Какие соли подвергаются гидролизу, уравнения и примеры

Содержание

Гидролиз солей – один из самых важных элементов любых биохимических реакций, протекающих в жизни. Как правило, ему подвергаются любые соли, но условия процесса при этом кардинально отличаются.

Что же представляет собой данный элемент биохимических реакций, и какие соли могут в него вступать? Рассмотрим основные характеристики этого процесса в растворах солей и его основные типы.

Разберем на примере: каковы условия необратимого типа таких реакций и гидролиза 2-х и более солей в одном растворе. Посмотрим основное значение этого уникального явления в химии для жизни и деятельности организмов на планете.

Что такое гидролиз солей

Известно, что любая соль в химии является электролитом, то есть их растворы хорошо пропускают сквозь себя электрический ток. Для них характерно явление диссоциации – поэтому в растворе чаще находятся частицы: положительные катионы и отрицательные анионы.

Процесс в этом случае заключается во взаимодействии (и самое главное, в обмене!) искомых частиц с водой.

Таким образом, данный процесс состоит из двух этапов: диссоциации соли и обмена ее частей с ионами воды.

Какие соли подвергаются данной реакции

Способность подвергаться этому процессу зависит от 2-х факторов:

внешних условий,
свойств ионов соли.

Поскольку основным из этапов является диссоциация, то внешними факторами, играющими важную роль, будут те условия, благодаря которым она протекает:

увеличение температуры,
изменение кислотности,
добавление растворов сильных электролитов,
увеличение концентрации искомой соли,
снижение давления.

Что подразумевается под свойствами ионов электролитов? Их ионная сила.

К сильным катионам будут относиться щелочные металлы, а к слабым элементы второй побочной и третьей главной группы (металлы) в таблице Менделеева.

К сильным анионам можно отнести остатки серной, азотной кислоты, галогенидов. К слабым анионам относятся все органический соли и производные серной и азотной кислоты.

Самое главное, что надо знать: гидролиз идет по слабым компонентам!

Ему не будут подвергаться соли, содержащие катионы и анионы сильных электролитов. Также не будут вступать в этот процесс труднорастворимые соединения, поскольку первый этап процесса у этих веществ очень затруднен.

Так, нельзя провести гидролиз сульфата натрия, хлорида бария, карбоната кальция и других соединений.

Степень гидролиза

Количественной характеристикой обменного процесса с водой любого вещества является его степень.

Под ней понимается отношение количества соли, подвергшейся этому процессу, к общему количеству ее частиц в образовавшемся растворе.

Она зависит от природы соединения. Степень этого процесса будет выше, если соль образована ионами слабой кислоты или основания.

Типы гидролиза и примеры уравнений

Поскольку он идет по слабым компонентам, то возможны три вида этого процесса: по катиону или аниону и совместный.

Рассмотрим каждый из этих типов по отдельности.

По катиону

В этом случае с водой реагирует катион слабого соединения. При этом выделяется большое количество протонов водорода и среда раствора становится кислой, т.е рН приближается к низким значениям.

Рассмотрим гидролиз сульфата меди:
CuSO4 = Cu2+ + SO42-
Cu2+ + HOH = (CuOH)+ + H+
(CuOH)+ + HOH = Cu (OH)2 + H+
Степень процесса будет увеличиваться с повышением заряда ядра катиона.
К этому же типу относится гидролиз хлорида цинка, нитрата аммония, хлорида аммония, сульфата алюминия и других соединений.

По аниону

Здесь с водой уже реагирует анион слабого электролита. Среда при этом становится щелочной, т. е. рН раствора стремится к 14.

Карбонат натрия:
Na2CO3 = 2Na+ + ( CO3)2-
(CO3)2- + HOH = (HCO3) + OH
(HCO3) + HOH = H2CO3 + OH
Степень такой реакции будет увеличиваться с понижением электроотрицательности анионов.
К нему же относится гидролиз фосфата натрия, сульфида калия и других подобных соединений.

Совместный

Он протекает в том случае, когда и катион и анион являются ионами слабых электролитов. При этом при равнозначности степени процесса по каждому компоненту будет возникать нейтральная среда (рН = 7).

К нему можно отнести гидролиз ацетата аммония, сульфида алюминия и других подобных соединений.

Рассмотрим подробней на примере Al2S3.
Al2S3 = 2Al3+ + 3S2-
Al3+ + 3HOH = Al(OH)3 + 3H+
S2- + 2HOH = H2S + 2OH
В общем виде:
2Al3+ + 6HOH + 3S2- + 6HOH = 2Al(OH)3 + 6H+ + 3H2S + 6OH
Или
2Al3++ 3S2- + 6HOH = 2Al(OH)3 + 3H2S

Необратимый гидролиз

Он происходит в том случае, если в его результате:

выпадает осадок,
выделяется газ,
образуется труднорастворимое вещество.

Такие соли следует охранять от воды и влажного воздуха, поскольку при данном типе реакций их невозможно обратно синтезировать.

Заключение

Изучаемый тип реакций в растворах солей происходит во всех областях жизнедеятельности многоклеточных организмов. Также он находит свое применение в технике, промышленности, медицине, фармакологии и косметологии.

Понимание того, как происходит гидролиз солей, помогает узнать механизмы более сложных биохимических реакций, а это – залог прогресса.

Источник: https://tvercult.ru/nauka/gidroliz-soley-kakie-soli-podvergayutsya-i-pochemu-kak-reshat-uravneniya

Гидролиз солей – HIMI4KA

ЕГЭ 2018 по химии › Подготовка к ЕГЭ 2018

Гидролизом называют взаимодействие ионов соли с водой, которое приводит к образованию слабого электролита. По отношению к гидролизу различают четыре типа солей.

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

Соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой, гидролизуются по аниону. Среда таких растворов щелочная (pH > 7), например:

или в ионной форме

Гидролиз по второй ступени практически не протекает.

Соли, образованные слабым основанием и сильной кислотой, гидролизуются по катиону. Среда таких растворов кислая (pH < 7,0), например:

Гидролиз по второй ступени практически не идет.

