Кислотный гидролиз, 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!

Кислотный гидролиз – понятие применимое к химическим соединениям органической природы. Это реакция взаимодействия веществ с водой, которая протекает в присутствии сильных минеральных кислот, таких как серная, соляная или азотная. Для большинства органических соединений, кислотный гидролиз, в отличие от щелочного, обратимый процесс.

Рассмотрим принцип кислотного гидролиза на примерах веществ разных классов – сложных эфиров, углеводов и т.д. В результате данной реакции происходит разрыв связей углерода с атомами кислорода, азота, серы и других заместителей (C-O, C-N, C-Cl).

а) сложные эфиры – образуются карбоновая кислота и спирт.

Уравнение гидролиза сложных эфиров в общем виде:

• Уравнение гидролиза этилового эфира пропионовой кислоты (этилпропионата):
• CH3-CH2-COO-CH2-CH3 + H2O (H+) ↔ CH3-CH2-COOH + CH3-CH2-OH.
• б) углеводы гидролизуются начиная с дисахаридов, в ходе реакции образуются моносахариды.
• Уравнение гидролиза сахарозы в присутствии серной кислоты:
• С12H22O11 + H2O ↔ C6H12O6 (глюкоза) + C6H12O6 (фруктоза).
• Уравнение гидролиза крахмала в присутствии серной кислоты:
• (C6H10O5)n + nH2O ↔ nC6H12O6 (глюкоза).
• Уравнение гидролиза целлюлозы в присутствии серной кислоты:
• (C6H10O5)n + nH2O ↔ nC6H12O6 (глюкоза).
• в) нитрилы – образуются амиды
• R-C≡N + H2O ↔ R-C(O)-NH2.

Примеры решения задач

Понравился сайт? Расскажи друзьям!

Источник: http://ru.solverbook.com/spravochnik/ximiya/11-klass/gidroliz/kislotnyj-gidroliz/

Необратимый гидролиз бинарных соединений

Бинарные соединения – соединения, образованные двумя химическими элементами.

Например, PCl5, H2O, Mg3N2, Ca2Si и т.д.

• Бинарные соединения делят на ионные и ковалентные.
• Ионными называют такие бинарные соединения, которые образованы атомами металла и неметалла.
• Ковалентными называют бинарные соединения, образованные двумя неметаллами.

Общая информация по гидролизу бинарных соединений

Многие бинарные соединения способны разлагаться под действием воды. Такая реакция бинарных соединений с водой называется необратимым гидролизом.

1. Необратимый гидролиз практически всегда протекает с сохранением степеней окисления всех элементов. В результате взаимодействия бинарных соединения с водой всегда:
2. ✓ элемент в отрицательной степени окисления переходит в состав водородного соединения;
3. ✓ элемент в положительной степени окисления переходит в состав соответствующего гидроксида.

Напомним, что гидроксид неметалла – это ни что иное, как соответствующая кислородсодержащая кислота. Так, например, гидроксид серы (VI) — это серная кислота H2SO4.

Так, например, попробуем записать уравнение необратимого гидролиза фосфида кальция Ca3P2, опираясь на информацию, представленную выше.

В фосфиде кальция мы имеем кальций в степени окисления «+2» и фосфор в степени окисления «-3». Как уже было сказано, в результате взаимодействия с водой должно образоваться водородное соединение элемента в отрицательной степени окисления (т.е. фосфора) и соответствующий гидроксид элемента в положительной степени окисления.

Это значит, что в образующемся водородном соединении фосфор будет иметь ту же степень окисления, что и в исходном фосфиде, т.е. «-3», исходя из чего легко записать формулу самого водородного соединения – PH3 (газ фосфин).

В то же время, кальций, как элемент в положительной степени окисления, должен перейти в состав соответствующего гидроксида с сохранением степени окисления «+2», т.е. в Ca(OH)2.

