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 Н2О ↔ Н++ ОН-
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. За счет её образования, в растворе будут связываться ионы водорода, и их концентрация будет уменьшаться. Н++ Х-↔ НХ
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 .
Катионы и анионы солей можно разделить на два типа. Рис. 2.
Рис. 2. Классификация катионов и анионов по силе электролитов
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. Табл. 2.
Какими по силе кислотой и основанием образована соль |
Примеры солей |
Отношение к гидролизу |
Среда |
Окраска лакмуса |
Соль сильного основания и сильной кислоты |
NaCl, Ba(NO3)2, K2SO4 |
Гидролизу не подвергаются. |
нейтральная |
фиолетовый |
Соль слабого основания и сильной кислоты |
ZnSO4, AlCl3, Fe(NO3)3 |
Гидролиз по катиону. Zn2+ + HOH ZnOH+ + H+ |
||
Соль сильного основания и слабой кислоты |
Na2CO3,К2SiO3, Li2SO3 |
Гидролиз по аниону CO32 + HOH HCO3 + OH |
щелочная |
|
Соль слабого основания и слабой кислоты |
FeS, Al(NO2)3, CuS |
Гидролиз и по аниону, и по катиону. |
среда раствора зависит от того, какое из образующихся соединений будет более слабым электролитом. |
зависит от более сильного электролита. |
Усилить гидролиз можно разбавлением раствора или нагреванием системы.
Соли, которые подвергаются необратимому гидролизу
Реакции ионного обмена протекают до конца при выпадении осадка, выделения газа или малодиссоируемого вещества.
2 Al (NO3)3+ 3 Na2S +6 Н 2 О → 2 Al (OH)3 ↓+ 3 H2S+6 NaNO3 (1)
Если взять соль слабого основания и слабой кислоты и при этом и катион, и анион будут многозарядным, то при гидролизе таких солей будет образовываться и нерастворимый гидроксид соответствующего металла, и газообразный продукт. В данном случае гидролиз может стать необратимым. Например, в реакции (1) не образуется осадок сульфида алюминия.
Под это правило подпадают следующие соли: Al2S3, Cr2S3, Al2(CO3)3, Cr2(CO3)3, Fe2(CO3)3, CuCO3. Эти соли в водной среде подвергаются необратимому гидролизу. Их невозможно получить в водном растворе.
В органической химии гидролиз имеет очень большое значение.
При гидролизе изменяется концентрация ионов водорода в растворе, а во многих реакциях используются кислоты или основания. Поэтому, если мы будем знать концентрацию ионов водорода в растворе, то будет легче следить за процессом и управлять им. Для количественной характеристики содержания ионов в растворе используется pН раствора. Он равен отрицательному логарифму концентрации ионов водорода.
p Н = - lg [ H + ]
Концентрация ионов водорода в воде равна 10-7 степени, соответственно, рН = 7 у абсолютно чистой воды при комнатной температуре.
Если долить в раствор кислоты или добавить соль слабого основания и сильной кислоты, то концентрация ионов водорода станет больше 10-7и рН < 7.
Если добавить щелочи или соли сильного основания и слабой кислоты, то концентрация ионов водорода станет меньше, чем 10-7и рН>7. См. рис. 3. Знать количественный показатель кислотности необходимо во многих случаях. Например, водородный показатель желудочного сока равен 1,7. Увеличение или уменьшение этого значения приводит к нарушению пищеварительных функций человека. В сельском хозяйстве ведется контроль кислотности почвы. Например, для садоводства наилучшей является почва с рН = 5-6. При отклонении от этих значений в почву вносят подкисляющие или подщелачивающие добавки.
ИСТОЧНИКИ
источник видео - http://www.youtube.com/watch?v=CZBpa_ENioM
источнки презентации - http://ppt4web.ru/khimija/gidroliz-solejj-urok-khimii-klass.html
Для того, чтобы понять, что такое гидролиз солей, вспомним для начала, как диссоциируют кислоты и щелочи.
Общим между всеми кислотами является то, что при их диссоциации обязательно образуются катионы водорода (Н +), при диссоциации же всех щелочей всегда образуются гидроксид-ионы (ОН −).
В связи с этим, если в растворе, по тем или иным причинам, больше ионов Н + говорят, что раствор имеет кислую реакцию среды, если ОН − — щелочную реакцию среды.
Если с кислотами и щелочами все понятно, то какая же реакция среды будет в растворах солей?