Уравнение гидролиза по I ступени в ионной форме:

Соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой, гидролизуются по катиону и аниону. Такие реакции часто идут полностью и до конца, гидролиз необратим. Реакция и pH среды растворов таких солей зависят от относительной силы кислот и оснований, например:

Гидролиз солей подчиняется принципу Ле Шателье и зависит от концентрации и температуры. При разбавлении растворов гидролиз усиливается, а при концентрировании замедляется. С повышением температуры резко возрастает концентрация ионов H+ и OH–, поэтому гидролиз протекает полнее.

Гидролиз кислых солей имеет свои особенности.

В этом случае наряду с гидролизом происходит диссоциация аниона кислой соли, поэтому реакция раствора может быть как щелочной (если гидролиз аниона преобладает над его диссоциацией), так и кислой (в обратном случае). Запомним некоторые примеры: Na2CO3 и NaHCO3 — щелочная; Na2SO3 — щелочная, а NaHSO3 — кислая; Na3PO4, Na2HPO4 — щелочная, а NaH2PO4 — кислая.

Перечислим еще ряд солей, определение реакции среды водных растворов которых вызывает затруднения у учащихся. AgNO3, CaCl2 — нейтральная, NaF, (NH4)2CO3 — слабощелочная, NH4F, MgCl2, Mg(NO3)2 — слабокислая. NH4NO2 — гидролиз по катиону и аниону.

Рассмотрим типовой пример задания.

Пример. Установите соответствие между названием соли и ее способностью к гидролизу.

Ацетат калия — соль, образованная анионом слабой уксусной кислоты и катионом сильного основания — гидроксида калия, следовательно, она гидролизуется по аниону. Сульфид калия также образован анионом слабой кислоты (H2S) и катионом сильного основания (KOH).

Гидролиз по аниону. Хлорид железа (II) образован анионом сильной кислоты (HCl) и катионом слабого основания Fe(OH)2. Гидролиз по катиону.

Сульфид хрома (III) образован катионом слабого основания Cr(OH)3 и анионом слабой кислоты Н2S, поэтому подвергается гидролизу по катиону и аниону.

Ответ: А – 3; Б – 3; В – 2; Г – 4;

Источник: https://himi4ka.ru/egje-2018-po-himii/1-7-gidroliz-solej.html

Гидролиз солей

Исследуем действие универсального индикатора на растворы некоторых солей

Как мы видим, среда первого раствора — нейтральная (рН=7), второго — кислая (рН < 7 ), третьего щелочная (рН > 7). Чем же объяснить столь интересный факт? ????

Для начала, давайте вспомним, что такое pH и от чего он зависит.

pH- водородный показатель, мера концентрации ионов водорода в растворе (по первым буквам латинских слов potentia hydrogeni — сила водорода).

pH вычисляется как отрицательный десятичный логарифм концентрации водородных ионов, выраженной в молях на один литр:

В чистой воде при 25 °C концентрации ионов водорода [H+] и гидроксид-ионов [OH—] одинаковы и составляют 10-7 моль/л (рН=7).

Когда концентрации обоих видов ионов в растворе одинаковы, раствор имеет нейтральную реакцию. Когда [H+] > [OH—] раствор является кислым, а при [OH—] > [H+] — щелочным.

За счет чего же в некоторых водных растворах солей происходит нарушение равенства концентраций ионов водорода и гидроксид-ионов?

Дело в том, что происходит смещение равновесия диссоциации воды вследствие связывания одного из ее ионов ([H+] или [OH—]) с ионами соли с образованием малодиссоциированного, труднорастворимого или летучего продукта. Это и есть суть гидролиза.

Гидролиз солей — это химическое взаимодействие ионов соли с ионами воды, приводящее к образованию слабого электролита -кислоты (или кислой соли), или основания (или основной соли).
Слово «гидролиз» означает разложение водой («гидро»-вода, «лизис» — разложение).
В зависимости от того какой ион соли вступает во взаимодействие с водой, различают три типа гидролиза:

žгидролиз по катиону (в реакцию с водой вступает только катион);
žгидролиз по аниону (в реакцию с водой вступает только анион);
žсовместный гидролиз — гидролиз по катиону и по аниону (в реакцию с водой вступает и катион, и анион).

Любую соль можно рассматривать как продукт, образованный взаимодействием основания и кислоты:

Гидролиз соли – взаимодействие ее ионов с водой, приводящее к появлению кислотной или щелочной среды, но не сопровождающееся образованием осадка или газа.
Процесс гидролиза протекает только с участием растворимых солей и состоит из двух этапов:
1) диссоциация соли в растворе – необратимая реакция (степень диссоциации , или 100%);
2) собственно гидролиз, т.е. взаимодействие ионов соли с водой, — обратимая реакция (степень гидролиза ˂ 1, или 100%)
Уравнения 1-го и 2-го этапов – первый из них необратим, второй обратим – складывать нельзя!

Отметим, что соли, образованные катионами щелочей и анионами сильных кислот, гидролизу не подвергаются, они лишь диссоциируют при растворении в воде. В растворах солей KCl, NaNO3, NaSO4 и BaI среда нейтральная.

Гидролиз по аниону

В случае взаимодействия анионов растворенной соли с водой процесс называется гидролизом соли по аниону.

1) KNO2 = K+ + NO2— (диссоциация)
2) NO2— + H2O ↔ HNO2 + OH— (гидролиз)
Диссоциация соли KNO2 протекает полностью, гидролиз аниона NO2 – в очень малой степени (для 0,1 М раствора – на 0,0014%), но этого оказывается достаточно, чтобы раствор стал щелочным (среди продуктов гидролиза присутствует ион OH—), в нем pH = 8,14.
Гидролизу подвергаются анионы только слабых кислот (в данном примере – нитрит-ион NO2, отвечающий слабой азотистой кислоте HNO2). Анион слабой кислоты притягивает к себе катион водорода, имеющийся в воде, и образует молекулу этой кислоты, а гидроксид-ион остается свободным:
NO2— + H2O (H+, OH—) ↔ HNO2 + OH—
Примеры:

а) NaClO = Na+ + ClO—

ClO— + H2O ↔ HClO + OH—
б) LiCN = Li+ + CN—
CN— + H2O ↔ HCN + OH—
в) Na2CO3 = 2Na+ + CO32-
CO32- + H2O ↔ HCO3— + OH—
г) K3PO4 = 3K+ + PO43-
PO43- + H2O ↔ HPO42- + OH—
д) BaS = Ba2+ + S2-
S2- + H2O ↔ HS— + OH—
Обратите внимание, что в примерах (в- д) нельзя увеличить число молекул воды и вместо гидроанионов (HCO3, HPO4, HS) писать формулы соответствующих кислот (H2CO3, H3PO4, H2S). Гидролиз – обратимая реакция, и протекать «до конца» (до образования кислоты) он не может.
Если бы такая неустойчивая кислота, как H2CO3, образовывалась в растворе своей соли NaCO3, то наблюдалось бы выделение из раствора газа CO2 (H2CO3 = CO2+ H2O). Однако, при растворении соды в воде образуется прозрачный раствор без газовыделения, что является свидетельством неполноты протекания гидролиза аниона с появлением в растворе только гидранионов угольной кислоты HCO3— .
Степень гидролиза соли по аниону зависит от степени диссоциации продукта гидролиза – кислоты. Чем слабее кислота, тем выше степень гидролиза. Например, ионы CO32- , PO43- и S2- подвергаются гидролизу в большей степени, чем ион NO2, так как диссоциация H2CO3 и H2S по 2-й ступени, а H3PO4 по 3-тей ступени протекает значительно меньше, чем диссоциация кислоты HNO2. Поэтому растворы, например, Na2CO3, K3PO4 и BaS будут сильнощелочными (в чем легко убедиться по мылкости соды на ощупь).
Избыток ионов ОН в растворе легко обнаружить индикатором или измерить специальными приборами (рН-метрами).
Если в концентрированный раствор сильно гидролизующейся по аниону соли,

например Na2CO3, внести алюминий, то последний (вследствие амфотерности) прореагирует со щелочью и будет наблюдаться выделение водорода. Это – дополнительное доказательство протекания гидролиза, ведь в раствор соды мы не добавляли щелочь NaOH!

Обратите особое внимание на соли кислот средней силы — ортофосфорной и сернистой.

По первой ступени эти кислоты диссоциируют довольно хорошо, поэтому их кислые соли гидролизу не подвергаются, и среда раствора таких солей — кислая (из-за наличия катиона водорода в составе соли).

А средние соли гидролизуются по аниону — среда щелочная. Итак, гидросульфиты, гидрофосфаты и дигидрофосфаты — не гидролизуются по аниону, среда кислая. Сульфиты и фосфаты — гидролизуются по аниону, среда щелочная.

В случае взаимодействия катиона растворенной соли с водой процесс называется
гидролизом соли по катиону

1) Ni(NO3)2 = Ni2+ + 2NO3− (диссоциация)
2) Ni2+ + H2O ↔ NiOH+ + H+ (гидролиз)

Диссоциация соли Ni(NO3)2 протекает нацело, гидролиз катиона Ni2+ − в очень малой степени (для 0,1М раствора − на 0,001%), но этого оказывается достаточно, чтобы среда стала кислотной (среди продуктов гидролиза присутствует ион H+).

Гидролизу подвергаются катионы только малорастворимых основных и амфотерных гидроксидов и катион аммония NH4+. Катион металла отщепляет от молекулы воды гидроксид-ион и освобождает катион водорода H+.

Катион аммония в результате гидролиза образует слабое основание − гидрат аммиака и катион водорода:

NH4+ + H2O ↔ NH3 · H2O + H+

Обратите внимание, что нельзя увеличивать число молекул воды и вместо гидроксокатионов (например, NiOH+) писать формулы гидроксидов (например, Ni(OH)2).

Если бы гидроксиды образовались, то из растворов солей выпали бы осадки, чего не наблюдается (эти соли образуют прозрачные растворы).
Избыток катионов водорода легко обнаружить индикатором или измерить специальными приборами.

В концентрированный раствор сильно гидролизующейся по катиону соли, вносится магний или цинк, то последние реагируют с кислотой с выделением водорода.

Если соль нерастворимая — то гидролиза нет, т.к ионы не взаимодействуют с водой.

Как гидролиз можно усилить:
•Добавить воды.
•Нагреть раствор (увеличится диссоциация воды).
•Связать один из продуктов гидролиза в труднорастворимое соединение или удалить один из продуктов в газовую фазу.
Как гидролиз можно подавить:
•Увеличить концентрацию растворённого вещества.
•Охладить раствор.
•Ввести в раствор один из продуктов гидролиза: подкислять (если рН 7).

Источник: http://himege.ru/gidroliz-solej/

Какие соли подвергаются гидролизу, уравнения и примеры

Онлайн калькуляторы

На нашем сайте собрано более 100 бесплатных онлайн калькуляторов по математике, геометрии и физике.

Справочник

Основные формулы, таблицы и теоремы для учащихся. Все что нужно, чтобы сделать домашнее задание!

Заказать решение

Не можете решить контрольную?! Мы поможем! Более 20 000 авторов выполнят вашу работу от 100 руб!

Гидролизу подвергаются средние и кислые соли, в образовании которых участвовали сильная кислота и слабое основание (FeSO4, ZnCl2), слабая кислота и сильное основание (NaCO3, CaSO3), слабая кислота и слабое основание ((NH4)2CO3, BeSiO3). Если соль получена путем взаимодействия сильных кислоты и основания (NaCl, K2SO4) реакция гидролиза не протекает.

Соли, подвергающиеся гидролизу

Гидролизу подвергаются соли, в составе которых присутствует «слабый ион», те. Они должны быть образованы слабой кислотой и сильным основанием (гидролиз по аниону), сильной кислотой и слабым основанием (гидролиз по катиону) или слабой кислотой и слабым основанием (гидролиз по катиону и аниону). Рассмотрим более конкретно.

Гидролиз солей по аниону

Разберем на примере ацетата калия (CH3COOK). Соль образована гидроксидом калия (KOH– сильное) и уксусной кислотой (CH3COOH– слабая). Одноосновная. Запишем уравнение гидролиза:

CH3COOK ↔ СH3COO— + K+ (диссоциация соли);
СH3COO— + K+ + HOH ↔ CH3COOH + K+ + OH— (ионное уравнение);
CH3COOK + H2O↔ CH3COOH + KOH (молекулярное уравнение).
Наличие гидроксид-ионов свидетельствует о щелочном характере среды.