• Таким образом, без расстановки коэффициентов реакция будет описываться следующей схемой:
• Ca3P2 + H2O = PH3 + Ca(OH)2
• Расставив коэффициенты получаем уравнение:
• Ca3P2 + 6H2O = 2PH3 + 3Ca(OH)2
• Используя аналогичный алгоритм, запишем уравнение гидролиза пентахлорида фосфора PCl5.
• В данном соединении мы имеем фосфор в степени окисления «+5» и хлор в степени окисления «-1».
• Очевидно, что водородным соединением хлора с хлором в степени окисления «-1» будет HCl.
• В свою очередь, поскольку элемент в положительной степени окисления относится к неметаллам, его гидроксидом будет кислородсодержащая кислота с фосфором в той же степени окисления «+5».
• При условии, что вы знаете формулы всех неорганических кислот, несложно догадаться, что данным гидроксидом является фосфорная кислота H3PO4.
• Само уравнение при этом после расстановки коэффициентов будет иметь вид:
• PCl5 + 4H2O = H3PO4 + 5HCl
• Как видите, если вам дали формулу бинарного соединения и попросили записать уравнения его гидролиза, то ничего сложного в этом нет.

Какие ионные бинарные соединения способны вступать в реакцию необратимого гидролиза?

1. Для успешной сдачи ЕГЭ нужно запомнить, что из ионных бинарных соединений в реакцию необратимого гидролиза водой вступают:
2. 1) нитриды щелочных металов (ЩМ), щелочноземельных металлов (ЩЗМ) и магния:
3. Na3N + 3H2O = NH3 + 3NaOH
4. Ca3N2 + 6H2O = 2NH3 + 3Ca(OH)2
5. 2) фосфиды ЩМ, ЩЗМ и магния:
6. Na3P + 3H2O = PH3 + 3NaOH
7. Ca3P2 + 6H2O = 2PH3 + 3Ca(OH)2
8. 3) силициды ЩМ, ЩЗМ и магния:
9. Na4Si + 4H2O = SiH4 + 4NaOH
10. Ca2Si + 4H2O = SiH4 + 2Ca(OH)2
11. 4) карбиды ЩМ, ЩЗМ и магния. Знать нужно формулы только двух карбидов — Al4C3 и CaC2 и, соответственно, уметь записывать уравнения их гидролиза:
12. Al4C3 + 12H2O = 3CH4 + 4Al(OH)3
13. CaC2 + 2H2O = C2H2 + Ca(OH)2
14. 5) сульфиды алюминия и хрома:
15. Al2S3 + 6H2O = 3H2S + 2Al(OH)3
16. Cr2S3 + 6H2O = 3H2S + 2Cr(OH)3
17. 6) гидриды ЩМ, ЩЗМ, Mg, Al:
18. NaH + H2O = H2 + NaOH
19. CaH2 + 2H2O = 2H2 + Ca(OH)2
20. AlH3 + 3H2O = 3H2 + Al(OH)3

Гидролиз гидридов металлов – редкий пример окислительно-восстановительного гидролиза. Фактически, в данной реакции объединяются ионы водорода H+ и анионы водорода H—, в следствие чего образуются нейтральные молекулы H2 с водородом в степени окисления, равной 0.

Какие ковалентные бинарные соединения вступают в реакцию гидролиза?

• Из ковалентных бинарных соединений, способных вступать в реакцию необратимого гидролиза, нужно знать про:
• 1) галогениды фосфора III и V.
• Например, PCl3, PCl5:
• PCl5 + 4H2O = 5HCl + H3PO4
• PCl3 + 3H2O = 3HCl + H3PO3
• 2) галогениды кремния:
• SiCl4 + 3H2O = 4HCl + H2SiO3

Гидролиз бинарных соединений действием растворов кислот и щелочей

1. Помимо обычного гидролиза водой существует также вариант гидролиза, при котором бинарное соединение обрабатывают водным раствором щелочи или кислоты.

2. Как в таком случае записать уравнение гидролиза?
3. Для того, чтобы записать уравнение гидролиза бинарного соединения водным раствором щелочи или кислоты, нужно:
4. 1) в первую очередь, представить, какие продукты образовались бы при обычном гидролизе водой.

