівняння концентрації іонів водню та гідроксид - іонів В чистій водіпри 220С Н+*ОН-=Кд*C=1. 8*10-16*55. 5 = 10-14 КU = 10-14 - іонний добуток води. Розчини в яких концентрації іонів водню та гідроксид - іонів однакові називаються нейтральними (10-7моль/л). У кислих розчинах більше концентрація іонів водню в лужних - концентрація гідроксид -іонівНо яка б не була реакція розчину добуток концентрації іонів водню і гідроксид-іонів залишається постійним користуватися значеннями концентрації з запереч ступенями незручно, тому на практиці для хар-ки середовища застосовують водневий показ . Замість концентрації іонів водню вказують її десятковий логарифмвзятий із зворотним знаком рН=-lgН+ У нейтральному розчині рН=7 У кислих розчинах рН<7 и тем меньше, чем кислее раствор. Наоборот, в щелочных растворах рН>7, і тим більше, чим більша лужність розчину. Для вимірювання рН існують різні методи. Приблизно реакцію розчину можна визначити за допомогою спеціальних реактивів, званих індикаторами, забарвлення яких змінюється в залежності від концентрації іонів водню рН метр або універсальний індикатор. Лакмус: фіолет, червоний, синій; метилорандж: оранж, червоний, жовтий; ф/ф: безбарвний, безбарвний, малиновий.

Реакції іонного обміну — реакції у водних розчинах між електролітами, що протікають без змін ступенів окислення елементів, що їх утворюють.

Необхідною умовою перебігу реакції між електролітами (солями, кислотами та основами) є утворення малодисоціюючої речовини (вода, слабка кислота, гідроксид амонію), осаду або газу.

Розглянемо реакцію, в результаті якої утворюється вода. До таких реакцій відносяться всі реакції між будь-якою кислотою та будь-якою основою. Наприклад, взаємодія азотної кислотиз гідроксидом калію:

HNO 3 + KOH = KNO 3 + H 2 O (1)

Вихідні речовини, тобто. азотна кислота і гідроксид калію, і навіть один із продуктів, саме нітрат калію, є сильними електролітами, тобто. у водному розчині вони існують практично лише у вигляді іонів. Вода, що утворилася, відноситься до слабких електролітів, тобто. практично не розпадається на іони. Отже, точніше переписати рівняння вище можна, вказавши реальний стан речовин, у водному розчині, тобто. у вигляді іонів:

H + + NO 3 - + K + + OH - = K + + NO 3 - + H 2 O (2)

Як можна помітити з рівняння (2), що до реакції, що після розчину знаходяться іони NO 3 − і K + . Інакше кажучи, насправді, нітрат-іони і іони калію не брали участь у реакції. Реакція відбулася лише завдяки об'єднанню частинок H + та OH – у молекули води. Таким чином, зробивши алгебраїчне скорочення однакових іонів у рівнянні (2):

H + + NO 3 - + K + + OH - = K + + NO 3 - + H 2 O

ми отримаємо:

H + + OH = H 2 O (3)

Рівняння виду (3) називають скороченими іонними рівняннями, виду (2) повними іонними рівняннями, а виду (1) молекулярними рівняннями реакцій.

Фактично іонне рівнянняреакції максимально відображає її суть, саме те, завдяки чому стає можливим її перебіг. Слід зазначити, що одному скороченому іонному рівнянню можуть відповідати безліч різних реакцій. Дійсно, якщо взяти, наприклад, не азотну кислоту, а соляну, а замість гідроксиду калію використовувати, скажімо, гідроксид барію, ми маємо таке молекулярне рівняння реакції:

2HCl+ Ba(OH) 2 = BaCl 2 + 2H 2 O

Соляна кислота, гідроксид барію та хлорид барію є сильними електролітами, тобто існують у розчині переважно у вигляді іонів. Вода, як вже обговорювалося вище, – слабкий електроліт, тобто існує у розчині практично лише у вигляді молекул. Таким чином, повне іонне рівнянняданої реакції виглядатиме так:

2H + + 2Cl − + Ba 2+ + 2OH − = Ba 2+ + 2Cl − + 2H 2 O

Скоротимо однакові іони ліворуч і праворуч і отримаємо:

2H + + 2OH − = 2H 2 O

Розділивши і ліву і праву частинуна 2, отримаємо:

H + + OH − = H 2 O,

Отримане скорочене іонне рівнянняповністю збігається зі скороченими іонним рівнянням взаємодії азотної кислоти та гідроксиду калію.

