Как составить уравнение гидролиза соли по катиону

Темы кодификатора ЕГЭ: Гидролиз солей. Среда водных растворов: кислая, основная и щелочная.

Гидролиз – взаимодействие веществ с водой. Гидролизу подвергаются разные классы неорганических и органических веществ: соли, бинарные соединения, углеводы, жиры, белки, эфиры и другие вещества. Гидролиз солей происходит, когда ионы соли способны образовывать с Н⁺ и ОН^— ионами воды малодиссоциированные электролиты.

Гидролиз солей может протекать:

→ обратимо: только небольшая часть частиц исходного вещества гидролизуется.

→ необратимо: практически все частицы исходного вещества гидролизуются.

Для оценки типа гидролиза необходимо рассмотреть соль, как продукт взаимодействия основания и кислоты. Любая соль состоит из металла и кислотного остатка. Металлы соответствует основание или амфотерный гидроксид (с той же степенью окисления, что и в соли), а кислотному остатку — кислота. Например, карбонату натрия Na₂CO₃ соответствует основание — щелочь NaOH и угольная кислота H₂CO₃.

Обратимый гидролиз солей

Механизм обратимого гидролиза будет зависеть от состава исходной соли. Можно выделить 4 основных варианта, которые мы рассмотрим на примерах:

1. Соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой, гидролизуются ПО АНИОНУ.

Примеры таких солей — CH₃COONa, Na₂CO₃, Na₂S, KCN.

Реакция гидролиза:

CH₃COONa + HOH ↔ CH₃COOH + NaOH

в ионной форме:

CH₃COO^— + Na⁺ + HOH ↔ CH₃COOH + Na⁺ + OH^—

сокращенное ионное уравнение:

CH₃COO^— + HOH ↔ CH₃COOH +  OH^—

Таким образом, при гидролизе таких солей в растворе образуется небольшой избыток гидроксид-ионов OH^—. Водородный показатель такого раствора рН>7.

Гидролиз солей многоосновных кислот (H₂CO₃, H₃PO₄ и т.п.) протекает ступенчато, с образованием кислых солей:

CO₃^2- + HOH ↔ HCO₃^2- + OH^—

или в молекулярной форме:

Na₂CO₃ + HOH ↔ NaHCO₃  + NaOH

2 ступень:

HCO₃^— + HOH ↔ H₂CO₃ + OH^—

или в молекулярной форме:

NaHCO₃ + HOH ↔ H₂CO₃ + NaOH

Продукты гидролиза по первой ступени подавляют вторую ступень гидролиза, в результате вторая ступень гидролиза протекает незначительно.

2. Соли, образованные слабым основанием и сильной кислотой, гидролизуются ПО КАТИОНУ. Пример такой соли: NH₄Cl, FeCl₃, Al₂(SO₄)₃ Уравнение гидролиза:

NH₄⁺ + HOH ↔ NH₃·H₂O + H⁺

или в молекулярной форме:

NH₄Cl + HOH ↔ NH₃·H₂O + HCl

При этом катион слабого основания притягивает гидроксид-ионы из воды, а  в растворе возникает избыток ионов Н⁺. Водородный показатель такого раствора рН<7.

 Соли, образованные многокислотными основаниями, гидролизуются ступенчато, образуя катионы основных солей. Например:

I  ступень:

Fe³⁺ + HOH ↔ FeOH²⁺ + H⁺

FeCl₃ + HOH ↔ FeOHCl₂ + HCl

II ступень:

FeOH²⁺ + HOH ↔ Fe(OH)₂⁺ + H⁺

FeOHCl₂ + HOH ↔ Fe(OH)₂Cl+ HCl

III ступень:

Fe(OH)₂⁺ + HOH ↔ Fe(OH)3 + H⁺

Fe(OH)₂Cl + HOH ↔ Fe(OH)₃ + HCl

Гидролиз по второй и, в особенности, по третьей ступени практически не протекает при комнатной температуре.

3. Соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой, гидролизуются И ПО КАТИОНУ, И ПО АНИОНУ.

Примеры таких солей:  CH₃COONH₄, (NH₄)₂CO₃, HCOONH₄,

Уравнение гидролиза:

CH₃COO^— + NH₄⁺ + HOH ↔ CH₃COOH +  NH₃·H₂O

CH₃COONH₄ + HOH ↔ CH₃COOH +  NH₃·H₂O

В этом случае реакция раствора зависит от соотношения констант диссоциации образующихся кислот и оснований. В большинстве случаев реакция раствора будет примерно нейтральной, рН ≅ 7. Точное значение рН зависит от относительной силы основания и кислоты.

4. Гидролиз солей, образованных сильным основанием и сильной кислотой, в водных растворах НЕ ИДЕТ.

Сведем вышеописанную информацию в общую таблицу:

Необратимый гидролиз

Необратимый гидролиз происходит, если при гидролизе выделяется газ, осадок или вода, т.е. вещества, которые при данных условиях не могут взаимодействовать между собой. Необратимый гидролиз является химической реакцией, т.к. реагирующие вещества взаимодействуют практически полностью.

Варианты необратимого гидролиза:

1. Гидролиз, в который вступают растворимые соли 2х-валентных металлов (Be²⁺, Co²⁺, Ni²⁺, Zn²⁺, Pb²⁺, Cu²⁺ и др.) с сильным ионизирующим полем (слабые основания) и растворимые карбонаты/гидрокарбонаты. При этом образуются нерастворимые основные соли (гидроксокарбонаты):

2MgCl₂ + 2Na₂CO₃ + H₂O = Mg₂(OH)₂CO₃ + 4NaCl + CO₂

2МеCl₂ + 2Na₂CO₃ + Н₂О = (МеОН)₂CO₃ + 4NaCl + СО₂ (Ме^II, кроме Fe, Ca,Sr,Ba).