Гидролиз солей по катиону

Разберем на примере нитрата бериллия (Be(NO3)2). Соль образована гидроксидом бериллия (Be(OH)2 – слабое) и азотной кислоты (HNO3 – сильная). Запишем уравнение гидролиза:

а) первая ступень
Be(NO3)2 ↔ Be2+ + 2NO3— (диссоциация соли);
Be2+ + 2NO3— + HOH ↔ BeOH+ + H+ + 2NO3— (ионное уравнение);
Be(NO3)2 + H2O ↔ Be(OH)NO3 + HNO3 (молекулярное уравнение).
б) вторая ступень
Be(OH)NO3 ↔ BeOH+ + NO3— (диссоциация соли);
BeOH+ + NO3— + HOH ↔ Be(OH)2 + H+ + 2NO3— (ионное уравнение);
Be(OH)NO3 + HOH ↔ Be(OH)2 + HNO3 (молекулярное уравнение).
Наличие ионов водорода свидетельствует о кислом характере среды.

Гидролиз солей и по катиону, и по аниону

Разберем на примере сульфида серы (FeS). Соль образована гидроксидом железа (II) (Fe(OH)2 – слабое) и сероводородной кислоты (H2S – слабая). Запишем уравнение гидролиза:

FeS ↔ Fe2+ + S2- (диссоциация соли);

FeS — + HOH ↔ Fe(OH)2↓+ H2S↑ (молекулярное уравнение).

Уравнение в ионной форме в этом случае не записывают. Среда нейтральная.

Примеры решения задач

Понравился сайт? Расскажи друзьям!

Источник: http://ru.solverbook.com/spravochnik/ximiya/11-klass/gidroliz/kakie-soli-podvergayutsya-gidrolizu/

Конспект лекции по химии "Гидролиз солей"

Гидролиз солей.

Гидролизом солей является процесс химического взаимодействия солей с водой. Таким образом, гидролизом называют взаимодействие вещества с водой, при котором составные части вещества соединятся с составными частями воды. Например, следующие реакции являются реакциями гидролиза:

KCN+H2O=HCN+KOH
AlCl3+H2O=Al(OH)Cl2+HCl
Гидролизу подвергаются следующие соли, образованные:
а) слабой кислотой и слабым основанием;
б) слабой кислотой и сильным основанием;
в) сильной кислотой и слабым основанием.
Соли же, образованные сильной кислотой и сильным основанием, не гидролизуются, а процесс нейтрализации в этом случае сводится к следующему:

Н++ОН- = Н2О. Следует учитывать, что обратная реакция диссоциации воды на ионы протекает в мизерной степени.

Слабыми кислотами являются: HNO2, H2SO3, H2O2, CH3COOH, H2SiO3, HF, H2CO3, HCN, H2S, H3PO4, NH4OH.Сильными кислотами являются: HNO3, H2SO4, HCl, HBr, HJ, НClO4, НMnO4. Cильными основаниями являются все щелочи кроме NH4OH (например КОН, NaOH, Ba(OH)2, Ca(OH)2).

Рассмотрим подробнее основные три случая гидролиза солей:
1. Гидролиз соли, образованной слабой кислотой и сильным основанием (на примере ацетата натрия):
CH3COONa+H2O=CH3COOH+NaOH
CH3COO— +H2O=CH3COOH+OH-

В данном случае гидролизуется анион соли, а реакция сопровождается образованием ионов ОН-. Реакция среды – щелочная.

2. Гидролиз соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой:
NH4NO3+H2O=NH4OH+HNO3
NH4++H2O=NH4OH+H+

Здесь гидролизуется катион соли и реакция сопровождается образованием ионов Н+. Реакция среды – кислая.

3. Гидролиз соли, образованной слабой кислотой и слабым основанием:
CH3COONH4+H2O=CH3COOH+NH4OH
CH3COO + NH4+ +H2O=CH3COOH+NH4OH

Здесь гидролиз идёт и по катиону, и по аниону с образованием сразу двух слабых электролитов. Среда в растворах таких солей зависит от относительной силы образующихся в результате гидролиза кислоты и основания, но в целом близка к нейтральной.

4. Соль, образованная сильной кислотой и сильным основанием, не гидролизуется:
KNO3+H2O
KClO4+H2O

Гидролизу подвергается не вся соль, а лишь её часть, т.е. в растворе устанавливается равновесие между солью и образующими её кислотой и основанием.

Поэтому часть вещества, подвергающаяся гидролизу, характеризуется степенью гидролиза. Степень гидролиза зависит от константы равновесия, температуры и концентрации соли, а также от её природы.

Читайте также: Формула аммония в химии

Природа соли проявляется в величине константы гидролиза соли.

Константа гидролиза соли Кг характеризует способность данной соли подвергаться гидролизу. Чем больше Кг, тем в большей степени протекает гидролиз (при постоянстве Т и концентрации соли).

Константа гидролиза соли, образованной слабой кислотой и сильным основанием, равна:

Кг=, где Ккислоты – константа диссоциации кислоты. Анализ уравнения показывает, что чем слабее кислота, тем в большей степени подвергаются гидролизу её соли.

Константа гидролиза соли, образованной сильной кислотой и слабым основанием, равна:

Кг=, где Коснования – константа диссоциации основания. Анализ уравнения показывает, что чем слабее основание, тем в большей степени подвергаются гидролизу им образованные соли.

Константа гидролиза соли, образованной слабой кислотой и слабым основанием, равна:

Кг=.

Зависимость степени гидролиза от концентрации соли проявляется в том, что с разбавлением раствора степень гидролиза растёт. Влияние температуры на степень гидролиза вытекает из рассмотренного ранее принципа Ле Шателье: степень гидролиза растёт с повышением температуры.

Поэтому для ослабления гидролиза растворы необходимо хранить концентрированными и при низких температурах.

