Реакция гидролиза в химии, с примерами

Гидролиз
– это реакция обменного разложения веществ водой.

К органическим
веществам, которые подвергаются гидролизу относят: сложные эфиры и
жиры, углеводы, белки, галогеналканы и другие.

Например, при гидролизе
сложного эфира образуется кислота и спирт. Так, при гидролизе метилового эфира
уксусной кислоты образуется уксусная кислота и спирт метанол.  Эта реакция
обратимая, так как продукты реакции могут взаимодействовать друг с другом с
образованием сложного эфира и воды.

Реакция получения
сложного эфира из карбоновой кислоты и спирта называется реакцией этэрификации.
Эта реакция также является обратимой.

В щелочной среде
образуется не карбоновая кислота, а её соль и процесс гидролиза становится
необратимым. Например, в реакции метилового эфира уксусной кислоты с
гидроксидом натрия образуется соль – ацэтат натрия и спирт метанол.

Жиры
– это сложные эфиры глицерина и высшей жирной кислоты. При гидролизе жиров
образуются высшие карбоновые кислоты и многоатомный спирт глицерин.

В щелочной среде эта
реакция становится необратимой. Сам процесс называется омылением, так
как в результате его образуется соль высшей карбоновой кислоты – мыло. Так, в
результате щелочного гидролиза трипальмитат глицерина образуется пальмитат
натрия – мыло и спирт глицерин.

Впервые в 1817 году Шеврель осуществил синтез мыла из
жира.

М.
Э. Шеврель

(1786–1889)

В организме человека и
животных жиры пищи гидролизуются под действием ферментов с
образованием глицерина и высших карбоновых кислот. В процессе
синтеза эти вещества образуют новые жиры, которые откладываются про запас. Либо
образовавшиеся жиры гидролизуются и окисляются до углекислого газа и воды,
высвобождая при этом энергию.

Жиры используются для
получения мыла. Энергия, которая образуется при расщеплении жиров превращается
в тепловую, благодаря высвобождению энергии осуществляются биохимические
реакции, осуществляется работа мышц, передаются нервные импульсы.

При гидролизе
галогеналканов образуются спирты.
Так, при гидролизе хлорэтана образуется спирт этанол.

Если идёт щелочной
гидролиз, то реакция гидролиза является необратимой. В результате щелочного
гидролиза хлорэтана также образуется спирт этанол, но данная реакция является необратимой.

Из углеводов гидролизу
подвергаются дисахариды и полисахариды. Так, при гидролизе сахарозы образуется
глюкоза и фруктоза.

При гидролизе крахмала
конечным продуктом является глюкоза.

• Ступенчатый
  ферментативный гидролиз крахмала идёт следующим образом:
  сначала образуются декстрины, затем мальтоза и на конечной стадии образуется
  глюкоза.
• При гидролизе целлюлозы
  также образуется глюкоза, которую затем можно использовать для получения
  этанола, сорбита, этиленгликоля, глицерина, карбоновых кислот.

При попадании углеводов с
пищей они подвергаются гидролизу под действием ферментов с образованием
глюкозы.

Эта глюкоза может сразу окисляться до углекислого газа и воды с
высвобождением энергии, а может под действием ферментов использоваться как
запасное питательное вещество – гликоген, который затем также окисляется и
превращается опять в глюкозу, при окислении которой образуется углекислый газ и
вода, и высвобождается энергия.

Гидролиз белков
идёт с образованием конечных продуктов – альфа-аминокислот. Так,
при гидролизе глицил-аланина образуется глицин и аланин.

При попадании белков
с пищей под действием ферментов они гидролизуются до полипептидов
и дальше до альфа-аминокислот. Эти альфа-аминокислоты могут сразу
окисляться до углекислого газа, аммиака и воды, при этом ещё выделяется
энергия. Но альфа-аминокислоты могут под действием ферментов образовывать
полипептиды, которые являются белками организма.

Гидролиз веществ требует затрат
энергии. Эта энергия в живых организмах образуется в
результате гидролиза а-тэ-эф. При гидролизе а-тэ-эф образуется а-дэ-эф,
фосфорная кислота и выделяется энергия.

Энергия может переходить
из одной формы в другую.

Например, энергия химической связи,
которая выделяется при гидролизе а-тэ-эф может превращаться в
тепловую (которая необходима для поддержания температуры), механическую
(которая необходима для сокращения мускулатуры), энергия может выделяться в
виде электричества, как рыб скатов, энергия может выделяться в виде света,
например, у насекомых, светящихся в темноте, кроме того, энергия используется и
для передачи нервных импульсов.