! Исключения: (соли Ca, Sr, Ba и Fe²⁺) – в этом случае получим обычный обменный процесс:

CaCl₂ + Na₂CO₃ = CaCO₃ + 2NaCl,

МеCl₂ + Na₂CO₃ = МеCO₃ + 2NaCl (Ме – Fe, Ca, Sr, Ba).

1. Взаимный гидролиз, протекающий при смешивании двух солей, гидролизованных по катиону и по аниону. Продукты гидролиза по второй ступени усиливают гидролиз по первой ступени и наоборот. Поэтому в таких процессах образуются не просто продукты обменной реакции, а продукты гидролиза (совместный или взаимный гидролиз).Соли металлов со степенью окисления +3 (Al³⁺, Cr³⁺)   и соли летучих кислот (карбонаты, сульфиды, сульфиты) при смешивании в растворе (взаимном гидролизе) образуют осадок гидроксида и газ (H₂S, SO₂, CO₂):

2AlCl₃ + 3K₂S +6H₂O  = 2Al(OH)₃ + 3H₂S↑  + 6KCl,

2CrCl₃ + 3K₂CO₃ + 3H₂O = 2Сr(ОН)₃ + 3СO₂ + 6KCl,

2МеCl₃ + 3Na₂CO₃ + 3Н₂О=2Ме(ОН)₃ + 6NaCl + 3СО₂ (Ме^III),

2МеCl₃ + 3Na₂SO₃ + 3Н₂О=2Ме(ОН)₃ + 6NaCl + 3SО₂ (Ме^III),

2МеCl₃ + 3Na₂S + 3Н₂О=2Ме(ОН)₃ + 6NaCl + 3H₂S (Ме^III).

Соли Fe³⁺ при взаимодействии с карбонатами также при смешивании в растворе (взаимном гидролизе) образуют осадок гидроксида и газ:

2FeCl₃ + 3K₂CO₃ + 3H₂O = 2Fe(ОН)₃ + 3СO₂ + 6KCl

! Исключения: при взаимодействии солей трехвалентного железа с сульфидами реализуется окислительно-восстановительная реакция:

2FeCl₃ + 3K₂S_(изб) = 2FeS + S↓ + 6KCl (при избытке сульфида калия)

При взаимодействии солей трехвалентного железа с сульфитами также реализуется окислительно-восстановительная реакция.

Полные уравнения таких реакций выглядят довольно сложно. Поначалу я рекомендую составлять такие уравнения в 2 этапа: сначала составляем обменную реацию без участия воды, затем разлагаем полученный продукт обменной реакции водой. Сложив эти две реакции и сократив одинаковые вещества, мы получаем полное уравнение необратимого гидролиза.

3. Гидролиз галогенангидридов и тиоангидридов происходит также необратимо. Галогенангидриды разлагаются водой по схеме ионного обмена (H⁺OH^—) до соответствующих кислот (в случае водного гидролиза) и солей (в случае щелочного гидролиза). Степень окисления центрального элемента и остальных при этом не изменяется!

SO₂Cl₂ + 2 H₂O = H₂SO₄ + 2 HCl,

SOCl₂ + 2 H₂O = H₂SO₃ + 2HCl,

PCl₅ + 4 H₂O = H₃PO₄ + 5HCl,

CrO₂Cl₂ + 2H₂O = H₂CrO₄ + 2HCl,

PCl₅ + 8NaOH = Na₃PO₄ + 5NaCl + 4H₂O,

Галогенангидрид – это соединение, которое получается, если в кислоте ОН-группу заменить на галоген. При гидролизе галогенангидридов кислот образуются соответствующие данным элементам и степеням окисления кислоты и галогеноводородные кислоты.

POCl₃ + 3H₂O = H₃PO₄ + 3HCl

Галогенангидриды некоторых кислот:

Кислота	Галогенангидриды
H2SO4	SO2Cl2
H2SO3	SOCl2
H2CO3	COCl2
H3PO4	POCl3, PCl5

Тиоангидриды (сульфангидриды) — так называются, по аналогии с безводными окислами (ангидридами), сернистые соединения элементов (например, Sb₂S₃, As₂S₅, SnS₂, CS₂ и т. п.).

1. Необратимый гидролиз бинарных соединений, образованных металлом и неметаллом:

• сульфиды трехвалентных металлов вводе необратимо гидролизуются до сероводорода и и гидроксида металла:

Al₂S₃ + 6H₂O = 2Al(OH)₃ + 3H₂S

при этом возможен кислотный гидролиз, в таком случае образуются соль металла и сероводород:

Al₂S₃ + 6HCl = 2AlCl₃ + 3H₂S

• гидролиз карбидов приводит к образованию гидроксида металла в водной среде, соли металла в кислой де и соответствующего углеводорода — метана, ацетилена или пропина:

Ca⁺²C^-1₂ + H₂O = Ca⁺²(OH)₂ + C^-1₂H₂

Al⁺³₄C^-4₃ + 12H₂O = 4Al⁺³(OH)₃ + 3C^-4H₄,

Ca₃N₂ + H₂O =

Ca₃P₂ + H₂O =

Mg₂Si + H₂O =

1. Некоторые соли необратимо гидролизуются с образованием оксосолей:

BiCl₃ + H₂O = BiOCl + 2HCl,

SbCl₃ + H₂O = SbOCl  + 2HCl.