5. Например, мы хотим записать уравнение щелочного гидролиза соединения PCl5 действием водного раствора KOH.
6. Тогда, согласно этому пункту, мы должны вспомнить какие продукты образуются при обычном гидролизе.

   В нашем случае это HCl и H3PO4

2) посмотреть на отношение этих продуктов к средообразователю (кислоте или щелочи) – реагируют они или нет. Если продукты обычного гидролиза реагируют со средообразователем, то запомнить продукты этого взаимодействия.

Возвращаясь к нашему случаю с PCl5, мы должны посмотреть на то, как относятся к щелочи продукты обычного гидролиза, т.е. HCl и H3PO4. Оба данных соединения в водном растворе являются кислотами, в связи с чем существовать в щелочной среде не могут. В частности, с гидроксидом калия они прореагируют, образуя соответственно соли KCl и K3PO4

3) в конечном уравнении в качестве продуктов записать то, что получается при взаимодействии со средообразователем. Воду при этом мы пока не пишем, вывод о том, писать ее или нет, делаем после попытки уравнивания реакции без нее.

• Таким образом, следуя этому принципу, запишем:
• PCl5 + KOH = KCl + K3PO4
• Уже до начала расстановки коэффициентов очевидно, что есть необходимость в записи в качестве одного из продуктов реакции воды, поскольку в левой части присутствует водород, а в правой его нет.
• Таким образом, суммарная схема реакции будет иметь вид:
• PCl5 + KOH = KCl + K3PO4 + H2O
• А само уравнение после расстановки коэффициентов будет выглядеть так:
• PCl5 + 8KOH = 5KCl + K3PO4 + 4H2O
• Следует отметить, что щелочной гидролиз ионных соединений чаще всего не отличается от обычного гидролиза действием воды, поскольку чаще всего ни один продукт обычного гидролиза с щелочью не взаимодействует.
• Аналогично, можно сказать, что кислотный гидролиз ковалентных бинарных соединений не будет отличаться от водного.
• В связи с этим имеет смысл более детально рассмотреть кислотный гидролиз ионных бинарных соединений и щелочной гидролиз ковалентных бинарных соединений.

Кислотный гидролиз ионных бинарных соединений

1. Со всеми перечисленными ионными бинарными соединениями, участвовавшими в реакциях обычного гидролиза водой, можно записать соответствующие уравнения их кислотного гидролиза.

   Возьмем в качестве примера водный раствор соляной кислоты:

2. 1) Ca3P2 + 6HCl = 3CaCl2 + 2PH3
3. 2) Mg2Si + 4HCl(р-р) = 2MgCl2 + SiH4
4. 3) Al4C3 + 12HCl(р-р) = 4AlCl3 + 3CH4
5. 4) Al2S3 + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2S
6. 5) Ca3N2 + 8HCl(р-р) = 3CaCl2 + 2NH4Cl

Обратите внимание, что вместо водородного соединения в случае нитридов металлов образуется продукт его взаимодействия с соляной кислотой (NH3 + HCl = NH4Cl). Следует отметить, что нитриды металлов – единственный случай, когда при кислотном гидролизе ионного бинарного соединения не выделяется газообразное водородное соединение. Связано это с тем, что по сравнению с другими водородными соединениями неметаллов, только у аммиака основные свойства выражены в значительной степени.

6) CaH2 + 2HCl(р-р) = CaCl2 + 2H2

Как можно заметить, кислотный гидролиз гидридов металлов также относится к окислительно-восстановительным реакциям. В результате этой реакции образуется простое вещество водород. Связано это с тем, что водород с кислотами не реагирует.

Щелочной гидролиз ковалентных бинарных соединений

• Щелочному гидролизу среди ковалентных соединений подвержены все те же бинарные соединения, что и обычному гидролизу водой, то есть галогениды фосфора и кремния:
• PBr5 + 8NaOH = Na3PO4 + 5NaBr + 4H2O
• SiCl4 + 6KOH = K2SiO3 + 4KCl + 3H2O
• Щелочной гидролиз галогенидов фосфора III в ЕГЭ не встретится из-за специфических свойства фосфористой кислоты.
• Тем не менее, для тех, кто хочет, ниже предоставляю пример такого рода уравнений с пояснением:
• Посмотреть

PCl3 + 5KOH = K2HPO3 + 3KCl + 2H2O

Поскольку фосфористая кислота является двухосновной, то несмотря на наличие трех атомов водорода, при ее реакции с щелочью на атомы металла способны заместиться только два атома водорода.