Гидролиз органических
веществ играет огромную роль в получении кормовых добавок, в пищевой и других
видах промышленности. Таким образом, в органической химии гидролизу
подвергаются сложные эфиры, жиры, углеводы, белки, галогеналканы и другие
соединения.

Источник: https://videouroki.net/video/24-gidroliz-organicheskih-veshchestv.html

Что такое гидролиз солей: какой процесс так называется в химии и каково его значение

Вода — самый распространенный на земле растворитель. Особенно хорошо в ней растворяются вещества ионного строения, такие как соли. При попадании в воду растворимые соли диссоциируют — разделяются на ионы. Но некоторые вещества не просто растворяются, а разлагаются водой. При этом возникают новые вещества. Такой процесс называется гидролизом. Что такое гидролиз?

Определение

Реакция между растворителем и растворяемым веществом, при которой они оба разделяются на составные части, а продуктами становятся новые вещества, называется сольволизом. Гидролиз в химии — это частный случай такой реакции, где в роли растворителя выступает вода.

Различают разложение:

• по аниону,
• по катиону,
• по аниону и катиону,
• щелочное,
• кислотное,
• ферментативное.

Википедия приводит такое определение гидролиза. Это взаимодействие с водой, в ходе которого вещество разлагается на составные части, и получаются новые соединения. Такие реакции значительно отличаются у органических и неорганических веществ, солей, протеинов, липидов и прочих.

• В общем виде уравнение выглядит так:
• MA+H2O⇄HA+MOH,
• где MA — соль, HA — кислота, MOH — основание.

Что такое гидролиз солей? Это реакция обмена ионами между Н2О и растворимой солью. Если результат такого взаимодействия соединения, которые плохо диссоциируют, то продуктами такого превращения будут слабые электролиты. Гидролиз как реакция — процесс, противоположный нейтрализации. В отличие от нее он эндотермический. Он может идти обратимо и необратимо.

Какой процесс называется необратимым гидролизом? Реакция гидролиза необратима, если продукт реакции выводится из раствора, то есть осаждается или улетучивается в виде газа, а также если получается и газ, и осадок.

Это интересно! Как отличить металлы и неметаллы в таблице элементов Менделеева

Виды

То, как пойдет процесс, зависит от свойств основания и кислоты, образовавших конкретное соединение.

Обратите внимание! Соль сильной кислоты и сильного основания не гидролизуется, раствор будет с нейтральным pH.

Виды гидролиза:

1. По катиону и аниону. Соединение слабого основания и слабой кислоты, органическое или неорганическое, разлагается и по положительному, и по отрицательному иону. Получившийся раствор может иметь слабощелочную, слабокислую или нейтральную среду.
2. По катиону. Разложение неорганических солей слабого основания и сильной кислоты проходит по катиону. Он соединяется с гидроксильным ионом ОН. Оставшиеся положительно заряженные частицы Н делают раствор кислотным. Так гидролизуется, например, сернокислая медь CuSO4.
3. По аниону. Способность гидролизоваться по отрицательному иону свойственна солям сильных оснований и слабых кислот. Отрицательный ион кислотного остатка объединяется с частицей Н+ из Н2О, остается избыточное количество гидроксид-ионов. Поэтому pH в полученном растворе станет щелочным. Пример — KNO2. Если он прореагирует с Н2О, получится гидроксид калия KOH и азотистая кислота HNO2.
4. Щелочной. Этот тип процесса характерен для органических соединений. Они гидролизуются в присутствии щелочи. Например, в присутствии NaOH гидролизуется C5H11Cl.
5. Кислотный. Процесс в присутствии сильных неорганических кислот (серной, соляной) характерен только для органических соединений, таких как сложные эфиры.
6. Ферментативный. Ферменты (энзимы) выступают катализаторами для расщепления биополимеров: белков, жиров, липоидов, крахмалов, гликогена и других. Именно такие процессы проходят в пищеварительном тракте.
7. Ступенчатый гидролиз. Разложение в несколько стадий происходит, когда с H2O реагирует соль многоосновной кислоты или многокислотного основания. Сначала проходит разложение исходное соединение, возникает новая соль, она затем также гидролизуется. Таких ступеней может быть несколько. Na2CO3 — результат взаимодействия сильного основания и слабой кислоты. На первой стадии она разлагается по аниону, и получается NaHCO3. Далее идет ее сольволиз в водном растворе, получается слабая кислота H2CO3.