Алюмокалиевые квасцы:

KAl(SO₄)₂ + K₂S  + H₂O =

MgCl₂ + NaНCO₃ + H₂O =

ZnSO₄ + CsНCO₃ + H₂O =

CdSO₄ + RbНCO₃ + H₂O =

CaSO₄ + Rb₂CO₃   + H₂O =

FeCl₂ + Rb₂CO₃  + H₂O =

Количественно гидролиз характеризуется величиной, называемой степенью гидролиза.

Степень гидролиза (α) — отношение количества (концентрации) соли, подвергающейся гидролизу, к общему количеству (концентрации) растворенной соли. В случае необратимого гидролиза α≅1.

Факторы, влияющие на степень гидролиза:

1. Температура

Гидролиз — эндотермическая реакция! Нагревание раствора приводит к интенсификации процесса.

Пример: изменение степени гидролиза 0,01 М CrCl₃ в зависимости от температуры:

2. Концентрация соли

Чем меньше концентрация соли, тем выше степень ее гидролиза.

Пример: изменение степени гидролиза Na₂CO₃ в зависимости от температуры:

По этой причине для предотвращения нежелательного гидролиза хранить соли рекомендуется в концентрированном виде.

3. Добавление к реакционной смеси кислоты или щелочи

Изменяя концентрация одного из продуктов, можно смещать равновесие реакции гидролиза в ту или иную сторону.

Пройти тест по теме Гидролиз:

Здесь вы можете потренироваться в решении тестовых заданий в формате ЕГЭ по теме Гидролиз.

Тренировочные тесты по теме «Гидролиз»( с ответами)

Гидролиз (греч. hydor – вода и lysis – разрушение) – процесс расщепления молекул сложных химических веществ за счет
реакции с молекулами воды.

В химии, как и в жизни, разрушается чаще всего нестойкое и слабое (стойкое и сильное выдерживает удар). Запомните, что гидролиз
(вода) разрушает “слабое” – это правило вам очень пригодится.

Любая соль состоит из остатка основания и кислоты. Абсолютно любая:

• NaCl – производное основания NaOH и кислоты HCl
• KNO₃ – производное основания KOH и кислоты HNO₃
• CuSO₄ – производное основания Cu(OH)₂ и кислоты H₂SO₄
• Al₃PO₄ – производное основания Al(OH)₃ и кислоты H₃PO₄
• Ca(NO₂)₂ – производное основания Ca(OH)₂ и кислоты HNO₂

Чтобы успешно решать задания по теме гидролиза и писать реакции, вам следует запомнить, какие основания и кислоты являются
слабыми, а какие – сильными.

При изучении гидролиза я рекомендую ученикам сохранить на гаджет схему, которую вы видите ниже. Для того, чтобы приобрести
нужный опыт – она незаменима. Пользуйтесь ей как можно чаще, подглядывайте в нее и она незаметно окажется в вашем
интеллектуальном составляющем 😉

По катиону, по аниону или нет гидролиза?

Итак, если в состав соли входит остаток сильного основания и остаток сильной кислоты – гидролиза не происходит. Примеры: NaCl, KBr,
CaSO₄. Также гидролиза не происходит, если соль нерастворима (вне зависимости от того, чем она образована): AlPO₄,
FeSO₃, CaSO₃.

Если в состав соли входит остаток слабого основания и остаток сильной кислоты, то гидролиз идет по катиону. Помните, что гидролиз
разрушает слабое, в данном случае – катион. Примеры: AlCl₃, MgBr₂, Cr₂SO₄, NH₄NO₃.

Катион NH₄⁺ и его основание NH₄OH , несмотря на растворимость, является слабым, поэтому гидролиз будет идти
по катиону в соли NH₄Cl. Замечу также, что Ca(OH)₂ считается растворимым основанием, поэтому гидролиза соли CaCl₂
не происходит.

Если в состав соли входит остаток сильного основания и остаток слабой кислоты, то гидролиз идет по аниону. Примеры: K₃PO₄,
NaNO₂, Ca(OCl)₂, Ba(CH₃COO)₂, K₂SiO₃.

Если соль образована остатком слабого основания и слабой кислоты, то гидролиз идет и по катиону, и по аниону. Примеры: Mg(NO₂)₂,
Al₂S₃, Cr₂(SO₃)₃, CH₃COONH₄.

Самостоятельно определите тип гидролиза для CaI₂, Li₂SiO₃, Ba(NO₂)₂, CuBr₂, Zn(H₂PO₄)₂.
Ниже вы найдете решение.

Среда раствора

Среда раствора может быть нейтральной, кислой или щелочной. Определяется типом гидролиза. Некоторые задания могут быть построены так, что, увидев соль,
вы должны будете определить ее тип раствора.

Обрадую вас: если вы усвоили тему гидролиза, сделать это проще простого. В случае, когда гидролиз не идет или идет и по катиону, и по аниону среда
раствора – нейтральная.

Если гидролиз идет по катиону (разрушается остаток основания) среда – кислая, если гидролиз идет по аниону (разрушается остаток кислоты), то среда
раствора будет щелочная. Изучите примеры.

Однако замечу, что в дигидрофосфатах, гидросульфитах и гидросульфатах среда всегда кислая из-за особенностей диссоциации. Примеры:
NH₄H₂PO₄, LiHSO₄. В гидрофосфатах среда щелочная из-за того, что константа диссоциации по третьей ступени меньше, чем константа гидролиза. Примеры: K₂HPO₄, Na₂HPO₄.