Источник: https://scienceforyou.ru/teorija-dlja-podgotovki-k-egje/neobratimyj-gidroliz-binarnyh-soedinenij

Задачи к разделу Гидролиз солей

В данном разделе представлены задачи к разделу Гидролиз солей Задача 1. Определите степень гидролиза и pH 0,005 н. KCN, KHCN = 4,9·10-10

Показать решение »

• Решение.
• KCN ↔ K+ + CN—
• CN— + HOH ↔ HCN + OH—
• K+ + HOH ↔ реакция практически не идет
• KCN + HOH ↔ HCN + KOH
• Константа и степень гидролиза связаны соотношением:
• Kг = С·h2, отсюда
• h = (Kг/С)1/2
• Сначала найдем константу гидролиза КСN:
• Kг = KH2O/Kк-ты
• Kг =10-14/4,9·10-10 = 0,2·10-4
• h = (0,2·10-4/0,005)1/2 = 0,063
• Применив закон действующих масс к реакции получим:
• Kг = [HCN]·[KOH]/[KCN]
• Концентрация образовавшейся кислоты равна концентрации гидроксид ионов, тогда
• Kг = [OH—]2/[KCN]
• Используя это выражение можно вычислить pH раствора:
• [OH—] = (Kг·[KCN])1/2

[OH—] = (0,2·10-4·0,005)1/2 = 3,16·10-4 моль/л [H+] = 10-14/3,16·10-4 = 0,32·10-10 моль/л

pH = -lg[H+] =-lg 0,32·10-10 = 10,5

Задача 2. Кремниевая кислота слабее угольной. Запишите уравнения гидролиза карбоната и силиката натрия и возможные значения рН среды при равных исходных концентрациях солей и одинаковой температуре растворов.

Показать решение »

1. Решение.
2. Na2CO3 – соль, образованная сильным основанием и слабой кислотой, гидролиз по аниону
3. Na2CO3 ↔ 2Na+ + CO32-

I ступень	CO32- + HOH = HCO3— + OH— , pH > 7Na2CO3 + HOH = NaHCO3 + NaOH
II ступень	HCO3— + HOH = H2CO3 + OH— , pH > 7NaHCO3— + HOH = H2CO3 + NaOH

• По II ступени при обычных условиях гидролиз не идет.
• Kг1 = [HСO3—]·[OH—]/[ CO32-] = KH2O/Kк—ты2 = 10-14/4,69·10-11 = 0,21·10-3
• Kг2 = [H2СO3]·[OH—]/[ HCO3—] = KH2O/Kк—ты1 = 10-14/4,45·10-7 = 0,22·10-7

по I ступени гидролиз протекает в большей степени, т.к. Kг1 > Kг2

Найдем концентрацию гидроксид-ионов и значение pH, допустив, что Ск-ты = 1 М:

[OH—]I = (Kг1·Ск-ты)1/2 = (0,21·10-3)1/2 = 1,44·10-2 [OH—]II = (Kг2·Ск-ты)1/2 = (0,22·10-7)1/2 = 1,47·10-4

1. pOHI = -lg[OH—] = -lg1,44·10-2 = 1,84; pHI = 14 – 1,84 = 12,16
2. pOHII = -lg[OH—] = -lg1,47·10-4 = 3,83; pHII = 14 – 3,83 = 10,17
3. Na2SiO3– соль, образованная сильным основанием и слабой кислотой, гидролиз по аниону
4. Na2SiO3 ↔ 2Na+ + SiO32-

I ступень	SiO32- + HOH = HSiO3— + OH—, pH > 7Na2SiO3 + HOH = NaHSiO3 + NaOH
II ступень	HSiO3— + HOH = H2SiO3 + OH—, pH > 7NaHSiO3 + HOH = H2SiO3 + NaOH