Для солей, образованных сильной кислотой и слабым основанием, фактором подавления гидролиза является подкисление раствора, а в случае соли, образованной слабой кислотой и сильным основанием, таковым фактором является подщелачивание раствора.

Процесс гидролиза может протекать ступенчато, например:
Na2CO3+H2O=NaHCO3+NaOH I ступень
CO32- +H2O=HCO3- +OH-
NaHCO3- +H2O=H2CO3+OH- II ступень
HCO3- +H2O=H2CO3+OH-
Как видно из уравнения реакции гидролиза, в первой ступени образуется гидрокарбонат ион, диссоциация которого характеризуется второй константой диссоциации угольной кислоты, а во второй ступени происходит гидролиз кислой соли с образованием угольной кислоты, диссоциацию которой характеризует первая константа её диссоциации. Поэтому можно связать константу гидролиза по первой ступени К1 со второй константой диссоциации кислоты К2 кисл, а константу гидролиза по второй ступени К2 с первой константой диссоциации кислоты К1 кисл:
К1=>К2=.

Гидролиз по первой ступени всегда протекает в большей степени, чем по второй. Аналогично протекает гидролиз соли, образованной слабым основанием многовалентного металла.

Особенно глубоко протекает гидролиз соли, образованной слабой кислотой и слабым основанием, т.к. константа гидролиза для этого случая обратно пропорциональна произведению констант диссоциации кислоты и основания, т.е. её значение крайне велико.

Согласно протонной теории кислот и оснований гидролиз можно представить как частный случай кислотно-основного равновесия: протон переходит от молекулы воды к данному иону или от данного иона к молекуле воды. Примером может служить гидролиз иона аммония:

NH4++H2O= H3О++NH3.

Источник: https://infourok.ru/konspekt-lekcii-po-himii-gidroliz-soley-3447792.html

Составление ионно-молекулярных и молекулярных уравнений гидролиза солей

Задание 201. Составьте ионно-молекулярное и молекулярное уравнения гидролиза, происходящего при смешивании растворов К2S и СгС13.

Каждая из взятых солей гидролизуется необратимо до конца с образованием соответствующих основания и кислоты.

Решение:K2S – соль сильного основания и слабой кислоты гидролизуется по аниону, а CrCl3 – соль слабого основания и сильной кислоты гидролизуется по катиону:

K2S ⇔ 2K+ + S2-; CrCl3 ⇔ Cr3+ + 3Cl-;а) S2- + H2O ⇔ HS- + OH-; б) Cr3+ + H2O ⇔ CrOH2+ + H+.
Если растворы этих солей находятся в одном сосуде, то идёт взаимное усиление гидролиза каждой из них, ибо ионы Н+ и ОН-, связываясь друг с другом, образуют молекулы слабого электролита Н2О (Н+ + ОН- ⇔ Н2О). При образовании дополнительного количества воды гидролитическое равновесие обеих солей сдвигается вправо, и гидролиз каждой соли идёт до конца с образованием осадка и газа:
3S2- + 2Cr3+ + 6H2O ⇔ 2Cr(OH)3↓ + 3H2S↑ (ионно-молекулярная форма);3K2S + 2CrCl3 + 6Н2О ⇔ 2Cr(OH)3↓ + 3H2S↑ + 6KCl (молекулярная форма).

Задание 202. К раствору FeCl3 добавили следующие вещества: a) HCl; б) КОН; в) ZnCl2; г) Na2СО3. В каких случаях гидролиз хлорида железа (III) усилится? Почему? Составьте ионно-молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей.Решение: а) Соль FeCl3 гидролизуется по катиону, а HCl диссоциирует в водном растворе:

FeCl3 ⇔ Fe3+ + 3Cl-;Fe3+ + H2O ⇔ FeOH2+ + H+;HCl ⇔ H+ + Cl-
Если растворы этих веществ находятся в одном сосуде, то идёт угнетение гидролиза соли FeCl3, ибо образуется избыток ионов водорода Н+ и равновесие гидролиза сдвигается влево:б) Соль FeCl3 гидролизуется по катиону, а KOH диссоциирует в водном растворе с образованием ОН-:
FeCl3 ⇔ Fe3+ + 3Cl-;Fe3+ + H2O ⇔ FeOH2+ + H+;KOH ⇔ K+ + OH-

Если растворы этих веществ находятся в одном сосуде, то идёт гидролиза соли FeCl3 и диссоциации КОН, ибо ионы Н+ и ОН-, связываясь друг с другом, образуют молекулы слабого электролита Н2О (Н+ + ОН- ⇔ Н2О).

При этом гидролитическое равновесие соли FeCl3 и диссоциация КОН сдвигаются вправо и гидролиз соли и диссоциация основания идут до конца с образованием осадка Fe(OH)3. По сути, при смешивании FeCl3 и КОН протекает реакция обмена.

Ионно-молекулярное уравнение процесса:

Fe3+ + 3OH- ⇔ Fe(OH)3↓;
Молекулярное уравнение процесса:
FeCl3+ 3KOH ⇔ Fr(OH)3↓ + 3KCl.
в) Соль FeCl3 и соль ZnCl2 гидролизуется по катиону:
Fe3+ + H2O ⇔ FeOH2+ + H+;Zn2+ + H2O ⇔ ZnOH+ + H+
Если растворы этих солей находятся в одном сосуде, то идёт взаимное угнетение гидролиза каждой из них, ибо избыточное количество ионов Н+ вызывает смещение гидролитического равновесие влево, в сторону уменьшения концентрации ионов водорода Н+.г) Соль FeCl3 гидролизуется по катиону, а соль Na2СO3 – по аниону:
Fe3+ + H2O ⇔ FeOH2+ + H+;СO32- + H2O ⇔ HСO3- + ОH-
Если растворы этих солей находятся в одном сосуде, то идёт взаимное усиление гидролиза каждой из них, ибо ионы Н+ и ОН-, связываясь друг с другом, образуют молекулы слабого электролита Н2О (Н+ + ОН- ⇔ Н2О). При образовании дополнительного количества воды гидролитическое равновесие обеих солей сдвигается вправо, и гидролиз каждой соли идёт до конца с образованием осадка Fe(OH)3↓, слабого электролита H2CО3:
2Fe3+ + 3СO32- + 3H2O ⇔ 2Fe(OH)3↓ + 3CO2↑ (ионно-молекулярная форма);2FeCl3+ 3Na2CO3 + 3H2O ⇔ 2Fe(OH)3↓ + 3CO2↑ + 6NaCl (молекулярная форма).