Попробуйте определить среду раствора для соединений из самостоятельного задания, которое вы только что решили.
Ниже будет располагаться решение.

С целью запутать в заданиях часто бывают даны синонимы. Так “среду раствора” могут заменить водородным показателем pH.

Запомните, что кислая среда характеризуется pH < 7. В нейтральной pH = 7. В щелочной pH > 7.

Например, в соли CaCl₂ среда раствора будет нейтральной (pH=7), а в растворе AlCl₃ – кислой (pH < 7).

Индикаторы (лат. indicator – указатель)

Индикатор – вещество, используемое в химии для определения среды раствора. В зависимости от среды раствора индикатор способен
менять его цвет, что наглядно отражает характер среды в определенный момент времени.

Наиболее известные и широко применяемые индикаторы: лакмус, фенолфталеиновый и метиловый оранжевый. В зависимости от среды
раствора их окраска меняется, что отражает приведенная ниже таблица.

Для тех, кто обладает хорошей зрительной памятью, будет несложно запомнить эту схему. Но что делать аудиалам и кинестетикам? 🙂
От волнения на экзамене такая таблица легко может раствориться и перепутаться в океане мыслей, поэтому своим ученикам я рекомендую
запомнить индикаторы по стихам.

Только представьте, как приятно будет прочитать стих на экзамене, и убедиться в его безошибочности. Это придаст уверенности и поднимет
настроение 😉

Лакмус

Индикатор лакмус красный
Кислоту укажет ясно.
Индикатор лакмус синий –
Щелочь здесь, не будь разиней!
Когда ж нейтральная среда,
Он фиолетовый всегда.

Фенолфталеин

Фенолфталеиновый
В щелочах малиновый
Несмотря на это –
В кислотах он без цвета.

Метиловый оранжевый

От щелочи я желт как в лихорадке
Я розовею от кислот, как от стыда
И я бросаюсь в воду без оглядки –
Здесь я оранжевый практически всегда!

Гидролизом
солей называют реакции обмена между
водой и растворенными в ней солями.
Гидролиз – частный случай сольволиза
– реакции обмена между растворителем
и растворенным веществом, разновидность
реакций ионного обмена. В результате
протекания гидролиза:

• происходит
  изменение pH
  среды;

• образуются
  малодиссоциирующие соединения.

Механизм
гидролиза. Для
разных типов соединений он различен.
Так, гидролиз
солей можно рассматривать:

во-первых,
как процесс,
обратный реакциям нейтрализации;
реакция нейтрализации между различными
по силе кислотами и основаниями не
всегда протекает до конца вследствие
протекания обратного процесса –
гидролиза образующейся соли, например:

НСN
+ КОН 
КСN + НОН;

во-вторых,
как результат
поляризационного взаимодействия ионов
соли с их гидратной оболочкой (все ионы
в растворе гидратированы); чем значительнее
это взаимодействие, тем интенсивнее
протекает гидролиз.

Рассмотрим
возможные случаи поляризующего действия
ионов на гидратную оболочку:

1. Катионы.

В
водном растворе катионы существуют в
виде катионных аквакомплексов, которые
образуются в результате донорно-акцепторного
взаимодействия К – ОН₂
([Cu(H₂O)₄]²⁺,
[Zn(H₂O)₄]²⁺,
[Al(H₂O)₆]³⁺
и т.д.). Аквакомплексы, в свою очередь,
гидратированы посредством водородных
связей. Можно считать, что чем выше заряд
и меньше размеры катиона, тем сильнее
его акцепторная способность (прочнее
связь К – ОН₂),
тем сильнее поляризуется связь О–Н
координированной молекулы воды и тем
сильнее водородная связь между
координированной молекулой Н₂О
в комплексе и молекулами воды гидратной
оболочки комплекса. Все это может
привести к разрыву связи О–Н в
координированной молекуле Н₂О,
к превращению водородной связи Н…ОН₂
в ковалентную с образованием ОНи гидроксоаквакомплекса по схеме:

В
соответствии с последовательным
усилением акцепторной способности
катионов (увеличением их заряда и
уменьшением размеров) возможны два
случая:

1)
отсутствие заметного разложения молекул
воды:

Na⁺
+ HOH 
реакция практически не идет

Подобным
образом ведут себя слабые акцепторы
электронных пар – катионы щелочных и
щелочно-земельных металлов (Na⁺,
K⁺,
Сs⁺,
Rb⁺,
Fr⁺,
Ca²⁺,
Ba²⁺,
Sr²⁺),
т.е. катионы, образующие сильные основания
– щелочи;

2)
обратимое разложение молекул воды с
образованием гидроксоаквакомплексов:

[Al(OH₂)₆]³⁺
+ HOH 
[Al(OH₂)₅(OH)]²⁺
+ OH₃⁺

или
упрощенно:

Al³⁺
+ HOH 
AlOH²⁺
+ H⁺.

Избыток
ионов Н⁺
обусловливает кислую среду раствора.
Этот случай характерен для двух- и
трехзарядных катионов (Cu²⁺,
Fe²⁺,
Fe³⁺,
Cr³⁺
и т.д.), т.е. катионов, образующих слабые
основания. Чем слабее основание, тем
интенсивнее протекает гидролиз.

1. Анионы.

Их
гидратация осуществляется за счет
водородной связи, которая может перейти
в ковалентную в результате поляризационного
взаимодействия между анионом и молекулами
воды:

Чем
больше отрицательный заряд и меньше
размер аниона, тем он более сильный
донор электронных пар и тем легче
отрывает протон от молекулы воды.
Например, прочность водородной связи
возрастает в ряду анионов, образованных
p-элементами
III
периода:

ClO<
SO<
PO<
SiO.