При складанні іонних рівнянь у вигляді іонів записують лише формули:

1) сильних кислот (HCl, HBr, HI, H 2 SO 4 , HNO 3 , HClO 4) (список сильних кислот треба вивчити!)

2) сильних основ (гідрокси лужних (ЩМ) та лужноземельних металів (ЩЗМ))

3) розчинних солей

У молекулярному виглядізаписують формули:

1) Води H 2 O

2) Слабкі кислоти (H 2 S, H 2 CO 3 , HF, HCN, CH 3 COOH (і ін. практично всі органічні))

3) Слабких основ (NH 4 OH і практично всі гідроксиди металів крім ЩМ та ЩЗМ

4) Малорозчинних солей (↓) («М» або «Н» у таблиці розчинності).

5) Оксидів (та інших речовин, які є електролітами)

Спробуємо записати рівняння між гідроксидом заліза (III) та сірчаною кислотою. У молекулярному вигляді рівняння їх взаємодії записується так:

2Fe(OH) 3 + 3H 2 SO 4 = Fe 2 (SO 4) 3 + 6H 2 O

Гідроксиду заліза (III) відповідає у таблиці розчинності позначення «Н», що свідчить про його нерозчинність, тобто. у іонному рівнянні його треба записувати цілком, тобто. як Fe(OH) 3 . Сірчана кислотарозчинна і відноситься до сильним електролітамтобто існує в розчині переважно в продісоційованому стані. Сульфат заліза (III), як і практично всі інші солі, відноситься до сильних електролітів, і оскільки він розчинний у воді, в іонному рівнянні його потрібно писати у вигляді іонів. Враховуючи все сказане вище, отримуємо повне іонне рівняння наступного виду:

2Fe(OH) 3 + 6H + + 3SO 4 2- = 2Fe 3+ + 3SO 4 2- + 6H 2 O

Скоротивши сульфат-іони ліворуч і праворуч, отримуємо:

2Fe(OH) 3 + 6H + = 2Fe 3+ + 6H 2 O

розділивши обидві частини рівняння на 2, отримуємо скорочене іонне рівняння:

Fe(OH) 3 + 3H + = Fe 3+ + 3H 2 O

Тепер розглянемо реакцію іонного обміну, у результаті якої утворюється осад. Наприклад, взаємодія двох розчинних солей:

Усі три солі – карбонат натрію, хлорид кальцію, хлорид натрію та карбонат кальцію (так-так, і він теж) – відносяться до сильних електролітів і всі, крім карбонату кальцію, розчиняються у воді, тобто хлорид кальцію. є беруть участь у даній реакції у вигляді іонів:

2Na + + CO 3 2- + Ca 2+ + 2Cl − = CaCO 3 ↓+ 2Na + + 2Cl −

Скоротивши однакові іони ліворуч і праворуч даному рівнянні, отримаємо скорочене іонне:

CO 3 2- + Ca 2+ = CaCO 3 ↓

Останнє рівняння відображає причину взаємодії розчинів карбонату натрію та хлориду кальцію. Іони кальцію та карбонат-іони поєднуються в нейтральні молекули карбонату кальцію, які, з'єднуючись один з одним, породжують дрібні кристали осаду CaCO 3 іонної будови.

Розглянемо третю умову перебігу реакцій іонного обміну – утворення газу. Строго кажучи, тільки в результаті іонного обміну утворення газу можливе лише в окремих випадках, наприклад, при утворенні газоподібного сірководню:

K 2 S + 2HBr = 2KBr + H 2 S

У більшості інших випадків газ утворюється в результаті розкладання одного з продуктів реакції іонного обміну. Наприклад, потрібно точно знати в рамках ЄДІ, що з утворенням газу через нестійкість розкладаються такі продукти, як H 2 CO 3 , NH 4 OH і H 2 SO 3:

H 2 CO 3 = H 2 O + CO 2

NH 4 OH = H 2 O + NH 3

H 2 SO 3 = H 2 O + SO 2

Іншими словами, якщо в результаті іонного обміну утворюються вугільна кислота, гідроксид амонію або сірчиста кислота, реакція іонного обміну протікає завдяки утворенню газоподібного продукту:

Запишемо іонні рівняння для всіх вищевказаних реакцій, що призводять до утворення газів. 1) Для реакції:

K 2 S + 2HBr = 2KBr + H 2 S

В іонному вигляді записуватимуться сульфід калію та бромід калію, т.к. є розчинними солями, і навіть бромоводнева кислота, т.к. відноситься до сильних кислот. Сірководень же, будучи малорозчинним і газом, що погано дисоціює на іони, запишеться в молекулярному вигляді:

2K + + S 2- + 2H + + 2Br - = 2K + + 2Br - + H 2 S

Скоротивши однакові іони отримуємо:

S 2- + 2H + = H 2 S

2) Для рівняння:

Na 2 CO 3 + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + H 2 O + CO 2

В іонному вигляді запишуться Na 2 CO 3 Na 2 SO 4 як добре розчинні солі і H 2 SO 4 як сильна кислота. Вода є малодисоціюючою речовиною, а CO 2 зовсім неелектроліт, тому їх формули будуть записуватися в молекулярному вигляді:

2Na + + CO 3 2- + 2H + + SO 4 2- = 2Na + + SO 4 2 + H 2 O + CO 2

CO 3 2- + 2H + = H 2 O + CO 2

3) для рівняння:

NH 4 NO 3 + KOH = KNO 3 + H 2 O + NH 3

Молекули води та аміаку запишуться повністю, а NH 4 NO 3 , KNO 3 і KOH запишуться в іонному вигляді, т.к. всі нітрати є добре розчинними солями, а KOH є гідроксидом лужного металу, тобто. сильною основою:

NH 4 + + NO 3 − + K + + OH − = K + + NO 3 − + H 2 O + NH 3

NH 4 + + OH − = H 2 O + NH 3

Для рівняння:

Na 2 SO 3 + 2HCl = 2NaCl + H 2 O + SO 2

Повне та скорочене рівняння матимуть вигляд:

2Na + + SO 3 2- + 2H + + 2Cl − = 2Na + + 2Cl − + H 2 O + SO 2

Іонні реакції - реакції між іонами у розчині. Наприклад, реакцію

AgNO3 + NaCl = NaNO3 + AgCl

можна уявити в іонному вигляді (реакція розписується на іони, не розписуються опади, гази, вода, слабкі кислоти та основи, а також малорозчинні та нерозчинні сполуки) наприклад AgCl нерозчинний у воді та на іони не розписується:

Ag+ + NO3− + Na+ + Cl− = AgCl + Na+ + NO3−

Однакові іони скорочуються, і виходить скорочене іонне рівняння. Оскільки взаємодія відбулася між іонами Ag+ та іонами Cl−, то вираз

Ag+ + Cl− = AgCl

і є іонне рівняння аналізованої реакції. Воно простіше молекулярного і в той же час відображає сутність реакції, що відбувається.

Водні розчини солей, кислот і основ мають особливість - вони проводять електричний струм.При цьому більшість твердих солей і основ у безводному стані, а також безводні кислоти мають дуже слабку електричну провідність: погано проводить електричний струм і вода. Очевидно, що при утворенні розчинів подібні речовини зазнають якихось змін, що зумовлюють виникнення високої електричної провідності. Ці зміни полягають у дисоціації відповідних речовин на іони, які і є переносниками електричного струму.

Речовини, що проводять електричний струм своїми іонами, називаються електролітами.При розчиненні у воді та в ряді неводних розчинників властивості електролітів виявляють солі, кислоти та основи. Електролітами є також багато розплавлених солей, оксидів і гідроксидів, деякі солі та оксидів у твердому стані.

Електролітична дисоціація води. Іонний добуток води (Kw). Водневий показник рН як менра кислотності та лужності середовища. Методи визначення реакції середовища. Поняття про індикатори. Забарвлення індикаторів у різних середовищах.

Чиста вода, хоч і погано (порівняно з розчинами електролітів), але може проводити електричний струм. Це викликано здатністю молекули води розпадатися (дисоціювати) на два іони які є провідниками електричного струму в чистій воді (нижче під дисоціацією мається на увазі електролітична дисоціація- Розпад на іони):

H2O ↔ H+ + OH-

Гідроліз солей. Солі гідролізуються по аніону, катіону, по аніону і катіону, солі, що не гідролізуються. Ступінь та константа гідролізу. Вплив зовнішніх факторівна ступінь повноти гідролізу. Буферні системи

Гідроліз солей- Це взаємодія іонів солі з водою з утворенням малодисоціюючих частинок.