Задание 203.Какие из солей Al2(SO4)3, K2S, Pb(NO3)2, КСl подвергаются гидролизу? Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей. Какое значение рН (> 7 7.

в) Pb(NO3)2 — соль слабого основания и сильной кислоты.

В этом случае катионы Pb2+ связывают ионы ОН- воды, образуя катионы основной соли PbOH+. Образование Pb(OH)2 не происходит, потому что ионы PbOH+ диссоциируют гораздо труднее, чем молекулы Pb(OH)2. В обычных условиях гидролиз идёт по первой ступени. Соль гидролизуется по катиону.

Ионно-молекулярное уравнение гидролиза:

Pb(NO3)2 ⇔ Pb2+ + 2NO3-;Pb2++ H2O ⇔ PbOH+ + H+
или в молекулярной форме:
Pb(NO3)2 + Н2О ⇔ PbOHNO3 + HNO3
В растворе появляется избыток ионов водорода, которые придают раствору Pb(NO3)2 кислую среду, рН < 7.

г) КCl – соль сильного основания и сильной кислоты гидролизу не подвергается, так как ионы К+, Cl- не связываются ионами воды H+ и OH-. Ионы К+, Cl-, H+ и OH- останутся в растворе. Так как в растворе соли присутствуют равные количества ионов H+ и OH-, то раствор имеет нейтральную среду, рН = 0.

Задание 204. При смешивании растворов FeCl3 и Na2СО3 каждая из взятых солей гидролизуется необратимо до конца с образованием соответствующих основания и кислоты. Выразите этот совместный гидролиз ионно-молекулярным и молекулярным уравнениями.Решение:FeCl3 — соль слабого основания и сильной кислоты.

В этом случае катионы Fe3+ связывают ионы ОН- воды, образуя катионы основной соли FeOH2+. Образование Fe(OH)2+ и Fe(OH)3 не происходит, потому что ионы FeOH2+ диссоциируют гораздо труднее, чем ионы Fe(OH)2+ и молекулы Fe(OH)3. В обычных условиях гидролиз идёт по первой ступени.

Соль гидролизуется по катиону.

Ионно-молекулярное уравнение гидролиза:

FeCl3 ⇔ Fe3+ + 3Cl- Fe3+ + H2O ⇔ FeOH2+ + H+

Na2CO3 — соль сильного основания и слабой кислоты. В этом случае анионы CO32- связывают ионы водорода Н+ воды, образуя анионы кислой соли HCO3-. Образование H2CO3 не происходит, так как ионы HCO3- диссоциируют гораздо труднее, чем молекулы H2CO3. В обычных условиях гидролиз идёт по первой ступени. Соль гидролизуется по аниону. Ионно-молекулярное уравнение гидролиза:

Na2CO3 ⇔ 2Na+ + CO32-;CO32- + H2O ⇔ HCO3- + ОH-
Если растворы этих солей находятся в одном сосуде, то идёт взаимное усиление гидролиза каждой из них, ибо ионы Н+ и ОН-, связываясь друг с другом, образуют молекулы слабого электролита Н2О (Н+ + ОН- ⇔ Н2О). При образовании дополнительного количества воды гидролитическое равновесие обеих солей сдвигается вправо, и гидролиз каждой соли идёт до конца с образованием осадка и газа:
2Fe3+ + 3CO32- + 3H2O  2Fe(OH)3⇔ + 3CO2↑ (ионно-молекулярная форма);2FeCl3 + 3Na2CO3 +3H2O ⇔ 2Fe(OH)3 + + 3CO2↑ + 6NaCl.

Задание 205. К раствору Nа2СО3 добавили следующие вещества: a)HCl; б)NaOH; в) Cu(NО3)2; г)K2S. В каких случаях гидролиз карбоната натрия усилится? Почему? Составьте ионно-молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей.Решение:

а) Соль Na2CO3 гидролизуется по аниону, а HCl диссоциирует в водном растворе:

Na2CO3 ⇔ 2Na+ + CO32-;CO32- + H2O ⇔ HCO3- + ОH-;HCl ⇔ H+ + Cl-

Если растворы этих веществ находятся в одном сосуде, то идёт взаимное усиление гидролиза каждой из них, ибо ионы Н+ и ОН-, связываясь друг с другом, образуют молекулы слабого электролита Н2О (Н+ + ОН- ⇔ Н2О).

При этом гидролитическое равновесие соли Na2CO3 и диссоциация HCl сдвигаются вправо и гидролиз соли и диссоциация кислоты идут до конца с образованием газообразного углекислого газа.

Ионно-молекулярное уравнение процесса:

CO32- + 2Н+ ⇔ СО2↑ + Н2О
Молекулярное уравнение процесса:
Na2CO3 + 2HCl ⇔ 2NaCl + СО2↑ + Н2О
б) Соль Na2CO3 гидролизуется по аниону, а NaOH диссоциирует в водном растворе:
CO32- + H2O ⇔ HCO3- + ОH-;NaOH ⇔ Na+ + OH-.
Если растворы этих веществ смешать, то образуется избыток ионов ОН-, что сдвигает равновесие гидролиза Na2CO3 влево и гидролиз соли будет угнетаться.
в) Соль Na2CO3 гидролизуется по аниону, а соль Cu(NO3)2 – по катиону:
CO32- + H2O ⇔ HCO3- + ОH-;Сu2++ H2O ⇔ CuOH+ + H+.
Если растворы этих солей находятся в одном сосуде, то идёт взаимное усиление гидролиза каждой из них, ибо ионы Н+ и ОН-, связываясь друг с другом, образуют молекулы слабого электролита Н2О (Н+ + ОН- ⇔ Н2О). При образовании дополнительного количества воды гидролитическое равновесие обеих солей сдвигается вправо, и гидролиз каждой соли идёт до конца с образованием осадка и газа:
Cu2+ + CO32- + H2O ⇔ Cu(OH)2↓ + CO2↑ (ионно-молекулярная форма);Cu(NO3)2 + Na2CO3 + Н2О ⇔ Cu(OH)2↓ + CO2↑ + 2NaNO3 (молекулярная форма).
г) Na2CO3 и К2S — соли сильного основания и слабой кислоты, поэтому обе гидролизуются по аниону:
CO32- + H2O ⇔ HCO3- + ОH-;S2- + H2O ⇔ HS- + OH-.