В
зависимости от электродонорной активности
анионов возможны два случая:

1)
отсутствие заметного разложения молекул
воды:

Cl
+ HOH

реакция практически не идет;

NO
+ HOH

реакция практически не идет;

подобным
образом ведут себя слабые доноры
электронных пар – однозарядные анионы
(Cl
ˉ, Brˉ,
I
ˉ, NO,
ClO),
анионы SO,
SiF
и другие кислотные остатки сильных
кислот;

2)
обратимое разложение молекул воды:

CO
+ HOH

HCO
+ OH
ˉ.

Избыток
ОНˉ– ионов обусловливает щелочную
реакцию среды. Этот случай характерен
для одно- двух- и многозарядных анионов
(СNˉ,
CO,
SO,
S,
PO
и т.д.), т.е. кислотных остатков слабых
кислот и кислот средней силы. Чем слабее
кислота, тем интенсивнее протекает
гидролиз.

Суммарный
эффект гидролиза определяется природой
находящихся в растворе катионов и
анионов.

Различают
следующие варианты взаимодействия
солей с молекулами воды:

I.
Соли сильных
оснований и слабых кислот
(KCN,
CH₃COONa,
Na₂CO₃,
Na₂S,
K₂S
и т.д.).

При
диссоциации данных солей в растворе
образуется катионы, слабо поляризующие
гидратную оболочку, т.е. практически не
взаимодействующие с водой, и анионы,
поляризующие гидратную оболочку, т.е.
обратимо взаимодействующие с водой. В
этом случае гидролиз идет по аниону,
при этом образуется щелочная среда (рН
> 7).

Пример
1: процесс
гидролиза цианида калия, КСN – соль,
образована сильным основанием КОН и
слабой кислотой НСN.

Уравнение
электролитической диссоциации соли:

КCN
= K
+ CN.

Ионно-молекулярные
уравнения гидролиза:

К⁺
+ НОН 
реакция практически не идет,

СN­­¯
+ НОН 
НСN + ОН¯.

Молекулярное
уравнение гидролиза: КСN + НОН 
НСN + КОН.

Пример
2: гидролиз
сульфида натрия,
Nа₂S
– соль образована слабой многоосновной
кислотой Н₂S
и сильным основанием NаОН. Так как
диссоциация многоосновных кислот
протекает ступенчато, то и гидролиз их
солей будет также протекать ступенчато.

Уравнение
электролитической диссоциации соли:

Na₂S
= 2Na
+ S,

I
ступень:

Na⁺
+ HOH

реакция практически не идет,

S
+ HOH

НS
+ ОН

или
в молекулярной форме

Nа₂S
+ НОН 
NаНS
+ NаОН.

II
ступень:

НS^–
+ НОН 
Н₂S
+ ОН^–

х.р.

или
в молекулярной форме

NаНS
+ НОН 
Н₂S
+ NаОН.

х.р.

Гидролиз
по первой ступени всегда протекает в
большей степени, чем по второй. Это
обусловлено уменьшением константы
диссоциации при переходе от К_д1
к К_д2
(для Н₂S
К_д1>К_д2):
поскольку ион НSдиссоциирует слабее, чем Н₂S,
то он и образуется в первую очередь при
гидролизе Nа₂S.

Кроме
того, ионы ОН^–,
образующиеся при гидролизе по первой
ступени, способствуют смещению равновесия
второй ступени влево, т.е. также подавляют
гидролиз по второй ступени.

Вывод:
если соль
образована сильным основанием и слабой
кислотой, то происходит обратимый
гидролиз по аниону. Растворы таких солей
имеют щелочную среду. В обычных условиях
гидролиз по многозарядному аниону
протекает по первой ступени с образованием
кислых солей, т.к. последующие ступени
подавлены из-за накопления в растворе
ионов ОН^–.

II.
Соли слабых
оснований и сильных кислот
(NH₄Cl,
CuCl₂,
CuSO₄,
ZnCl₂,
AgNO₃
и т.д.).

При
диссоциации данных солей образуются
катионы, поляризующие гидратную оболочку,
т.е. обратимо взаимодействующие с водой,
и анионы, слабополяризующие гидратную
оболочку, т.е. практически не
взаимодействующие с водой. В этом случае
гидролиз протекает по катиону, при этом
образуется кислая среда (рН<7). Примером
служит процесс гидролиза СuСl₂,
соли, образованной слабым двукислотным
основанием Сu(ОН)₂
и сильной
кислотой НСl:

СuСl₂
= Сu²⁺
+ Сl,

Сu²⁺
+ НОН 
СuОН⁺
+ Н⁺,

Сl^–
+ НОН 
реакция практически не идет

или
в молекулярной форме

СuСl₂
+ НОН 
СuОНСl
+ НСl.

Так
как диссоциация многокислотных оснований
протекает ступенчато, то и гидролиз их
солей будет протекать также ступенчато,
но константа диссоциации Сu(ОН)₂
по первой ступени К_д1
больше константы диссоциации по второй
ступени К_д2
(К_д1
> К_д2).
Т.е. ион СuОН⁺
диссоциирует слабее, чем Сu(ОН)₂,
то он и образуется в первую очередь при
гидролизе. Кроме того, ионы Н⁺,
образующиеся при гидролизе по первой
ступени, способствуют смещению равновесия
второй ступени влево, т.е. подавляют
гидролиз по второй ступени, он происходит
в ничтожно малой степени и его не
учитывают.