Kг1 = [HSiO3—]·[OH—]/[ SiO32-] = KH2O/Kк—ты2 = 10-14/1,6·10-12 = 0,62·10-2

Источник: http://zadachi-po-khimii.ru/obshaya-himiya/zadachi-k-razdelu-gidroliz-solej.html

Гидролиз органических и неорганических соединений

В ходе урока мы изучим тему «Гидролиз. Среда водных растворов. Водородный показатель». Вы узнаете о гидролизе – обменной реакции вещества с водой, приводящей к разложению химического вещества. Кроме того, будет введено определение водородному показателю – так называемому РН.

Гид­ро­лиз – это об­мен­ная ре­ак­ция ве­ще­ства с водой, при­во­дя­щая к его раз­ло­же­нию. 

По­про­бу­ем разо­брать­ся в при­чине дан­но­го яв­ле­ния.

Элек­тро­ли­ты де­лят­ся на силь­ные элек­тро­ли­ты и сла­бые. См. Табл. 1.

Вода от­но­сит­ся к сла­бым элек­тро­ли­там и по­это­му дис­со­ци­и­ру­ет на ионы лишь в незна­чи­тель­ной сте­пе­ни  

Ионы ве­ществ, по­па­да­ю­щие в рас­твор, гид­ра­ти­ру­ют­ся мо­ле­ку­ла­ми воды. Но при этом может про­ис­хо­дить и дру­гой про­цесс.

На­при­мер, ани­о­ны соли, ко­то­рые об­ра­зу­ют­ся при её дис­со­ци­а­ции,  могут вза­и­мо­дей­ство­вать с ка­ти­о­на­ми во­до­ро­да, ко­то­рые, пусть и в незна­чи­тель­ной сте­пе­ни, но все-та­ки об­ра­зу­ют­ся при дис­со­ци­а­ции воды.

При этом может про­ис­хо­дить сме­ще­ние рав­но­ве­сия дис­со­ци­а­ции воды. Обо­зна­чим анион кис­ло­ты Х-.

Пред­по­ло­жим, что кис­ло­та силь­ная. Тогда она по опре­де­ле­нию прак­ти­че­ски пол­но­стью рас­па­да­ет­ся на ионы. Если кис­ло­та сла­бая, то она дис­со­ци­и­ру­ет непол­но­стью.

Она будет об­ра­зо­вы­вать­ся при при­бав­ле­нии в воду из ани­о­нов соли и ионов во­до­ро­да, по­лу­ча­ю­щих­ся при дис­со­ци­а­ции воды.

Но, по пра­ви­лу Ле Ша­те­лье, при умень­ше­нии кон­цен­тра­ции ионов во­до­ро­да рав­но­ве­сие сме­ща­ет­ся в пер­вой ре­ак­ции в сто­ро­ну их об­ра­зо­ва­ния, т. е. впра­во.

Ионы во­до­ро­да будут свя­зы­вать­ся с иона­ми во­до­ро­да воды, а гид­рок­сид ионы – нет, и их ста­нет боль­ше, чем было в воде до при­бав­ле­ния соли. Зна­чит, среда рас­тво­ра будет ще­лоч­ная.

Ин­ди­ка­тор фе­нол­фта­ле­ин ста­нет ма­ли­но­вым. См. рис. 1.

Ана­ло­гич­но можно рас­смот­реть вза­и­мо­дей­ствие ка­ти­о­нов с водой. Не по­вто­ряя всю це­поч­ку рас­суж­де­ний, поды­то­жи­ва­ем, что если ос­но­ва­ние сла­бое, то в рас­тво­ре будут на­кап­ли­вать­ся ионы во­до­ро­да, и среда будет кис­лая.

II. Классификация катионов и анионов

III. Отношение к гидролизу солей разных типов

По­сколь­ку и ка­ти­о­ны и ани­о­ны, со­глас­но дан­ной клас­си­фи­ка­ции, бы­ва­ют двух типов, то всего су­ще­ству­ет 4 раз­но­об­раз­ных ком­би­на­ции при об­ра­зо­ва­нии их солей. Рас­смот­рим, как от­но­сит­ся к гид­ро­ли­зу каж­дый из клас­сов этих солей. 