Источник: https://tvercult.ru/nauka/dlya-chego-delayut-i-chto-eto-takoe-gidroliz-soley

Технология написания уравнений реакций обмена, протекающих по механизму необратимого гидролиза

Вы хотите познавать химию и профессионально, и с удовольствием? Тогда вам сюда! Автор методики системно-аналитического изучения химии Богунова В.Г. раскрывает тайны решения задач, делится секретами мастерства при подготовке к ОГЭ, ЕГЭ, ДВИ и олимпиадам

Чтобы добиться успеха при подготовке учеников к ЕГЭ, я всегда работаю на опережение и уже с первых занятий ввожу задания, которые могут появиться в будущем году. Для правильного прогноза необходимо досконально знать особенности реальных заданий ЕГЭ текущего года. Поэтому, отдыхать некогда, нужно работать, работать и еще раз работать, разбирая по косточкам каждое творение ФИПИ.

Среди многочисленных реакций, представленных на ЕГЭ, есть «особенно любимые». Они встречаются часто, много, ежегодно. К таковым относятся реакции обмена, протекающие по механизму необратимого гидролиза. Удивительно, но процент выполнения заданий с такими реакциями очень низкий.

Думаю, это связано все с теми же «граблями», на которые каждый год наступают большинство преподавателей химии, заставляющие своих учеников запоминать реакции на память! Скорее всего, на этих словах многие из вас возопят: «Неужели можно по-другому?!» Да, ребята, и можно, и нужно по-другому, а именно, нужно понимать особенности механизма реакции и знать технологию написания уравнения реакции. Тогда любая реакция, представленная на ЕГЭ, не застанет вас врасплох.

Для изучения технологии написания уравнений реакций, протекающих по механизму необратимого гидролиза, вспомним основные понятия

Основные понятия

Гидролиз солей — это химическое взаимодействие ионов соли с молекулами воды, приводящее к образованию слабого электролита. В гидролиз вступает не более 4% вещества солиСоль — это «дитя» основания (катион) и кислоты (анион)Мнемонический постулат: в гидролиз вступает слабый, реакцию среды определяет сильный. Если оба сильные, гидролиз не происходит, среда нейтральнаяСильные основания: гидроксиды металлов IA- и IIA-групп (от Са)Сильные кислоты: HCl, HBr, HI, HNO3, H2SO4 и некоторые другиеПри решении заданий на гидролиз обязательно нужно пользоваться таблицей растворимости. Нерастворимая соль не гидролизуется!Большинство реакций гидролиза — обратимые.Необратимый гидролиз протекает, если соль образована слабым нерастворимым основанием металла и слабой летучей кислотой. В таблице растворимости такие соли помечаются знаком «—«.Al2S3 + 6H2O → 2Al(OH)3↓ + 3H2S↑Fe2(CO3)3 + 3H2O → 2Fe(OH)3↓ + 3CO2↑

Механизм необратимого гидролиза в реакциях обмена

Если в реакции обмена участвуют соли, одна из которых гидролизуется по катиону с образованием нерастворимого основания, а другая — по аниону с образованием летучей кислоты, то реакция обмена прописывается по технологии «водного баланса» (авт.).

Технология «водного баланса» (авт.)

1) Диагностика реакции. Реакции обмена, в основе которых лежит необратимый гидролиз, легко определяются по таблице растворимости: в клеточке одного из предполагаемых продуктов стоит знак «—«.

2) Написание уравнений диссоциации солей

3) Написание уравнений гидролиза для катиона и аниона (полуреакции в общей реакции обмена). В гидролизе участвует одно и тоже число молекул воды — составляем водный баланс (по аналогии с электронным балансом) и выписываем ионное уравнение реакции. Дописываем ионы-неучастники и составляем молекулярное уравнение реакции обмена.

Попробуйте решить задачу, которая вполне может появиться в 29-й позиции ЕГЭ 2020. Кстати, помимо уже описанного типа реакций, здесь есть еще одна очень интересная фишка. Попытайтесь ее найти.

Смесь сульфата алюминия и сульфида калия массой 1,344 г обработали достаточным объемом воды. Исходные вещества полностью вступили в реакцию. Определите массу образовавшегося осадка.

Внимание! Внимание! Внимание!