Гідроліз по катіонупризводить до утворення гідроксокатіонів та іонів водню (середовище розчину кисле).

Гідроліз по аніонупризводить до утворення гідроаніонів та гідроксид-іонів (середовище розчину лужне).

При спільному гідролізіступінь його протікання буде значно вищим, і, в окремих випадках, це може призвести до повного гідролізу.

Константа гідролізу- Константа рівноваги гідролітичної реакції.

Буферні системи- фізіологічні системита механізми, що забезпечують кислотно-основну рівновагу в системі.

електрохімічні системи. Металевий зв'язок. Загальні властивостіметалів. Механізм виникнення електродних потенціалів. Стандартний потенціал. Рівняння Нернста. Ряд напруг металів та висновки з нього.

Електрохімічні процесице процеси прямого перетворення хімічної енергії на електричну і назад.

Металевий зв'язок- хімічний зв'язок, обумовлений наявністю щодо вільних електронів. Характерна як чистих металів, і їх сплавів.

Всі метали мають хорошу тепло- та електропровідність, ковкість, металевий блиск. Все це пов'язано з будовою та природною кристалічних ґратметалів, у вузлах якої знаходиться (+q) або атоми металу, а між вузлами (-q) електрони. Хімічний зв'язоку металах називається металевою.

Метали відмінні відновники, тобто. здатні віддавати своє електрони та утворювати +q іони. Основною характеристикою відновлювальної здатності металів є електродний потенціал.

Рівняння Нернстапов'язує електродний потенціал розрахований у стандартних умовах та значення електродного потенціалуза умови де є відхилення.

Eu, Sm, Li, Cs, Rb, K, Ra, Ba, Sr, Ca, Na, Ac, La, Ce, Pr, Nd, Pm, Gd, Tb, Mg, Y, Dy, Am, Ho, Er, Tm, Lu, Sc, Pu, Th, Np, U, Hf, Be, Al, Ti, Zr, Yb, Mn, V, Nb, Pa, Cr, Zn, Ga, Fe, Cd, In, Tl, Co, Ni, Te, Mo, Sn, Pb, H2, W, Sb, Bi, Ge, Re, Cu, Tc, Te, Rh, Po, Hg, Ag, Pd, Os, Ir, Pt, Au

Елементи розташовані у порядку зростання стандартного електродного потенціалу.

На уроці буде розглянуто умови протікання реакцій іонного обміну остаточно. Щоб краще зрозуміти, яких необхідно дотримуватись умов протікання реакцій іонного обміну до кінця, буде проведено повторення, що являють собою ці реакції, їх сутність. Наводяться приклади закріплення цих понять.

Тема: Хімічний зв'язок. Електролітична дисоціація

Урок: Умови протіканняреакцій іонного обміну остаточно

Якщо спробувати провести реакцію взаємодії гідроксиду натрію з хлоридом калію, реакція не відбудеться. У реакції обмін іонами відбувається лише продукти не утворюються. Розглянемо причини цього. Що утворюються в результаті взаємного тяжінняречовини, які можуть дисоціювати.

1. Реакції, іонного обміну, що йдуть з утворенням осаду.

Раніше було розглянуто рівняння реакцій, у яких утворювався осад.

Всі ці реакції належали до реакцій іонного обміну. Можна зробити висновок, що однією з умов перебігу реакції іонного обміну до кінця є утворення осаду.

BaCl 2 + Na 2 CO 3 → BaCO 3 ↓ + 2NaCl.

Ba 2+ +2Cl - + 2Na + + CO 3 2- →BaCO 3 ↓ + 2Na + +2Cl - повне іонне рівняння

Ba 2+ + CO 3 2- → BaCO 3 ↓ скорочене іонне рівняння.

Запишемо ще одне рівняння реакції, що призводить до утворення осаду.

СуSO 4 + 2NaОН→ Cu(OH) 2 ↓ + Na 2 SO 4

Сu 2+ + SO 4 2- +2Na + + 2ОН - → Cu(OH) 2 ↓ + 2Na + + SO 4 2- повне іонне рівняння

Сu 2+ + 2ОН - → Cu(OH) 2 ↓ скорочене іонне рівняння.

Висновок:реакції іонного обміну проходять остаточно, якщо у результаті виходить осад.

Мал. 1. Реакція нейтралізації ()

Розглянемо реакцію нейтралізації гідроксиду натрію із соляною кислотою.