1.  Гидролиз не возможен (гидролиз соли, образованной сильным основанием и сильной кислотой)

Соль, образованная сильным основанием и сильной кислотой (KBr, NaCl, NaNO3), гидролизу подвергаться не будет, так как в этом случае слабый электролит не образуется.

рН таких растворов = 7. Реакция среды остается нейтральной.

2. Гидролиз по катиону (в реакцию с водой вступает только катион, т.е. это гидролиз соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой)

• Видео — Эксперимент: «Гидролиз солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой»
• В соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой (FeCl2, NH4Cl, Al2(SO4)3,MgSO4) гидролизу подвергается катион:
• FeCl2 + HOH Fe(OH)Cl + HCl Fe2+ + 2Cl- + H+ + OH-  FeOH+ + 2Cl- + Н+
• В результате гидролиза образуется слабый электролит, ион H+ и другие ионы.                       
• рН раствора < 7 (раствор приобретает кислую реакцию).
• Подведем итог тому, что вы узнали о гидролизе по катиону:
• 1) по катиону соли, как правило, гидролизуются обратимо;
• 2) химическое равновесие реакций сильно смеще­но влево;
• 3) реакция среды в растворах таких солей кислот­ная (рН < 7);
• 4) при гидролизе солей, образованных слабыми многокислотными основаниями, получаются основные соли.

3. Гидролиз по аниону (в реакцию с водой вступает только анион, т.е. это гидролиз соли, образованной сильным основанием и слабой кислотой)

1. Видео — Эксперимент: «Гидролиз солей, образованных сильным основанием и слабой кислотой»
2. Соль, образованная сильным основанием и слабой кислотой (КClO, K2SiO3, Na2CO3,CH3COONa) подвергается гидролизу по аниону, в результате чего образуется слабый электролит, гидроксид-ион ОН- и другие ионы.
3. K2SiO3 + НОH KHSiO3 + KОН 2K+ +SiO32- + Н+ + ОH- НSiO3- + 2K+ + ОН-
4. рН таких растворов > 7 (раствор приобретает щелочную реакцию).
5. Подведем итог тому, что вы узнали о гидролизе по аниону:
6. 1) по аниону соли, как правило, гидролизуются обратимо;
7. 2) химическое равновесие в таких реакциях силь­но смещено влево;
8. 3) реакция среды в растворах подобных солей ще­лочная (рН > 7);
9. 4) при гидролизе солей, образованных слабыми многоосновными кислотами, получаются кис­лые соли.

4. Совместный гидролиз: и по катиону, и по аниону (в реакцию с водой вступает и катион и анион, т.е. это гидролиз соли, образованной слабым основанием и слабой кислотой)

Соль, образованная слабым основанием и слабой кислотой (СН3СООNН4, (NН4)2СО3,Al2S3), гидролизуется и по катиону, и по аниону. В результате образуются малодиссоциирующие основание и кислота. рН растворов таких солей зависит от относительной силы кислоты и основания. Мерой силы кислоты и основания является константа диссоциации соответствующего реактива.

• Реакция среды этих растворов может быть нейтральной, слабокислой или слабощелочной: 
• Al2S3 + 6H2O =>2Al(OH)3↓+ 3H2S↑
• Гидролиз — процесс обратимый. 
• Гидролиз протекает необратимо, если в результате реакции образуется нерастворимое основание и (или) летучая кислота
• Видео — Эксперимент: «Гидролиз солей»
• Видео — Эксперимент: «Гидролиз солей, образованных слабым основанием и слабой кислотой»
• IV. Алгоритм составления уравнений гидролиза солей