Вывод:
если соль
образована слабым основанием и сильной
кислотой, то происходит обратимый
гидролиз по катиону. Растворы таких
солей имеют кислую среду. В обычных
условиях гидролиз по многозарядному
катиону протекает по первой ступени с
образованием основных солей, т.к.
последующие ступени подавлены из-за
накопления в растворе ионов Н⁺.

III.
Соли слабых
оснований и слабых кислот
(Fe₂(CO₃)₃,
Al₂S₃,
(NH₄)₃PO₄
и т.д.).

При
диссоциации данных солей в растворе
образуются катионы и анионы, поляризующие
гидратную оболочку, т.е. взаимодействующие
с водой. В этом случае гидролиз протекает
и по катиону, и по аниону. Примером может
служить процесс гидролиза СН­₃СООNН₄
– соли, образованной слабой уксусной
кислотой СН­₃СООН
и слабым основанием NН₄ОН.
Запишем ионно-молекулярные уравнения
отдельно для процессов гидролиза катиона
и аниона, протекающих одновременно:

СН­₃СООNН­₄
= СН­₃СОО^–
+ NН₄⁺,

СН­₃СОО^–
+ НОН 
СН­₃СООН
+ ОН^–,

х.р.

NН₄⁺
+ НОН 
NН₄ОН
+ Н⁺.

х.р.

Итак,
при гидролизе аниона образуются ионы
ОН^–,
а при гидролизе катиона – ионы Н⁺.
Эти ионы не могут в значительных
концентрациях сосуществовать одновременно;
они соединяются, образуя молекулы
слабого электролита – воды. Это приводит
к смещению обоих равновесий вправо.
Иначе говоря, в этом случае гидролиз
катиона и гидролиз аниона взаимно
усиливают друг друга, и в совокупности
процесс протекает практически необратимо.

Суммарное
ионно-молекулярное уравнение:

СН­₃СОО^–
+ NН₄⁺
+ Н₂О
= СН­₃СООН
+ NН₄ОН.

Молекулярное
уравнение:

СН­₃СООNН­₄
+ Н₂О
= NН₄ОН
+ СН­₃СООН.

Реакция
растворов солей, образованных слабой
кислотой и слабым основанием, определяется
относительной силой образовавшихся
кислоты и основания, зависит от соотношения
их констант диссоциации. Если константа
диссоциации кислоты больше константы
диссоциации основания, то раствор имеет
слабокислую реакцию, при обратном
соотношении констант диссоциации –
слабощелочную, т.е. рН близко к семи (рН
≈ 7).

Второй
пример:

Аl₂S₃
– соль
образована слабым основанием Аl(ОН)₃
и слабой кислотой Н₂S.
Ионы, образовавшиеся в растворе при
диссоциации данной соли, будут одновременно
подвергаться гидролизу. При этом будет
происходить взаимное усиление гидролиза
каждого из ионов (смещение химического
равновесия вправо) из-за связывания
ионов Н⁺
и ОНˉ в молекулы слабого электролита
Н₂О.
Поэтому гидролиз каждого из ионов будет
идти по всем ступеням, до конца с
образованием Аl(ОН)₃
и Н₂S:

Аl₂S₃
= 2Аl³⁺
+ 3 S^2–

I
ступень:

Аl³⁺
+ НОН 
АlОН²⁺
+ Н⁺,

х.р.

S^2–
+ НОН 
НS^–
+ ОНˉ;

х.р.

II
ступень:

АlОН²⁺
+ НОН ­
Аl(ОН)₂⁺
+ Н⁺,

х.р.

НS^–
+ НОН Н₂S
+ ОНˉ;

х.р.

III
ступень:

Аl(ОН)₂⁺
+ НОН = Аl(ОН)₃
+ Н⁺.

Суммарное
ионно-молекулярное уравнение:

2Аl³⁺
+ 3S^2–
+ 6Н₂О
= 2Аl(ОН)₃
+ 3Н₂S.

Молекулярное
уравнение:

Аl₂S₃
+ 6Н₂О
= 2Аl(ОН)₃
+ 3Н₂S.

Вывод:
если соль образована слабым основанием
и слабой кислотой, то гидролиз происходит
и по катиону, и по аниону, взаимно
усиливающий друг друга, протекающий
практически необратимо с образованием
слабого основания и слабой кислоты.
Характер среды близок к нейтральному.

IV.
Соли сильных
оснований и сильных кислот
(NаСl, К₂SО₄,
NаNО₃
и т.д.).

В
этом случае поляризующее влияние
катионов и анионов на молекулы воды
невелико. Гидролиз практически не
происходит, поэтому растворы таких
солей практически нейтральны (рН ≈ 7).
Например:

NaCl
= Na+
Cl,

Nа⁺
+ НОН 
реакция практически не идет,

Сl^–
+ НОН 
реакция практически не идет,

NаСl
+ НОН 
реакция практически не идет.

Вывод:
если соль
образована сильным основанием и сильной
кислотой, то гидролиз не происходит;
растворы таких солей практически
нейтральны (рН ≈ 7).

V.
Совместный гидролиз двух солей.
Рассмотрим, что произойдет при сливании
растворов двух солей, одна из которых
образована слабым основанием и сильной
кислотой, а другая сильным основанием
и слабой кислотой. Например, при сливании
растворов FeCl₃
и Na₂CО₃:

2FеСl₃
+ 3Nа₂СО₃
+ 6Н₂О
= 2Fе(ОН)₃
+ 3Н₂СО₃
+ 6NаСl

I
ступень:

Fе³⁺
+ НОН 
FеОН²⁺
+ Н⁺,

х.р.