NaOH + HCl → NaCl + H 2 O

Na + + OH - + H + + Cl - →Na + + Cl - + H 2 O повне іонне рівняння

OH - + H + → H 2 O скорочене іонне рівняння

Ця реакція протікає до кінця, тому що в результаті виходить малодисоціююча речовина - вода.

Висновок:реакції іонного обміну проходять до кінця, якщо в результаті виходить малодисоціююча речовина.

Ви знаєте, що карбонат кальцію добре взаємодіє із соляною кислотою.

СаCO 3 +2HCl → СаCl 2 + H 2 O + CO 2

СаCO 3 +2H + + 2Cl - → Са 2+ +2Cl - + H 2 O + CO 2 повне іонне рівняння

2H + + СаCO 3 → Са 2+ + H 2 O + CO 2 скорочене іонне рівняння.

В результаті цієї реакції виходить вуглекислий газяка утворюється при розкладанні слабкої вугільної кислоти. Зверніть увагу, що карбонат кальцію – це нерозчинна речовинана іони не розпадається. У повному іонному рівнянні записуємо у вигляді іонів лише хлороводень та хлорид кальцію. Інші формули залишаються без зміни, оскільки ці речовини не піддаються .

Висновок:реакції іонного обміну проходять остаточно, якщо результаті її виходить газ.

У цьому уроці ви розглянули умови протікання реакцій іонного обміну остаточно. Реакції іонного обміну проходять до кінця, якщо в результаті утворюється осад, малодисоціююча речовина або газ.

1. Рудзітіс Г.Є. Неорганічна та органічна хімія. 9 клас: підручник для загальноосвітніх установ: базовий рівень/ Г. Є. Рудзітіс, Ф.Г. Фельдман. М: Просвітництво. 2009 119с.:іл.

2. Попель П.П.Хімія: 8 кл.: підручник для загальноосвітніх навчальних закладів/П.П. Попель, Л.С.Крівля. -К.: ІЦ «Академія», 2008.-240 с.: Іл.

3. Габрієлян О.С. Хімія. 9 клас. Підручник Видавництво: Дрофа.:2001. 224с.

1. № № 3,4,5 (с.22) Рудзітіс Г.Є. Неорганічна та органічна хімія. 9 клас: підручник для загальноосвітніх установ: базовий рівень/Г. Є. Рудзітіс, Ф.Г. Фельдман. М: Просвітництво. 2009 119с.:іл.

2. Що спостерігаєте під час виготовлення тіста, коли до соди додаєте оцет? Напишіть рівняння реакції.

3. Чому у чайнику утворюється накип? Як її видалити? Напишіть рівняння реакцій.

Реакції іонного обміну – це реакції між іонами, що утворилися внаслідок дисоціації електролітів.

Правила складання іонних рівнянь реакцій

1. Нерозчинні у воді сполуки (прості речовини, оксиди, деякі кислоти, основи та солі) записують у молекулярній формі.

2. У реакціях використовують розчини речовинтому навіть малорозчинні речовини знаходяться в розчинах у вигляді іонів.

3. Якщо малорозчинна речовина утворюється в результаті реакції, то при записі іонного рівняння її вважають нерозчинною.

4. Сума електричних зарядівіонів у лівій та у правій частині рівняння має бути однаковою.

Порядок складання іонних рівнянь реакції

1. Записують молекулярне рівняння реакції

MgCl 2 + 2AgNO 3 = 2AgCl + Mg(NO 3) 2

2. Визначають розчинність кожної речовини за допомогою таблиці розчинності (в даному випадкунерозчинна речовина -хлорид срібла.

3. Записують рівняння дисоціації розчинних у воді вихідних речовин та продуктів реакції:

MgCl 2 = Mg 2+ + 2Cl -

AgNO 3 = Ag + + NO 3 -

Mg(NO 3) 2 = Mg 2+ + 2NO 3 -

4. Записують повне іонне рівняння реакції

Mg 2+ + 2Cl - + 2Ag + + 2NO 3 - = 2AgCl↓ + Mg 2+ + 2NO 3 -

5. Складають скорочене іонне рівняння, скорочуючи однакові іони з обох сторін:

Cl - + 2Ag + = 2AgCl↓

Умови незворотності реакцій іонного обміну

1. Якщо утворюється осад

Pb(NO 3) 2 + 2KI= PbI 2 ↓ + 2KNO 3

Pb 2+ + 2I - = PbI 2 ↓

2. Якщо виділяється газ

Na 2 CO 3 + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + H 2 O + CO 2

CO 3 2- + 2H + = H 2 O + CO 2

3. Якщо утворюється малодисоційована речовина (H 2 O)

Ca(OH) 2 + 2HNO 3 = Ca(NO 3) 2 + 2H 2 O

H + + OH - = H 2 O

4. Якщо утворюються комплексні з'єднання(малодісоційовані комплексні іони)

CuSO 4 5H 2 O + 4NH 3 = SO 4 + 5H 2 O

Cu 2+ + 4NH 3 = 2+

У тих випадках, коли немає іонів, які можуть зв'язуватися між собою з утворенням осаду, газу, малодисоційованих сполук або комплексних іонів реакції обміну оборотні.

Гідроліз солей

Гідроліз‑ це хімічна реакціяіонного обміну між водою та розчиненою в ній речовиною з утворенням слабкого електроліту. У більшості випадків гідроліз супроводжується зміною рН розчину. Більшість реакцій гідролізу оборотні:

Pb(NO 3) 2 + H 2 O↔Pb(OH)(NO 3) + HNO 3 ,

Na 2 HPO 4 + H 2 O↔NaH 2 PO 4 + NaOH.

Деякі реакції гідролізу протікають необоротно:

Al 2 S 3 + 6H 2 O↔2Al(OH) 3 ↓ + 3H 2 S.

Причиною гідролізу є взаємодія іонів солі з молекулами води з оболонки гідратної з утворенням малодисоційованих сполук або іонів.

Здатність солей піддаватися гідролізу залежить від властивостей іонів, що утворюють сіль, так і від зовнішніх факторів.

Усі солі за здатністю до гідролізу можна розділити на 4 типи

I. Солі, утворені катіоном сильної основи та аніоном сильної кислоти (наприклад, LiBr, K 2 SO 4 , NaClO 4 , BaCl 2 , Ca(NO 3) 2) гідролізу не піддаються, оскільки ні катіон, ні аніон солі не можуть при взаємодії з водою утворити молекули слабких електролітів. Водні розчини таких солей мають нейтральну реакцію середовища (pH = 7). Практично не гідролізуються також важкорозчинні солі (CaCO 3 , Mg 3 (PO 4) 2) через дуже низьку концентрацію іонів у водних розчинах цих солей.

II. Солі слабкої основи та сильної кислотигідролізуються по катіону:

NH 4 Cl + H 2 O ↔ NH 4 OH + HCl.

В іонній формі:

NH 4 + + H 2 O ↔ NH 4 OH + H +.

Гідроліз солей, утворених багатовалентним катіоном протікає ступінчасто, через стадії утворення основних солей:

1 ступінь:

Al(NO 3) 3 + H 2 O ↔ Al(OH)(NO 3) 2 + HNO 3

Al 3+ + H 2 O ↔ 2+ H + .

2 ступінь:

Al(OH)(NO 3) 2 + H 2 O ↔ Al(OH) 2 (NO 3) + HNO 3

2+ + H 2 O ↔ + + H +

3 ступінь:

Al(OH) 2 (NO 3) + H 2 O ↔ Al(OH) 3 + HNO 3

H 2 O ↔Al(OH) 3 + H + .

Гідроліз протікає досить сильно по першому ступені, слабо - по другому ступені і зовсім слабо - по третьому ступені (через накопичення іонів водню, процес зміщується у бік вихідних речовин). Більш повному гідролізу сприяє розведення розчину та підвищення температури. (У цьому випадку можна враховувати гідроліз і по третьому ступені.) При гідролізі по катіону реакція розчину кисла pH< 7.

III. Солі, утворені сильною основою та слабкою кислотоюгідролізуються по аніону:

CH 3 COOK + H 2 O↔CH 3 COOH + KOH

В іонній формі:

CH 3 COO - + H 2 O↔CH 3 COOH +OH -

Солі багатоосновних кислот гідролізуються східчасто (з утворенням кислих солей):

1 ступінь:

K 2 CO 3 + H 2 O ↔ KHCO 3 + KOH

CO 2- 3 + H 2 O ↔ HCO 3 - + OH -

2 ступінь:

KHCO 3 + H 2 O ↔ H 2 CO 3 + KOH

HCO 3 - + H 2 O ↔ H 2 CO 3 + OH -

Перший ступінь гідролізу протікає значною мірою, а другий - слабко, про що свідчить pH розчину карбонату і гідрокарбонату калію. Лише при сильному розведенні та нагріванні слід враховувати гідроліз по другому ступені. Оскільки при взаємодії з водою аніонів слабких кислот утворюються іони OH - водні розчини таких солей мають лужну реакцію (pH > 7).