С 12 сентября 2019 г. по 28 мая 2020 г. будут проводиться онлайн-занятия в формате видеоконференции на платформе Zoom (минигруппы до 7 человек). Zoom – аналог Скайпа, только намного удобнее, потому как включает много инструментов для организации учебного процесса. Видеоконференция, в отличие от вебинара, живое занятие. Такой формат позволяет видеть каждого ученика и общаться с ним напрямую, учитывая особенности восприятия ребенка.Вторник – Биология (профильный курс) с 19-00 до 21-00 (Мск)Среда – Химия (профильный курс) с 19-00 до 21-00 (Мск)Четверг – Химия (задачи) с 19-00 до 21-00 (Мск)Методические материалы рассылаются перед каждым занятием.Для подробной информации пишите в WhatsApp +7(903) 186-74-55Вы хотите сдавать ЕГЭ по химии и биологии? Обязательно посетите мой сайт Репетитор по химии и биологии. Здесь вы найдете огромное количество задач, заданий, теоретического материала и познакомитесь с моими учениками.На странице ВК я анонсирую свои публикации, вебинары, уроки, рассказываю и показываю решение задач и заданий, выкладываю новинки теоретического материала, конспекты и лекции. Добавляйтесь ко мне в друзья, и вы всегда будете в курсе всех событий, связанных с подготовкой к ЕГЭ, ДВИ, олимпиадам!Полный каталог статей репетитора Богуновой В.Г. вы найдете на странице сайта Статьи репетитораПодписывайтесь на YouTube-канал Репетитор по химии и биологии. Здесь ежедневно появляются новые вебинары, видео-уроки, видео-консультации, видео-решения.Пишите мне в WhatsApp +7(903)186-74-55, я отвечу вам обязательно.Приходите ко мне на занятия, я помогу вам фундаментально изучить химию и биологию, научу решать любые задачи, даже самые сложные.

Репетитор по химии и биологии кбн В.Богунова

Источник: https://zen.yandex.ru/media/id/5b5237690fd17e00a8a96f05/5d6e018b027a1500ad09ddcf

Ионные реакции. Гидролиз

Реакции ионного обмена — это реакции между ионами, образовавшимися в результате диссоциации электролитов. Правила составления ионных уравнений реакций 1. Нерастворимые в воде соединения (простые вещества, оксиды, некоторые кислоты, основания и соли) не диссоциируют. 2.

В реакциях используют растворы веществ, поэтому даже малорастворимые вещества находятся в растворах в виде ионов. 3. Если малорастворимое вещество образуется в результате реакции, то при записи ионного уравнения его считают нерастворимым. 4.

Сумма электрических зарядов ионов в левой и в правой части уравнения должна быть одинаковой.

• Порядок составления ионных уравнений реакции
• MgCl2 + 2AgNO3 ® 2AgCl + Mg(NO3)2

1. Записывают молекулярное уравнение реакции 2. Определяют растворимость каждого из веществ с помощью таблицы растворимости

p	p	H	p
MgCl2	+	2AgNO3	®	2AgCl	+	Mg(NO3)2

3. Записывают уравнения диссоциации растворимых в воде исходных веществ и продуктов реакции:

MgCl2 « Mg2+ + 2Cl-

AgNO3 « Ag+ + NO3- Mg(NO3)2 « Mg2+ + 2NO3- 4. Записывают полное ионное уравнение реакции Mg2+ + 2Cl- + 2Ag+ + 2NO3- ® 2AgCl¯ + Mg2+ + 2NO3- 5. Составляют сокращенное ионное уравнение, сокращая одинаковые ионы с обеих сторон:

1. Mg2+ + 2Cl- + 2Ag+ + 2NO3- ® 2AgCl¯ + Mg2+ + 2NO3-
2. Ag+ + Cl- ® AgCl¯
3. Условия необратимости реакций ионного обмена
4. Pb(NO3)2 + 2KI ® PbI2¯ + 2KNO3

1. Если образуется осадок Pb2+ + 2I- ® PbI2¯ 2. Если выделяется газ (­)

Na2CO3 + H2SO4 ® Na2SO4 + H2O + CO2­

CO32- + 2H+ ® H2O + CO2­ 3. Если образуется малодиссоциированное вещество (H2O) Ca(OH)2 + 2HNO3 ® Ca(NO3)2 + 2H2O H+ + OH- ® H2O 4. Если образуются комплексные соединения (малодиссоциированные комплексные ионы)

CuSO4

• 5H2O + 4NH3 ® [Cu(NH3)4]SO4 + 5H2O

• Cu2+ + 4NH3 ® [Cu(NH3)4]2+ В тех случаях, когда нет ионов, которые могут связываться между собой с образованием осадка, газа, малодиссоциированных соединений (H2O) или комплексных ионов реакции обмена обратимы «.
• Растворимость солей, кислот и оснований в воде
• Таблица. Таблица растворимости солей, кислот и оснований в воде