На первый взгляд, она всегда должна быть нейтральной. И правда же, откуда, например, в растворе сульфида натрия взяться избытку катионов водорода или гидроксид-ионов. Сам сульфид натрия при диссоциации не образует ионов ни одного, ни другого типа:
Na 2 S = 2Na + + S 2-
Тем не менее, если бы перед вами оказались, к примеру, водные растворы сульфида натрия, хлорида натрия, нитрата цинка и электронный pH-метр (цифровой прибор для определения кислотности среды) вы бы обнаружили необычное явление. Прибор показал бы вам, что рН раствора сульфида натрия больше 7, т.е. в нем явный избыток гидроксид-ионов. Среда раствора хлорида натрия оказалась бы нейтральной (pH = 7), а раствора Zn(NO 3) 2 кислой.
Единственное, что соответствует нашим ожиданиям – это среда раствора хлорида натрия. Она оказалась нейтральной, как и предполагалось.
Но откуда же взялся избыток гидроксид-ионов в растворе сульфида натрия, и катионов-водорода в растворе нитрата цинка?
Попробуем разобраться. Для этого нам нужно усвоить следующие теоретические моменты.
Любую соль можно представить как продукт взаимодействия кислоты и основания. Кислоты и основания делятся на сильные и слабые. Напомним, что сильными называют те кислоты, и основания, степень диссоциации, которых близка к 100%.
примечание: сернистую (H 2 SO 3) и фосфорную (H 3 PO 4) чаще относят к кислотам средней силы, но при рассмотрении заданий по гидролизу нужно относить их к слабым.
Кислотные остатки слабых кислот, способны обратимо взаимодействовать с молекулами воды, отрывая от них катионы водорода H + . Например, сульфид-ион, являясь кислотным остатком слабой сероводородной кислоты, взаимодействует с ней следующим образом:
S 2- + H 2 O ↔ HS − + OH −
HS − + H 2 O ↔ H 2 S + OH −
Как можно видеть, в результате такого взаимодействия образуется избыток гидроксид-ионов, отвечающий за щелочную реакцию среды. То есть кислотные остатки слабых кислот увеличивают щелочность среды. В случае растворов солей содержащих такие кислотные остатки говорят, что для них наблюдается гидролиз по аниону .
Кислотные остатки сильных кислот, в отличие от слабых, с водой не взаимодействуют. То есть они не оказывают влияния на pH водного раствора. Например, хлорид-ион, являясь кислотным остатком сильной соляной кислоты, с водой не реагирует:
То есть, хлорид-ионы, не влияют на pН раствора.
Из катионов металлов, так же с водой способны взаимодействовать только те, которым соответствуют слабые основания. Например, катион Zn 2+ , которому соответствует слабое основание гидроксид цинка. В водных растворах солей цинка протекают процессы:
Zn 2+ + H 2 O ↔ Zn(OH) + + H +
Zn(OH) + + H 2 O ↔ Zn(OH) + + H +
Как можно видеть из уравнений выше, в результате взаимодействия катионов цинка с водой, в растворе накапливаются катионы водорода, повышающие кислотность среды, то есть понижающие pH. Если в состав соли, входят катионы, которым соответствуют слабые основания, в этом случае говорят что соль гидролизуется по катиону .
Катионы металлов, которым соответствуют сильные основания, с водой не взаимодействуют. Например, катиону Na + соответствует сильное основание – гидроксид натрия. Поэтому ионы натрия с водой не реагируют и никак не влияют на pH раствора.
Таким образом, исходя из вышесказанного соли можно разделить на 4 типа, а именно, образованные:
1) сильным основанием и сильной кислотой,
Такие соли не содержат ни кислотных остатков, ни катионов металлов, взаимодействующих с водой, т.е. способных повлиять на pH водного раствора. Растворы таких солей имеют нейтральную реакцию среды. Про такие соли говорят, что они не подвергаются гидролизу .
Примеры: Ba(NO 3) 2 , KCl, Li 2 SO 4 и т.д.
2) сильным основанием и слабой кислотой
В растворах таких солей, с водой реагируют только кислотные остатки. Среда водных растворов таких солей щелочная, в отношении солей такого типа говорят, что они гидролизуются по аниону
Примеры: NaF, K 2 CO 3 , Li 2 S и т.д.
3) слабым основанием и сильной кислотой
У таких солей с водой реагируют катионы, а кислотные остатки не реагируют – гидролиз соли по катиону , среда кислая.
Примеры: Zn(NO 3) 2 , Fe 2 (SO 4) 3 , CuSO 4 и т.д.