СО₃^2–
+ НОН 
НСО₃^–
+ ОН^–

х.р.

и
т.д. по ступеням, как в случае соли,
образованной слабой многоосновной
кислотой и слабым многокислотным
основанием.

Образующиеся
ионы Н⁺
и ОН^–
будут нейтрализовать друг друга на
каждой ступени гидролиза, связываясь
в молекулы слабого электролита воды,
гидролиз обоих ионов усиливается, что
приводит к протеканию всех ступеней
гидролиза и образованию конечных
продуктов Fе(ОН)₃
и Н₂СО₃.
Суммарное ионно-молекулярное уравнение:

2Fе³⁺
+ 3СО₃^2–
+ 6Н_2­О
= 2Fе(ОН)₃­­↓
+ 3Н₂СО₃.

С
учетом разложения Н₂СО₃
на Н₂О
и СО₂,
окончательные уравнения (суммарное
ионно-молекулярное и молекулярное)
будут иметь вид:

2Fе³⁺
+ 3СО₃^2–
+ 3Н₂О
= 2Fе(ОН)₃↓
+ 3СО₂↑.

2FеСl₃
+ 3Nа₂СО₃
+ 3Н₂О
= 2Fе(ОН)­₃↓
+ 3СО₂↑
+ 6NаСl.

В
подобных случаях в осадок выпадает
наименее растворимый из возможных
продуктов гидролиза. Так, растворимость
карбоната гидроксомеди (СuОН)₂СО₃
меньше, чем гидроксида меди Сu(ОН)₂.
Поэтому при сливании растворов СuSО₄
и Nа₂СО₃
конечным продуктом гидролиза является
именно (СuОН)₂СО₃:

2СuSО₄
+ 2Nа₂СО₃
+ Н₂О
= (СuОН)­₂СО₃↓
+ СО₂↑
+ 2Nа₂SО₄,

2Сu²⁺
+ 2СО₃^2–
+ Н₂О
= (СuОН)₂СО₃↓
+ СО₂↑.

Вывод:
если в растворе присутствуют две соли,
одна из которых гидролизуется по аниону,
другая по катиону, то гидролиз обеих
солей усиливается, протекает необратимо
с образованием конечных продуктов
(слабого основания и слабой кислоты).
Растворы таких солей имеют среду, близкую
к нейтральной (рН ≈ 7).

VI.
Существенно отличен характер гидролиза
ковалентных соединений. Большинство
соединений неметаллов с неметаллами в
воде претерпевает необратимое
гидролитическое разложение, с образованием
соответствующих кислот, например:

SiCl₄
+ 3HOH = H₂SiO₃+
4HCl,

SiS₂
+ 3HOH = H₂SiO₃+
2H₂S.

Количественные
характеристики процесса гидролиза.
Количественно
гидролиз характеризуется степенью
гидролиза h и константой гидролиза К_г.

Степень
гидролиза представляет собой отношение
числа молекул N_г,
подвергшихся гидролизу, к общему числу
растворенных молекул N_о,
которое определяется концентрацией
вещества:

.

Степень
гидролиза соли,
как правило, невелика, зависит
от константы гидролиза и концентрации
соли и
выражается в процентах или долях единицы.

Так,
в 0,1 м СН­₃СООNа
и NН₄Сl
при 298 К она составляет примерно 10^–4,
т.е. в этих растворах гидролизована лишь
одна из 10 000 молекул. Причина столь низкой
степени гидролиза кроется в том, что
один из участников реакции – вода
является очень слабым электролитом.
Поэтому положение равновесия реакции
гидролиза сильно смещено в сторону
исходных веществ.

Более
конкретной характеристикой является
константа гидролиза. Запишем уравнение
гидролиза соли КА (здесь К⁺
– катион металла, А^–
– анион кислотного остатка) в общем виде:

КА
+ НОН 
НА + КОН.

Этому
равновесию отвечает константа равновесия:

.

Концентрация
воды в разбавленных растворах представляет
собою практически постоянную величину.
Обозначая К[Н₂О]=К_г,
получим:

.

Величина
К_г
называется константой гидролиза соли.
Ее значение характеризует способность
данной соли подвергаться гидролизу;
чем больше К_г,
тем в большей степени (при
одинаковых температуре и концентрации
соли) протекает
гидролиз.

Например,
для реакции гидролиза цианида калия

КСN
+ Н₂О

КОН + НСN

или
в ионно-молекулярном виде

CN
+ HOH

HCN
+OHˉ,

выражение
для константы гидролиза будет иметь
вид

.

Выразим
из выражения для ионного произведения
воды К_в
концентрацию гидроксид-ионов: [ОНˉ] =
К_в/
[H⁺].
Подставим это соотношение в предыдущее
выражение для К_Г:

.

По
этой формуле мы можем вычислить К_г
цианида калия, воспользовавшись значением
константы диссоциации синильной кислоты:

.

Таким
образом,
если соль образована слабой кислотой
и сильным основанием, константа гидролиза
связана с константой диссоциации кислоты
Кд_кисл
зависимостью

,
где К_в –
ионное произведение воды.

Это
уравнение показывает, что К_г
тем больше, чем меньше Кд_кисл.
Иными словами, чем
слабее кислота, тем в большей степени
подвергаются гидролизу ее соли.

Для
солей, образованных слабым основанием
и сильной кислотой, аналогичное
соотношение связывает константу
гидролиза с константой диссоциации
основания Кд_осн:

.