Катион анион

H+

NH4+

K+

Na+

Ag+

Ba2+

Ca2+

Mg2+

Zn2+

Cu2+

Hg2+

Pb2+

Fe2+

Fe3+

Al3+

OH-

P

P

P

—

P

M

M

H

H

—

H

H

H

H

NO3-

P

P

P

P

P

P

P

P

P

P

P

P

P

P

P

Cl-

P

P

P

P

H

P

P

P

P

P

P

M

P

P

P

S2-

P

P

P

P

H

P

—

—

H

H

H

H

H

H

—

SO32-

P

P

P

P

M

M

M

P

M

—

—

H

M

—

—

SO42-

P

P

P

P

M

H

M

P

P

P

—

M

P

P

P

CO32-

P

P

P

P

H

H

H

H

H

—

H

H

H

—

—

SIO32-

H

—

P

P

H

H

H

H

H

—

—

H

H

—

—

PO43-

P

P

P

P

H

H

H

H

H

H

H

H

H

H

H

CH3COO-

P

P

P

P

P

P

P

P

P

P

P

P

P

P

P

P — растворимое ( >1 г в 100 г воды); M — малорастворимое (0,001 г — 1г в 100 г воды); H — нерастворимое (< 0,001 г в 100 г воды); — — разлагается водой или не существует. Ионное произведение воды Вода является слабым электролитом и в незначительной степени диссоциирует на ионы по реакции:

H2O « H+ + OH-

K = ([H+][OH-]) / [H2O] = 1,8

1. В знаменателе дроби — концентрация недиссоциированных молекул воды, которую можно считать постоянной и определить в 1 л, приняв массу 1 л воды за 1000 г. [H2O] = 1000 / 18 = 55,56 молей Тогда
2. K = ([H+][OH-]) / 55,56 = 1,8
3. или ([H+][OH -] = 1

• 10-14 (ионное произведение воды)

pH раствора

Величина pH используется для характеристики кислотности раствора. Если концентрация ионов водорода равна [H+], то pH = -lg [H+] В чистой воде [H+] = [OH-] = 10-7 В кислых растворах [H+] > [OH-] и pH < 7

например, в 10-3 М растворе HCl

pH = 3 В щелочных растворах

[H+] < [OH-] и pH > 7

например, в 10-2 М растворе NaOH pOH = -lg2

• pH = 14 — pOH = 14 — 1,7 = 12,3
• Для более точного определения значения pH растворов используют сложную смесь нескольких индикаторов, нанесенную на фильтровальную бумагу (так называемый «Универсальный индикатор Кольтгоффа»). Полоску индикаторной бумаги обмакивают в исследуемый раствор, кладут на белую непромокаемую подложку и быстро сравнивают окраску полоски с эталонной шкалой для pH:

Реакция раствора
сильно- кислая	слабо- кислая	¯	слабо- щелочная	сильно- щелочная
¬	нейтральная	®
Усиление кислотности среды	Усиление основности среды

Определение гидролиза

Гидролиз — это химическая реакция ионного обмена между водой и растворённым в ней веществом с образованием слабого электролита. (В общем случае обменное взаимодействие растворённого вещества с растворителем носит название — сольволиз).

В большинстве случаев гидролиз сопровождается изменением pH раствора. Большинство реакций гидролиза — обратимы:

Pb(NO3)2 + H2O « Pb(OH)(NO3) + HNO3

Na2HPO4 + H2O « NaH2PO4 + NaOH Некоторые реакции гидролиза протекают необратимо:

Al2S3 + 6H2O « 2Al(OH)3¯ + 3H2S­

Причиной гидролиза является взаимодействие ионов соли с молекулами воды из гидратной оболочки с образованием малодиссоциированных соединений или ионов. Способность солей подвергаться гидролизу зависит от двух факторов: 1) свойств ионов, образующих соль; 2) внешних факторов.

Отсутствие гидролиза в растворах

Соли, образованные катионом сильного основания и анионом сильной кислоты (например, LiBr, K2SO4, NaClO4, BaCl , Ca(NO3)2 и др.) гидролизу не подвергаются, т.к. ни катион, ни анион соли не могут при взаимодействии с водой образовать молекулы слабых электролитов. Водные растворы таких солей имеют нейтральную реакцию среды (pH = 7). Практически не гидролизуются также и труднорастворимые соли (CaCO3, Mg3(PO4)2 и др.) из-за очень низкой концентрации ионов в водных растворах этих солей. Гидролиз по катиону Соли слабого основания и сильной кислоты гидролизуются по катиону:

NH4Cl + H2O « NH4OH + HCl

В ионной форме: NH4+ + H2O « NH4OH + H+ Гидролиз солей, образованных многовалентным катионом протекает ступенчато, через стадии образования основных солей:

1 ступень: Al(NO3)3 + H2O « Al(OH)(NO3)2 + HNO3

Al3+ + H2O « [Al(OH)]2+ + H+ 2 ступень:

Al(OH)(NO3)2 + H2O « Al(OH)2(NO3) + HNO3

[Al(OH)]2+ + H2O « [Al(OH)2]+ + H+3 ступень: Al(OH)2(NO3) + H2O « Al(OH)3 + HNO3 [Al(OH)2]+ + H2O « Al(OH)3 + H+ Гидролиз протекает достаточно сильно по первой ступени, слабо — по второй ступени и совсем слабо — по третьей ступени (ввиду накопления ионов водорода, процесс смещается в сторону исходных веществ). Более полному гидролизу способствует разбавление раствора и повышение температуры. (В этом случае можно учитывать гидролиз и по третьей ступени.) При гидролизе по катиону реакция раствора кислая pH < 7. Гидролиз по аниону Соли, образованные сильным основанием и слабой (ассоциированной) кислотой гидролизуются по аниону:

CH3COOK + H2O « CH3COOH + KOH

В ионной форме: CH3COO- + H2O « CH3COOH +OH- Соли многоосновных кислот гидролизуются ступенчато (с образованием кислых солей):

1 ступень: K2CO3 + H2O « KHCO3 + KOH

CO2-3 + H2O « HCO3- + OH- 2 ступень: KHCO3 + H2O « H2CO3+ KOH HCO3- + H2O « H2CO3 + OH- Первая ступень гидролиза протекает достаточно сильно, а вторая — слабо, о чём свидетельствует pH раствора карбоната и гидрокарбоната калия. (Лишь при сильном разбавлении и нагревании следует учитывать гидролиз образующейся кислой соли). Поскольку при взаимодействии с водой анионов слабых кислот образуются ионы OH-, водные растворы таких солей имеют щелочную реакцию (pH > 7). Гидролиз по катиону и аниону Соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой, гидролизуются и по катиону и по аниону:

CH3COONH4 + H2O « CH3COOH + NH4OHили в ионной форме: CH3COO- + NH4+ + H2O « CH3COOH + NH4OH

Гидролиз таких солей протекает очень сильно, поскольку в результате его образуются и слабое основание, и слабая кислота.

Реакция среды в этом случае зависит от сравнительной силы основания и кислоты, т.е. от их констант диссоциации (KD).

Если KD(основания) > KD(кислоты) , то pH > 7;

если KD(основания) < KD(кислоты), то pH < 7.

В случае гидролиза CH3COONH4:

KD(NH4OH) = 6,3

• 10-5; KD(CH3COOH)=1,8 10-5

поэтому реакция водного раствора этой соли будет слабощелочной, почти нейтральной (pH = 7-8). Если основание и кислота, образующие соль, являются не только слабыми электролитами, но и малорастворимы или неустойчивы и разлагаются с образованием летучих продуктов, то в этом случае гидролиз соли протекает необратимо:

Al2S3 + 6H2O « 2Al(OH)3¯ + 3H2S­ Поэтому сульфид алюминия не может существовать в виде водных растворов, может быть получен только «сухим способом», например, из элементов при высокой температуре:

2Al + 3S -t°® Al2S3 и должен храниться в герметических сосудах, исключающих попадание влаги. Реакции обмена, сопровождаемые гидролизом

К числу таких реакций относятся взаимодействия солей двухвалентных катионов (кроме Ca2+, Sr2+, Ba2+) с водными растворами карбонатов натрия или калия, сопровождающиеся образованием осадков менее растворимых основных карбонатов

2Cu(NO3)2 + 2Na2CO3 + H2O ® Cu2(OH)2CO3¯ + 4NaNO3 + CO2­ А также реакции взаимодействия солей Al3+, Cr3+ и Fe3+ (*При взаимодействии водных растворов солей трёхвалентного железа с сульфидами щелочных металлов протекает окислительно-восстановительная реакция: 2Fe3+ + S2- ® 2Fe2+ + S0) с водными растворами карбонатов и сульфидов щелочных металлов: 2AlCl + 3Na2CO3 + 3H2O ® 2Al(OH)3¯ + 3CO2­ + 6NaCl Cr2(SO4)3 + 3Na2S + 6H2O ® 2Cr(OH)3¯ + 3H2S­ + 3Na2SO4 Количественные характеристики реакции гидролиза

Степень гидролиза (aгидр.) — отношение числа гидролизованных молекул к общему числу растворённых молекул (выражается в процентах):

aгидр. = ([C]гидр. / [C]раств.

1. )
2. Степень гидролиза зависит от химической природы образующейся при гидролизе кислоты (основания) и будет тем больше, чем слабее кислота (основание) (в определённых равных условиях).

Источник: https://www.examen.ru/add/manual/school-subjects/natural-sciences/chemistry/obshhaya-ximiya/ionnyie-reakczii-gidroliz/

Теоретические основы и примеры экзаменационных заданий ЕГЭ по химии в теме "Гидролиз неорганических соединений"

Гидролиз неорганических веществ

Ионообменной реакции с водой – гидролизу, подвергаются многие неорганические и органические вещества. Это приходится учитывать при хранении растворов, например, лекарств, или сухих веществ во влажной атмосфере.