4) слабым основанием и слабой кислотой.
С водой реагируют как катионы, так и анионы кислотных остатков. Гидролиз солей такого рода идет и по катиону, и по аниону или же. Также говорят про такие соли, что они подвергаются необратимому гидролизу .
Что же значит то, что они необратимо гидролизуются?
Поскольку в данном случае с водой реагируют и катионы металла (или NH 4 +) и анионы кислотного остатка, в раcтворе одновременно возникают и ионы H + , и ионы OH − , которые образуют крайне малодиссоциирующее вещество – воду (H 2 O).
Это, в свою очередь, приводит к тому, что соли образованные кислотными остатками слабых оснований и слабых кислот не могут быть получены обменными реакциями, а только твердофазным синтезом, либо и вовсе не могут быть получены. Например, при смешении раствора нитрата алюминия с раствором сульфида натрия, вместо ожидаемой реакции:
2Al(NO 3) 3 + 3Na 2 S = Al 2 S 3 + 6NaNO 3 (− так реакция не протекает!)
Наблюдается следующая реакция:
2Al(NO 3) 3 + 3Na 2 S + 6H 2 O= 2Al(OH) 3 ↓+ 3H 2 S + 6NaNO 3
Тем не менее, сульфид алюминия без проблем может быть получен сплавлением порошка алюминия с серой:
2Al + 3S = Al 2 S 3
При внесении сульфида алюминия в воду, он также как и при попытке его получения в водном растворе, подвергается необратимому гидролизу.
Al 2 S 3 + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 ↓ + 3H 2 S
Лекция: Гидролиз солей. Среда водных растворов: кислая, нейтральная, щелочная
Гидролиз солейМы продолжаем изучать закономерности протекания химических реакций. При изучении темы вы узнали, что при электролитической диссоциации в водном растворе частицы, участвующих в реакции веществ растворяются в воде. Это гидролиз. Ему подвергаются различные неорганические и органические вещества, в частности, соли. Без понимания процесса гидролиза солей, вы не сможете объяснить явления, происходящие в живых организмах.
Сущность гидролиза солей сводится к обменному процессу взаимодействия ионов (катионов и анионов) соли с молекулами воды. В результате образуется слабый электролит – малодиссоциирующее соединение. В водном растворе появляется избыток свободных ионов Н + или ОН - . Вспомните, диссоциация каких электролитов образует ионы Н + , а каких ОН - . Как вы догадались, в первом случае мы имеем дело с кислотой, значит водная среда с ионами Н + будет кислой. Во втором же случае, щелочной. В самой воде среда нейтральная, поскольку она незначительно диссоциируется на одинаковые по концентрации ионы Н + и ОН - .
Характер среды можно определить с помощью индикаторов. Фенолфталеин обнаруживает щелочную среду и окрашивает раствор в малиновый цвет. Лакмус под действием кислоты становится красным, а под действием щелочи остается синим. Метилоранж - оранжевый, в щелочной среде становится желтым, в кислой среде – розовым. Тип гидролиза зависит от типа соли.
Типы солей
Итак, любую соль представляет собой можно взаимодействие кислоты и основания, которые, как вы поняли, бывают сильными и слабыми. Сильные – это те, чья степень диссоциации α близка к 100%. Следует запомнить, что сернистую (H 2 SO 3) и фосфорную (H 3 PO 4) кислоту чаще относят к кислотам средней силы. При решении задач по гидролизу, данные кислоты необходимо относить к слабым.
Кислоты:
Сильные: HCl; HBr; Hl; HNO 3 ; HClO 4 ; H 2 SO 4 . Их кислотные остатки с водой не взаимодействуют.
Слабые: HF; H 2 CO 3 ; H 2 SiO 3 ; H 2 S; HNO 2 ; H 2 SO 3 ; H 3 PO 4 ; органические кислоты. А их кислотные остатки взаимодействуют с водой, забирая у её молекул катионы водорода H+.
Основания:
Сильные: растворимые гидроксиды металлов; Ca(OH) 2 ; Sr(OH) 2 . Их катионы металлов с водой не взаимодействуют.
Слабые: нерастворимые гидроксиды металлов; гидроксид аммония (NH 4 OH). А катионы металлов здесь взаимодействуют с водой.
Исходя из данного материала, рассмотрим типы солей :
Соли с сильным основанием и сильной кислотой. К примеру: Ba (NO 3) 2 , KCl, Li 2 SO 4 . Особенности: не взаимодействуют с водой, а значит гидролизу не подвергаются. Растворы таких солей имеют нейтральную реакцию среды.