Поэтому
чем слабее
основание, тем в большей степени
подвергаются гидролизу образованные
им соли.

Для
солей, образованных слабой кислотой и
слабым основанием, константа гидролиза
связана с константами диссоциации
кислоты и основания следующим соотношением:

.

Эти
уравнения служат количественным
подтверждением вывода: чем слабее
кислота (основание), соль которой
(которого) подвергается гидролизу, тем
полнее он протекает.

Константа
гидролиза связана со степенью гидролиза
h уравнением, аналогичным закону
разбавления Оствальда для диссоциации
слабого электролита:

,

где
С – молярная концентрация соли в
растворе.

Чаще
всего гидролизованная часть соли очень
мала, а концентрация продуктов гидролиза
незначительна. В подобных случаях h <<
1, и в знаменателе последней формулы
этой величиной можно пренебречь. Тогда
связь между К_г
и h выразится более простыми соотношениями:

К_г
= h²C
или
.

Из
последнего уравнения следует, что
степень
гидролиза данной соли тем больше, чем
меньше ее концентрация;
иначе говоря, при
разбавлении раствора гидролизующейся
соли степень ее гидролиза возрастает.

Влияние
различных факторов на глубину процесса
гидролиза.
На глубину гидролиза, как на обратимый
процесс, влияют следующие факторы:

1.
Природа соли.

Природа
соли проявляется в величине константы
гидролиза.

2.
Концентрация раствора.

Из
последнего уравнения следует, что
степень гидролиза данной соли тем
больше, чем меньше ее концентрация;
иначе говоря, при разбавлении раствора
гидролизующейся соли степень ее гидролиза
возрастает. Например, уменьшение
концентрации раствора Nа₂СО₃
от 0,1 до 0,001 моль/л при 298 К приводит к
увеличению степени гидролиза от 0,029 до
0,34.

Рассмотрим
влияние концентрации раствора на глубину
гидролиза ацетата натрия. В растворе
гидролизующейся соли устанавливается
равновесие:

СН­₃СООNа
+ Н₂О

СН­₃СООН
+ NаОН,

которому
отвечает константа гидролиза:

При
разбавлении раствора и увеличении в
нем относительной концентрации воды в
соответствии с принципом Ле Шателье
происходит смещения равновесия в сторону
прямой реакции, т.е. гидролиз усиливается
(увеличивается степень гидролиза соли
– h).

Разбавим
раствор в 10 раз. В первый момент
концентрации всех веществ – СН₃СООNа,
СН₃СООН
и NаОН – уменьшаются в 10 раз. Вследствие
этого числитель правой части уравнения
константы гидролиза уменьшится в 100
раз, а знаменатель – в 10 раз. Но К_г,
как всякая константа равновесия, не
зависит от концентрации веществ. Поэтому
равновесие нарушится. Для того чтобы
оно установилось, числитель дроби должен
возрасти, а знаменатель – уменьшиться,
т.е. некоторое количество соли должно
дополнительно гидролизоваться. В
результате этого концентрации СН₃СООН
и NаОН возрастут, а концентрация СН_3­СООNа
– уменьшится. Таким образом, степень
гидролиза h увеличится.

3.
Температура раствора.

Поскольку
обратный гидролизу процесс – реакция
нейтрализации протекает с выделением
теплоты, то реакция гидролиза представляет
собой эндотермический процесс (∆Н >
0). Согласно принципу Ле Шателье, повышение
температуры ведет к усилению гидролиза,
а понижение температуры – к его
ослаблению.

4.
Введение в раствор кислоты или основания.

Подавлению
гидролиза способствует введение в
раствор одного из продуктов гидролиза
(кислоты или основания). Для усиления
гидролиза надо сделать все наоборот.

Итак,
максимальная степень гидролиза
достигается при высоких температурах
и в разбавленных растворах.

Напротив,
для уменьшения степени гидролиза
необходимо использовать возможно более
концентрированные растворы солей при
низких температурах, а также добавлять
к раствору один из продуктов гидролиза:
кислоту или щелочь.

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)

Видео – Эксперимент: “Гидролиз солей, образованных сильным основанием и слабой кислотой”

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.

K₂SiO₃ + НОH <=>KHSiO₃ + KОН 
2K⁺ +SiO₃^2- + Н⁺ + ОH^–<=> НSiO₃^– + 2K⁺ + ОН^–

рН таких растворов > 7 (раствор приобретает щелочную реакцию).

Подведем итог тому, что вы узнали о гидролизе по аниону:

1) по аниону соли, как правило, гидролизуются обратимо;

2) химическое равновесие в таких реакциях силь­но смещено влево;

3) реакция среды в растворах подобных солей ще­лочная (рН > 7);

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.

В других случаях степень гидролиза желательно увеличить, и чтобы сделать щелочной моющий раствор бельевой соды более активным, мы его нагреваем – степень гидролиза карбоната натрия при этом возрастает.

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.

Задание №2. Составьте уравнения гидролиза солей, определите тип гидролиза и среду  раствора:
Сульфита калия, хлорида натрия, бромида железа (III)

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

ЦОРы

Видео – Эксперимент: “Гидролиз солей”

Видео – Эксперимент: “Гидролиз солей, образованных сильным основанием и слабой кислотой”

Видео – Эксперимент: “Гидролиз солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой”

Видео – Эксперимент: “Гидролиз солей, образованных слабым основанием и слабой кислотой”

Видео – Эксперимент: “Усиление гидролиза солей при нагревании”