• В случае взаимодействия аниона растворенной соли с водой процесс называется гидролизом соли по аниону:
• 1) KNO2  K+ + NO2− (диссоциация)2) NO2 ― + HOH  HNO2 + OH− (гидролиз)
• Диссоциация соли KNO2 протекает полностью, а диссоциация азотистой кислоты HNO2 ничтожна, поэтому раствор стал щелочным (среди продуктов присутствует ион OH−).

Гидролизу подвергаются анионы только слабых кислот (в данном примере − нитрит-ион NO2− , отвечающий слабой азотистой кислоте HNO2). Анион слабой кислоты обладает способностью захватывать катион водорода у молекулы воды, образуя молекулу соответствующей кислоты или кислый анион и оставляя в растворе гидроксид-ион OH−.

1. Степень протекания гидролиза увеличивается в ряду анионов:
2. F−, NO2−, CH3COO−, SO32−, ClO−, CN−, CO32−, PO43−, S2−, SiO32−
3. Примеры реакций гидролиза анионов:

а) СO32− + HOH  HСO3− + OH−б) PO43− + HOH  HPO42− + OH−в) S2− + HOH  HS− + OH−Ионы CO32−, PO43− и S2− подвергаются гидролизу в большей степени, чем NO2−.

Причина этого состоит в том, что сила соответствующих кислот в указанном ряду (азотистая − угольная по второй ступени − ортофосфорная по третьей ступени − сероводородная по второй ступени) убывает.

Поэтому растворы солей Na2CO3, K3PO4 и BaS будут сильнощелочными (рН > 7).

• Соли, образованные катионом сильного основания и анионом слабой кислоты, подвергаются гидролизу по аниону и создают в растворе щелочную среду.
• Гидролиз солей по катиону
• В случае взаимодействия катиона растворенной соли с водой процесс называется гидролизом соли по катиону:
• 1) Ni(NO3)2  Ni2+ + 2NO3− (диссоциация)2) Ni2+ + HOH  NiOH+ + H+ (гидролиз)
• Диссоциация соли Ni(NO3)2 протекает полностью, а гидролиз катиона NiОН+ в очень малой степени, поэтому среда стала кислотной (среди продуктов присутствует ион H+).

Гидролизу подвергаются катионы только малорастворимых основных и амфотерных гидроксидов и катион аммония NH4+. Катион металла, захватывая у молекулы воды гидроксил, освобождает катион водорода H+ (катион оксония H3O+).

1. В результате раствор становится кислотным (избыток катионов оксония H3O+, рН < 7).
2. Катион аммония в результате гидролиза образует слабое основание − гидрат аммиака и катион водорода (катион оксония):
3. NH4+ + H2O  NH3•H2O + H+
4. Степень гидролиза катионов увеличивается в ряду
5. Ni2+, La3+, Mn2+, NH4+, Co2+, Zn2+, Cd2+, Cu2+, Fe2+, Pb2+, Al3+, Sc3+, Cr3+, Fe3+
6. Другие примеры:
7. а) Zn2+ + H2O  ZnOH+ + H+ (α = 0,05%)б) Cr3+ + H2O  CrOH2+ + H+ (α = 3,3%)в) Fe3+ + H2O  FeOH2+ + H+ (α = 22,8%)
8. Соли, образованные катионом малорастворимого основного или амфотерного гидроксида и анионом сильной кислоты, подвергаются гидролизу по катиону и образуют в растворе кислотную среду.
9. Гидролиз по катиону и аниону
10. Соли, образованные катионами малорастворимых основных или амфотерных гидроксидов и анионами слабых кислот подвергаются полному гидролизу.

Например, некоторые фториды и ацетаты этих металлов хорошо растворимы в воде; они гидролизуются по катиону и аниону (в разной степени). Среда раствора определяется тем ионом соли, у которого степень гидролиза выше (в большинстве случаев выше степень гидролиза катионов и среда раствора слабокислотная).