IVСолі, утворені слабкою основою та слабкою кислотою,гідролізуються і по катіону і аніону:

CH 3 COONH 4 + H 2 O CH 3 COOH + NH 4 OH

або в іонній формі:

CH 3 COO - + NH 4 + + H 2 OCH 3 COOH + NH 4 OH.

Гідроліз таких солей протікає дуже сильно, оскільки в результаті його утворюються і слабка основа, та слабка кислота. Реакція середовища у разі залежить від порівняльної сили основи і кислоти, тобто від своїх констант дисоціації (K дис). Якщо K (підстави) > K (кислоти), то pH > 7; якщо K (підстави)< K (кислоты) , то pH < 7.

У разі гідролізу CH 3 COONH 4: K (NH 4 OH) =6,3 10 -5; K (CH 3 COOH) =1,8 10 -5 тому реакція водного розчину цієї солі буде слаболужної (pH=7–8). Якщо основа і кислота, що утворюють сіль, є не тільки слабкими електролітами, а й малорозчинними або нестійкими і розкладаються з утворенням летких продуктів, то в цьому випадку гідроліз солі протікає необоротно:

Al 2 S 3 + 6H 2 O→ 2Al(OH) 3 ↓ + 3H 2 S.

Тому сульфід алюмінію не може існувати у водних розчинах, може бути отриманий тільки «сухим способом», наприклад, з елементів за високої температури:

2Al + 3S Al 2 S 3 .

Реакції обміну, що супроводжуються гідролізом

До таких реакцій відносяться взаємодії солей двовалентних катіонів (крім Ca 2+ , Sr 2+ , Ba 2+) з водними розчинамикарбонатів натрію або калію, що супроводжуються утворенням опадів менш розчинних основних карбонатів

2Cu(NO 3) 2 + 2Na 2 CO 3 + H 2 O → Cu 2 (OH) 2 CO 3 ↓ + 4NaNO 3 + CO 2

Реакції взаємодії солей Al 3+ , Cr 3+ та Fe 3+ з водними розчинами карбонатів та сульфідів лужних металів:

2AlCl + 3Na 2 CO 3 + 3H 2 O →2Al(OH) 3 ↓ + 3CO 2 + 6NaCl

Cr 2 (SO 4) 3 + 3Na 2 S + 6H 2 O → 2Cr(OH) 3 ↓+ 3H 2 S + 3Na 2 SO 4

Кількісні характеристики реакції гідролізу

Як і процес дисоціації, гідроліз можна охарактеризувати ступенем гідролізу та константою гідролізу.

Ступінь гідролізу (a гідр.) - відношення числа гідролізованих молекул до загальному числурозчинених молекул (виражається у відсотках чи частках):

a гідр. = ([C] гідр./[C] розтв.) 100%

Ступінь гідролізу залежить від хімічної природикислоти (основи), що утворюється при гідролізі, і буде тим більше, чим слабша кислота (основа) (в певних рівних умовах).

Розглянемо сіль гіпохлорит натрію, утворену сильною основою та слабкою кислотою:

NaClO + H 2 O ↔NaOH + HClO.

В іонній формі рівняння запишемо:

СlO - + H 2 O ↔ OH - + HClO.

Константа рівноваги даної оборотної реакції дорівнює:

Вода - дуже слабкий електроліт, її рівноважну концентраціюможна вважати константою. В результаті перемноження двох констант виходить нова константа - константа гідролізу солі.

K p =K Р,

Застосувавши вираз константи дисоціації води:

К Н 2 О = і = К w ,

тоді = К W /

Константи дисоціації HClO дорівнює:

Запишемо вираз для константи гідролізу:

У загальному випадкупри гідролізі за аніоном:

де K a - константа дисоціації кислоти

При гідролізі по катіону:

де K b - Константа дисоціації підстави.

При гідролізі і з катіону, і з аніону:

Ступінь та константа гідролізу пов'язані між собою співвідношенням.