Соли с сильным основанием и слабой кислотой. К примеру: NaF, K 2 CO 3 , Li 2 S. Особенности: с водой взаимодействуют кислотные остатки этих солей, происходит гидролиз по аниону. Среда водных растворов - щелочная.
Соли со слабым основанием и сильной кислотой. К примеру: Zn(NO 3) 2 , Fe 2 (SO 4) 3 , CuSO 4 . Особенности: с водой взаимодействуют только катионы металлов, происходит гидролиз по катиону. Среда - кислая.
Соли со слабым основанием и слабой кислотой. К примеру: CH 3 COONН 4 , (NН 4) 2 CО 3 , HCOONН 4. Особенности: с водой взаимодействуют как катионы, так и анионы кислотных остатков, гидролиз происходит по катиону и аниону.
Пример гидролиза по катиону и образования кислой среды :
Гидролиз хлорида железа FeCl 2
FeCl 2 + H 2 O ↔ Fe(OH)Cl + HCl (молекулярное уравнение)
Fe 2+ + 2Cl - + H + + OH - ↔ FeOH + + 2Cl - + Н + (полное ионное уравнение)
Fe 2+ + H 2 O ↔ FeOH + + Н + (сокращенное ионное уравнение)
Пример гидролиза по аниону и образования щелочной среды:
Гидролиз ацетата натрия CH 3 COONa
CH 3 COONa + H 2 O ↔ CH 3 COOH + NaOH (молекулярное уравнение)
Na + + CH 3 COO - + H 2 O ↔ Na + + CH 3 COOH + OH - (полное ионное уравнение)
CH 3 COO - + H 2 O ↔ CH 3 COOH + OH - (сокращенное ионное уравнение)
Пример совместного гидролиза:
- Гидролиз сульфида алюминия Al 2 S 3
Al 2 S 3 + 6H2O ↔ 2Al(OH) 3 ↓+ 3H 2 S
В данном случае мы видим полный гидролиз, который происходит, если соль образована слабым нерастворимым или летучим основанием и слабой нерастворимой или летучей кислотой. В таблице растворимости стоят прочерки на таких солях. Если в ходе реакции ионного обмена образуется соль, которая не существует в водном растворе, то надо написать реакцию этой соли с водой.
Например:
2FeCl 3 + 3Na 2 CO 3 ↔ Fe 2 (CO 3) 3 + 6NaCl
Fe 2 (CO 3) 3 + 6H 2 O ↔ 2Fe(OH) 3 + 3H 2 O + 3CO 2
Складываем эти два уравнения, то что повторяется в левой и правой частях, сокращаем:
2FeCl 3 + 3Na 2 CO 3 + 3H 2 O ↔ 6NaCl + 2Fe(OH) 3 ↓ + 3CO 2
| |
Гидролизом
Типы солей
Окраска индикаторов
Алгоритм составления уравнения реакции гидролиза
ВНИМАНИЕ! Диссоциация молекул воды – не происходит. Уравнение диссоциации воды записывается только для того, чтобы правильно составить уравнение гидролиза!!!
1. Анализируют состав соли:
NaOH (сильное основание)
H 2 CO 3 (слабая кислота)
2. Выбирают ион, подвергающийся гидролизу:
Na 2 CO 3 ↔ 2Na + + CO 3 2-HOH ↔ H + + OH -
2Na + + CO 3 2- + HOH ↔ 2Na + + HCO 3 - + OH -
3. Из полученного уравнения составляют молекулярное, используя те ионы, которые принимали участие в гидролизе:
Na 2 CO 3 + HOH ↔ NaHCO 3 + NaOH
среда раствора
соли – щелочная
4. Данный алгоритм не относится к случаю так называемого полного гидролиза.
Типы солей и характер их гидролиза
Соль образована катионом сильного основания и анионом сильной кислоты.
Соли этого типа гидролизу не подвергаются, так как при их взаимодействии с водой равновесие ионов H + и ОН - не нарушается. В растворах таких солей среда остается нейтральной (рН = 7).
NaOH (сильное основание)
HNO 3 (сильная кислота)
Соль, образованная катионом сильного основания и анионом слабой кислоты.