Если растворы этих солей находятся в одном сосуде, то идёт взаимное угнетение гидролиза каждой из них, ибо избыток ионов ОН-, согласно принципу Ле Шателье, смещает равновесие гидролиза обеих солей влево, в сторону уменьшения концентрации ионов ОН-, т. е. гидролиз обеих солей будет угнетаться.

Задание 206. Какое значение рН (> 7 7.

б) AlCl3 — соль слабого основания и сильной кислоты. В этом случае катионы Al3+ связывают ионы ОН- воды, образуя катионы основной соли AlOH2+.

Образование Al(OH)2+ и Al(OH)3 не происходит, потому что ионы AlOH2+ диссоциируют гораздо труднее, чем ионы Al(OH)2+ и молекулы Al(OH)3. В обычных условиях гидролиз идёт по первой ступени. Соль гидролизуется по катиону.

Ионно-молекулярное уравнение гидролиза:

AlCl3 ⇔ Al3+ + 3Cl-;Al3+ + H2O ⇔ AlOH2+ + H+
или в молекулярной форме:
AlCl3+ Н2О ⇔ 2AlOHCl2 + HCl
В растворе появляется избыток ионов водорода, которые придают раствору Al2(SO4)3 кислую среду, рН < 7.

в) NiSO4 — соль слабого многокислотного основания Ni(OH)2 и сильной двуходноосновной кислоты H2SO4. В этом случае катионы Ni2+ связывают ионы ОН- воды, образуя катионы основной соли NiOH+.

Образование Ni(OH)2 не происходит, потому что ионы NiOH+ диссоциируют гораздо труднее, чем молекулы Ni(OH)2. В обычных условиях гидролиз идёт по первой ступени. Соль гидролизуется по катиону.

Ионно-молекулярное уравнение гидролиза:

Ni(NO3)2 ⇔ Ni2+ + 2NO3-;Ni2++ H2O ⇔ NiOH+ + H+
или в молекулярной форме:
2NiSO4 + 2Н2О  (NiOH)2SO4 + H2SO4
В растворе появляется избыток ионов водорода, которые придают раствору NiSO4 кислую среду, рН < 7.

Задание 207.Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза солей Pb(NO3)2, Na2CO3, Fe2(SO4)3. Какое значение рН (> 7 7.

в) Fe2(SO4)3 — соль слабого основания и сильной кислоты.

Соль гидролизуется по катиону.

Ионно-молекулярное уравнение гидролиза:

Fe2(SO4)3 ⇔ 2Fe3+ + 3SO42- Fe3+ + H2O ⇔ FeOH2+ + H+
Молекулярная форма процесса:
Fe2(SO4)3 + 2H2O ⇔ 2FeOHSO4 + H2SO4.
В растворе появляется избыток ионов водорода, которые придают раствору Fe2(SO4)3 кислую среду, рН < 7.

Задание 208. Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза солей НСООК, ZnSО4, Аl(NO3)3. Какое значение рН (> 7 7.

б) ZnSО4 — соль слабого многокислотного основания Zn(OH)2 и сильной многосновной кислоты.

В этом случае катионы Zn2+ связывают ионы ОН- воды, образуя катионы основной соли ZnOH+. Образование Zn(OH)2 не происходит, потому что ионы СоOH+ диссоциируют гораздо труднее, чем молекулы Zn(OH)2. В обычных условиях гидролиз идёт по первой ступени. Соль гидролизуется по катиону.

Ионно-молекулярное уравнение гидролиза:

ZnSО4  Zn2+ + SO42-;Zn2++ H2O  ZnOH+ + H+
или в молекулярной форме:
2ZnSО4 + 2Н2О  (ZnOH)2SO4 + H2SO4
В растворе появляется избыток ионов водорода, которые придают раствору ZnSО4 кислую среду, рН < 7.

в) Аl(NO3)3 — соль слабого многокислотного основания Al(OH)3 и сильной одноосновной кислоты HNO3. В этом случае катионы Al3+ связывают ионы ОН- воды, образуя катионы основной соли AlOH2+.

Ионно-молекулярное уравнение гидролиза:

Al(NO3)3 ⇔ Cr3+ + 3NO3- Al3+ + H2O ⇔ AlOH2+ + H+
Молекулярное уравнение реакции:
Al(NO3)3 + Н2О ⇔ AlOH(NO3)2 + HNO3
В растворе появляется избыток ионов водорода, которые придают раствору Cr(NO3)3 кислую среду, рН < 7.

Задание 209. Какое значение рН (> 7 7.

б) K2S – соль сильного однокислотного основания KOH и слабой многоосновной кислоты H2S.

В этом случае анионы S2- связывают ионы водорода Н+ воды, образуя анионы кислой соли НS-. Образование H2S не происходит, так как ионы НS- диссоциируют гораздо труднее, чем молекулы H2S. В обычных условиях гидролиз идёт по первой ступени.

Соль гидролизуется по аниону. Ионно-молекулярное уравнение гидролиза:

K2S ⇔ 2К+ + S2-;S2- + H2O ⇔ НS- + ОH-
или в молекулярной форме:
K2S + 2Н2О ⇔  КНS + КОН
В растворе появляется избыток гидроксид-ионов, которые придают раствору K2S щелочную среду, рН > 7.

в) CuSO4 — соль слабого основания и сильной кислоты. В этом случае катионы Cu2+ связывают ионы ОН- воды, образуя катионы основной соли CuOH+. Образование Cu(OH)2 не происходит, потому что ионы CuOH+ диссоциируют гораздо труднее, чем молекулы Cu(OH)2. В обычных условиях гидролиз идёт по первой ступени. Соль гидролизуется по катиону. Ионно-молекулярное уравнение гидролиза:

CuSO4 ⇔ Cu2+ + SO42-;Cu2++ H2O ⇔ CuOH+ + H+
или в молекулярной форме:
2CuSO4 + 2Н2О ⇔ (CuOH)2SO4 + H2SO4
В растворе появляется избыток ионов водорода, которые придают раствору CuSO4 кислую среду, рН < 7.