• Например, гидролиз фторида меди(+2) протекает по схеме:
• CuF2  Cu2+ + 2F−
• Cu2+ + HOН  CuOH+ + H+ (α = 0,068%)F− + HOН  HF + OH− (α = 0,0012%)
• Преобладает кислотная среда, так как степень гидролиза по катиону выше.
• То же наблюдается в растворах солей аммония − фторида аммония NH4F (среда кислотная), ацетата аммония NH4CH3COO (среда практически нейтральная из-за одинаковой степени гидролиза по катиону и по аниону) и цианида аммония NH4CN (среда щелочная).
• Многие соединения, синтезируемые «сухим» способом − например карбонат железа(II), сульфид алюминия − при попытке получения обменной реакцией в водном растворе подвергаются полному необратимому гидролизу с образованием основных солей или гидроксидов, а также соответствующих кислот или кислотных оксидов:
• а) 2Fe2+ + 2CO32− + HOН  Fe2CO3(OH)2↓ + CO2↑ б) 2Al3+ + 3S2− + 6HOН  2Al(OH)3↓ + 3H2S↑
• Гидролиз бинарных соединений
• Многие вещества, относящиеся к классу бинарных соединений и не являющиеся солями, не могут существовать в водном растворе, поскольку подвергаются полному необратимому гидролизу:
• Mg3N2 + 8HOН  3Mg(OH)2 + 2NH3 • H2OCaC2 + 2HOН  Ca(OH)2 + C2H2 Поскольку гидролиз бинарных соединений протекает необратимо, следует оберегать их от контакта с водой и влажным воздухом.
• Гидролиз в заданиях ЕГЭ по химии

• Фенолфталеин можно использовать для обнаружения в водном растворе соли

1. 1. ацетата алюминия 2) нитрата калия 3) сульфата алюминия
   2. 4) карбоната натрия

Фенолфталеин – индикатор на щелочную среду, в которой он принимает малиновую окраску. В растворе соли щелочная среда может возникнуть при гидролизе по аниону. Анализируем:

• 1) ацетат алюминия, полный гидролиз, среда слабокислая;2) нитрат калия, кислота и основание сильные, гидролиз не идет, среда нейтральная;3) сульфат алюминия, сильная кислота и слабое основание, гидролиз по катиону, среда кислая;
• 4) карбонат натрия ― соль, образованная слабой кислотой и сильным основанием: гидролиз по аниону, среда щелочная:
• Na2СO3+ HOH  HСO3– + OH – + 2Na+
• Ответ: 4

• Среда раствора силиката калия1) щелочная   2) кислая   3) нейтральная   4) слабокислая

• Установите соответствие между формулой соли и ионным уравнением гидролиза этой соли:

Ответ: 1В, 2Г, 3А, 4Б

• Как скажется на состоянии химического равновесия в системе?

Fe2+ + H2O FeOH+ + H+ – Q1) добавление H2SO42) добавление KOH3) нагревание раствора

При ответе на этот вопрос надо учитывать, что добавляемые вещества – электролиты. Поставляемые ими ионы могут, как непосредственно влиять на равновесие, так и взаимодействовать с одним из ионов, участвующих в обратимой реакции.

1. добавление H2SO4:
2. H2SO4  2H+ + SO42–повышение концентрации ионов водорода приводит, по принципу Ле Шателье, к смещению равновесия в системе влево (обратная реакция)
3. добавление KOH:
4. KOH K+ + OH– ;
5. H+ + OH– H2Oгидроксид-ионы связывают ионы водорода в малодиссоциирующее вещество, воду. Снижение концентрации ионов водорода приводит, по принципу Ле Шателье, к смещению равновесия в системе вправо (прямая реакция)
6. нагревание раствора

По принципу Ле Шателье, повышение температуры приводит к смещению равновесия в сторону протекания эндотермической реакции, т.е. – вправо (прямая реакция)

• Между собой водные растворы сульфата и фосфата натрия можно различить с помощью

1. гидроксида натрия2) серной кислоты3) фенолфталеина (так как Na3PO4 это соль сильного основания и средне-слабой кислоты, гидролизуется по аниону)4) фосфорной кислоты

• Установите соответствие между названиями солей и средой их растворов.

НАЗВАНИЕ СОЛИ

• 1) нитрит калия2) сульфат железа3) карбонат калия
• 4) хлорид алюминия
• СРЕДА РАСТВОРА
• А) кислаяБ) нейтральная
• В) щелочная

Ответы: 1Б, 2А, 3В, 4А

• Установите соответствие между формулой соли и способностью этой соли к гидролизу.

ФОРМУЛА СОЛИ

1. 1) Zn(CH3COO)22S4) (NH4)2SO4
2. СПОСОБНОСТЬ К ГИДРОЛИЗУ
3. А) гидролиз по катионуБ) гидролиз по анионуВ) гидролиз по катиону и аниону
4. Г) гидролизу не подвергается

Ответы: 1В, 2Г, 3Б, 4А

Источник: https://infourok.ru/teoreticheskie-osnovi-i-primeri-ekzamenacionnih-zadaniy-ege-po-himii-v-teme-gidroliz-neorganicheskih-soedineniy-1414168.html