Гидролиз этого типа солей иначе называется гидролизом по аниону. Рассмотрим в качестве примера гидролиз K 2 SO 3
KOH (сильное основание)
H 2 SO 3 (слабая кислота)
K 2 SO 3 ↔ 2K + + SO 3 2-
HOH ↔ H + + OH -
2K + + SO 3 2- + HOH ↔ 2K + + HSO 3 - + OH -
K 2 SO 3 + HOH ↔ KHSO 3 + KOH
среда раствора
соли – щелочная
Таким образом, каждый ион Н + нейтрализует одну единицу отрицательного заряда иона кислотного остатка СО 3 2- , а из молекулы воды НОН освобождаются гидроксид-ион ОН - . Эти ионы гидроксида ОН - , будучи в избытке, придают щелочную реакцию (рН>7).
Следовательно, растворы солей, образованные сильным основанием и слабой кислотой, имеют щелочную реакцию.
Данный случай гидролиза обратим.
НЕОБРАТИМЫЙ ГИДРОЛИЗ НЕОРГАНИЧЕСКИХ И ОРГАНИЧЕСКИХ ВЕЩЕСТВ
Необратимый гидролиз двухэлементных (бинарных) соединений неметаллов
Многие бинарные соединения неметаллов «не выдерживают» испытания водой и необратимо гидролизуются с образованием, как правило, двух кислот: кислородсодержащей (менее электроотрицательный элемент в бинарном соединении) и бескислородной (более электроотрицательный элемент).
SiCI 4 + 3H 2 O = H 2 SiO 3 + 4HCI
P 2 S 5 + 8H 2 O = 2H 3 PO 4 + 5H 2 S
СОЛИ ФОСФОРНОЙ КИСЛОТЫ
Растворимые средние соли фосфорной кислоты подвергаются гидролизу по аниону кислоты и их растворы имеют сильно щелочную реакцию:
Na 3 PO 4 + HOH → Na 2 HPO 4 + NaOH
HOH + PO 4 3- → HPO 4 2- + OH -
Кислые соли фосфорной кислоты (особенно дигидрофосфаты) гидролизуются в значительно меньшей степени, кроме того, образующиеся при этом продукты гидролиза: H 2 PO 4 – , H 3 PO 4 – могут частично диссоциировать с образованием ионов Н + . Поэтому в растворах гидрофосфатов среда является слабощелочной , а в растворах дигидрофосфатов даже слабокислой , т.к. процесс диссоциации H 2 PO 4 – -ионов превалирует над процессом их гидролиза.
Тренировочные задания:
ОТВЕТЫ:
1 – 1324
2 – 2134
3 – 1441
4 – 3232
5 – 3134
6 – 3421
7 – 3322
8 – 3421
9 – 3332
10 – 4312
11 – 3332
12 – 2231
13 – 2131
14 – 4231
15 – 3322
16 – 3211
17 – 1313
18 – 3213
19 – 3142
20 – 3141
21 – 1213
22 – 4313
23 – 2121
24 – 1231
25 – 2122
26 – 2431
27 – 2421
28 – 3322
29 – 2222
30 – 2121
Гидролиз солей. Среда водных растворов: кислая, нейтральная, щелочная
Одним из важнейших свойств солей является гидролиз. Гидролизом называют взаимодействие ионов соли с водой, приводящее к образованию слабого электролита.
В зависимости от силы кислот и оснований образуемые ими соли делят на четыре типа:
1) соли, образованные катионом сильного основания и анионом сильной кислоты;
2) соли, образованные катионом сильного основания и анионом слабой кислоты;
3) соли, образованные катионом слабого основания и анионом сильной кислотой;
4) соли, образованные катионом слабого основания и анионом слабой кислотой.
Типы солей
Окраска индикаторов
Хотя гидролиз солей – разновидность реакции обмена, технология составления уравнений реакций этого процесса имеет свои особенности. Главное отличие – то, что в этом случае сначала составляют ионное уравнение реакции, а затем не его основе записывают молекулярное.
Химическим путем рН раствора можно определить при помощи кислотно-основных индикаторов.
Кислотно-основные индикаторы – органические вещества, окраска которых зависит от кислотности среды.
Наиболее распространенными индикаторами являются лакмус, метиловый оранжевый, фенолфталеин. Лакмус в кислой среде окрашивается в красный цвет, в щелочной – в синий. Фенолфталеин в кислой среде - бесцветный, в щелочной окрашивается в малиновый цвет. Метиловый оранжевый в кислой среде окрашивается в красный цвет, а в щелочной – в желтый.
В лабораторной практике часто смешивают ряд индикаторов, подобранных таким образом, чтобы цвет смеси изменялся в широких пределах значений рН. С их помощью можно определить рН раствора с точностью до единицы. Эти смеси называют универсальными индикаторами .