Ход рассуждений	Пример
1. Определяем силу электролита – основания и кислоты, которыми образована рассматриваемая соль. Помните! Гидролиз всегда протекает по слабому электролиту, сильный электролит находится в растворе в виде ионов, которые не связываются водой. Кислота Основания Слабые -CH3COOH, H2CO3, H2S, HClO, HClO2 Средней силы – H3PO4 Сильные — НСl, HBr, HI, НNО3, НСlO4, Н2SO4 Слабые – все нерастворимые в воде основания и NH4OH Сильные – щёлочи (искл.  NH4OH)	Na2CO3 – карбонат натрия, соль образованная сильным основанием (NaOH) и слабой кислотой (H2CO3)
2. Записываем диссоциацию соли в водном растворе, определяем ион слабого электролита, входящий в состав соли	2Na+ + CO32- + H+OH- ↔ Это гидролиз по аниону От слабого электролита в соли присутствует анион CO32- , он будет связываться молекулами воды в слабый электролит – происходит гидролиз по аниону.
3. Записываем полное ионное уравнение гидролиза – ион слабого электролита связывается молекулами воды	2Na+ + CO32- + H+OH- ↔ (HCO3)- + 2Na+ + OH- В продуктах реакции присутствуют ионы ОН-, следовательно, среда щелочная pH>7
4. Записываем молекулярное гидролиза	Na2CO3 + HOH ↔ NaHCO3 + NaOH

V. Практическое применение гидролиза

На практике с гидролизом учителю приходится сталкиваться, например при приготовлении растворов гидролизующихся солей (ацетат свинца, например). Обычная “методика”: в колбу наливается вода, засыпается соль, взбалтывается. Остается белый осадок.

Добавляем еще воды, взбалтываем, осадок не исчезает.

Добавляем из чайника горячей воды – осадка кажется еще больше… А причина в том, что одновременно с растворением идет гидролиз соли, и белый осадок, который мы видим это уже продукты гидролиза – малорастворимые основные соли.

Все наши дальнейшие действия, разбавление, нагревание, только усиливают степень гидролиза. Как же подавить гидролиз? Не нагревать, не готовить слишком разбавленных растворов, и поскольку главным образом мешает гидролиз по катиону – добавить кислоты. Лучше соответствующей, то есть уксусной.

Важную роль играет гидролиз в процессе обезжелезивания воды методом аэрации. При насыщении воды кислородом, содержащийся в ней гидрокарбонат железа(II) окисляется до соли железа(III), значительно сильнее подвергающегося гидролизу. В результате происходит полный гидролиз и железо отделяется в виде осадка гидроксида железа(III).

На этом же основано применение солей алюминия в качестве коагулянтов в процессах очистки воды. Добавляемые в воду соли алюминия в присутствии гидрокарбонат-ионов полностью гидролизуются и объемистый гидроксид алюминия коагулирует, увлекая с собой в осадок различные примеси.

VI. Задания для закрепления

Задание №1. Запишите уравнения гидролиза солей и определите среду водных растворов (рН) и тип гидролиза:Na2SiO3 , AlCl3, K2S.

1. Задание №2. Составьте уравнения гидролиза солей, определите тип гидролиза и среду  раствора:Сульфита калия, хлорида натрия, бромида железа (III)
2. Задание №3. Составьте уравнения гидролиза, определите тип гидролиза и среду водного раствора соли для следующих веществ:сульфид калия — K2S,  бромид алюминия — AlBr3,  хлорид лития – LiCl, фосфат натрия — Na3PO4,  сульфат калия — K2SO4,  хлорид цинка — ZnCl2, сульфит натрия — Na2SO3,  сульфат аммония — (NH4)2SO4,  бромид бария — BaBr2
3. ЦОРы
4. Видео — Эксперимент: «Гидролиз солей»
5. Видео — Эксперимент: «Гидролиз солей, образованных сильным основанием и слабой кислотой»
6. Видео — Эксперимент: «Гидролиз солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой»
7. Видео — Эксперимент: «Гидролиз солей, образованных слабым основанием и слабой кислотой»
8. Видео — Эксперимент: «Усиление гидролиза солей при нагревании»

Источник: https://kardaeva.ru/dlya-uchenika/11-klass/298-gidroliz-organicheskikh-i-neorganicheskikh-soedinenij