Задание 210. Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза солей CuCl2, Сs2СО3, Сr(NО3)3. Какое значение рН (> 7 7.

в) Cr(NO3)3 — соль слабого многокислотного основания Cr(OH)3 и сильной одноосновной кислоты HNO3.

В этом случае катионы Cr3+ связывают ионы ОН- воды, образуя катионы основной соли CrOH2+. Образование Cr(OH)2+ и Cr(OH)3 не происходит, потому что ионы CrOH2+ диссоциируют гораздо труднее, чем ионы Cr(OH)2+ и молекулы Cr(OH)3. В обычных условиях гидролиз идёт по первой ступени. Соль гидролизуется по катиону.

Ионно-молекулярное уравнение гидролиза:

Cr(NO3)3 ⇔ Cr3+ + 3NO3- Cr3+ + H2O ⇔ CrOH2+ + H+
Молекулярное уравнение реакции:
Cr(NO3)3 + Н2О ⇔ CrOH(NO3)2 + HNO3
В растворе появляется избыток ионов водорода, которые придают раствору Cr(NO3)3 кислую среду, рН < 7.

Источник: http://buzani.ru/zadachi/khimiya-shimanovich/931-gidr

Какие соли подвергаются гидролизу?

Гидролиз – это процесс разложения различных веществ водой. Слово гидролиз в переводе с греческого, означает вода и разложение. Как и много других веществ, гидролизу подвергаются соли.

Гидролизом солей называют взаимодействие ионов воды с солью, впоследствии чего образуются малодиссоциируемые соединения, а также изменяется реакция среды.

Типы гидролиза солей

Существуют следующие типы гидролиза солей или же три вида солей, которые подвергаются гидролизу:

К первому типу относятся соли, которые получены слабым основанием и сильной кислотой. Например, CuCl2, NН2Cl, Fе2(S04)3, этот тип гидролиза называют гидролиз по катиону
Второй тип солей, которые подвергаются гидролизу, это соли полученные сильным основанием и слабой кислотой. Это К2С03, Na2S и другие. Это гидролиз по аниону.
К третьему типу относят соли, которые получены слабым основанием и слабой кислотой: (NН4)2C03, Fе2(CО3)3. Такой вид гидролиза называется гидролиз по катиону и по аниону.

Правила гидролиза солей

Чтобы правильно ответить на вопрос, какие соли подвергаются гидролизу, следует помнить одно правило. Есть один тип солей, которые не подвергаются гидролизу — это сильные соли.

Сильные соли, это те, которые образованы сильной кислотой и сильным основанием. Например: NaCl, К2SО4, Ba(N03)2 и другие.

Рассмотрим уравнение реакции гидролиза солей и докажем с егор помощью, что сильные соли не подвергаются гидролизу.

Пример гидролиза солей

Если взять водный раствор NaCl и добавить к нему индикатор, то мы увидим, что он не изменит окраску, это происходит из-за того, что растворенный хлорид натрия имеется в виде ионов: NaCl=Na++Cl-

В этом примере вода незначительно диссоциирует на ионы, поэтому устанавливается равновесие: НОН = Н+ + ОН-

Следовательно, можно сделать вывод, что в растворе поваренной соли имеются катионы Na+ и анионы ОН-, Сl-.

В растворе, эти ионы хаотично перемещаются и постоянно сталкиваются, но эти столкновения ионов Na+ и ОН- и ионов Н+ и Сl не приводят к образованию соединений, так как NaOH – это сильное основание, а НСl – это сильная кислота.

Из этого следует, что слабые электролиты при растворении в воде хлорида натрия не образуются, значит, NaCl гидролизу не подвергается. А индикатор не меняет окрас, потому что концентрация ионов Н+ равна концентрации ионов ОН-.

Протекание гидролиза

Рассмотрим гидролиз солей, примеры которых, лучше всего показывают, как проходит этот процесс.
В растворе соды Na2C03 фенолфталеин становится малиновым. Na2C03 очень хорошо растворяется в простой воде и диссоциирует :
Nа2СО3= 2Nа++СО32-
Вода – слабый электролит: Н2О = Н ++ОН-

При столкновении ионов Na+ и C032 – возникает малодиссоциирующий гидрокарбонатион.

Равновесие диссоциации воды перемещается в сторону накопления ионов ОН-, а в последствии ведет к связыванию ионов Н+. Раствор становится щелочным: СО32- + НОН = НСО3- + ОН-

Также следует отметить, что фенолфталеин становится малиновым под действием анионов ОН-.
Хлорид алюминия, растворенный в воде, имеет кислую среду, так как АlСl3 диссоциирует на ионы.
АlCL3= Аl3+ 3Cl, НОН = Н+ + ОН-

При столкновении ионов Н+ и Сl- соединения не происходит. В растворе имеются малодиссоциирующие ионы, из них и образовываются ионы Аl3+ и ОН-. При связывании ионов ОН- в ион АlOН2+ происходит смещение равновесия диссоциации воды в сторону увеличения количества ионов Н+.

Важный момент

При гидролизе солей, следует помнить, что степень самого гидролиза зависит от слабости кислоты и основания. Чем слабее кислота и основание, которые образовывают соль, тем быстрее и эффектней происходит гидролиз. Ниже представлены ряды катионов и анионов, которые расположены по уменьшению силы кислот и оснований, что их образовывают:

Анионы: F– > NO2- > CH3COO-– > HCO3-> HS-– > SO32->HPO42->CO32->S2>SiO32
Катионы: Сd2+> Mg2+ > Mn2+ > Fe2+ > Co2+> Ni2+ > Cu2+ > Pb2+ > Zn2+ > Al2+ > Cr2+ > Fe2+..

Источник: https://elhow.ru/ucheba/himija/himicheskie-reakcii/kakie-soli-podvergajutsja-gidrolizu