Имеются специальные приборы – рН–метры, с помощью которых можно определить рН растворов в диапазоне от 0 до 14 с точностью до 0,01 единицы рН.
Гидролиз солей
При растворении некоторых солей в воде нарушается равновесие процесса диссоциации воды и, соответственно, изменяется рН среды. Это объясняется тем, что соли реагируют с водой.
Гидролиз солей – химическое обменное взаимодействие ионов растворенной соли с водой, приводящее к образованию слабодиссоциирующих продуктов (молекул слабых кислот или оснований, анионов кислых солей или катионов основных солей) и сопровождающееся изменением рН среды.
Рассмотрим процесс гидролиза в зависимости от природы оснований и кислот, образующих соль.
Соли, образованные сильными кислотами и сильными основаниями (NaCl, kno3, Na2so4 и др.).
Допустим , что при взаимодействии хлорида натрия с водой происходит реакция гидролиза с образованием кислоты и основания:
NaCl + H 2 O ↔ NaOH + HCl
Для правильного представления о характере этого взаимодействия запишем уравнение реакции в ионном виде, учитывая, что единственным слабодиссоциирующим соединением в этой системе является вода:
Na + + Cl - + HOH ↔ Na + + OH - + H + + Cl -
При сокращении одинаковых ионов в левой и правой частях уравнения остается уравнение диссоциации воды:
Н 2 О ↔ Н + + ОН -
Как видно, в растворе нет избыточных ионов Н + или ОН - по сравнению с их содержанием в воде. Кроме того, никаких других слабодиссоциирующих или труднорастворимых соединений не образуется. Отсюда делаем вывод, что соли, образованные сильными кислотами и основаниями гидролизу не подвергаются, а реакция растворов этих солей такая же, как и в воде, нейтральная (рН=7).
При составлении ионно–молекулярных уравнений реакций гидролиза необходимо:
1) записать уравнение диссоциации соли;
2) определить природу катиона и аниона (найти катион слабого основания или анион слабой кислоты);
3) записать ионно-молекулярное уравнение реакции, учитывая, что вода - слабый электролит- и что сумма зарядов должна быть одинаковой в обеих частях уравнения.
Соли, образованные слабой кислотой и сильным основанием
(Na 2 CO 3 , K 2 S, CH 3 COONa и др .)
Рассмотрим реакцию гидролиза ацетата натрия. Эта соль в растворе распадается на ионы: CH 3 COONa ↔ CH 3 COO - + Na + ;
Na + -катион сильного основания, CH 3 COO - - анион слабой кислоты.
Катионы Na + не могут связывать ионы воды, так как NaОН – сильное основание - полностью распадается на ионы. Анионы слабой уксусной кислоты CH 3 COO - связывают ионы водорода с образованием малодиссоциированной уксусной кислоты:
CH 3 COO - + НОН ↔ CH 3 COOН + ОН -
Видно, что в результате гидролиза CH 3 COONa в растворе образовался избыток гидроксид-ионов, и реакция среды стала щелочной (рН > 7).
Таким образом можно сделать вывод, что соли, образованные слабой кислотой и сильным основанием гидролизуются по аниону ( An n - ). При этом анионы соли связывают ионы Н + , а в растворе накапливаются ионы ОН - , что обуславливает щелочную среду (рН>7):
An n - + HOH ↔ Han (n -1)- + OH - , (при n=1 образуется HAn – слабая кислота).
Гидролиз солей, образованных двух- и трехосновными слабыми кислотами и сильными основаниями, протекает ступенчато
Рассмотрим гидролиз сульфида калия. К 2 S диссоциирует в растворе:
К 2 S ↔ 2К + + S 2- ;
К + - катион сильного основания, S 2 - анион слабой кислоты.
Катионы калия не принимают участия в реакции гидролиза, взаимодействуют с водой только анионы слабой сероводородной кислоты. В данной реакции по первой ступени происходит образование слабодиссоциирующих ионов HS - , по второй ступени – образование слабой кислоты H 2 S:
1-я ступень: S 2- + HOH ↔ HS - + OH - ;
2-я ступень: HS - + HOH ↔ H 2 S + OH - .
Образующиеся по первой ступени гидролиза ионы ОН - значительно снижают вероятность гидролиза по следующей ступени. В результате практическое значение обычно имеет процесс, идущий только по первой ступени, которым, как правило, и ограничиваются при оценке гидролиза солей в обычных условиях.