Соль вода химия

Гидролиз соли – это реакция взаимодействия соли с водой, приводящая, в зависимости от природы соли, к образованию кислоты и основания

Таким образом, гидролиз – это процесс, обратный нейтрализации (реакции между кислотой и основанием с образованием воды, сопровождающейся выделением теплоты).

Перед изучением этого раздела рекомендую прочитать следующую статью:

Классификация неорганических веществ

это сложные вещества, которые состоят из катионов металлов и анионов кислотных остатков.

Соли можно получить взаимодействием кислотных оксидов с основными.

кислотный оксид + основный оксид = соль

, оксид серы (VI) реагирует с оксидом натрия с образованием сульфата натрия:

кислот с основаниями и амфотерными гидроксидами. При этом щелочи взаимодействуют с любыми кислотами: и сильными, и слабыми.

Щелочь + любая кислота = соль + вода

, гидроксид натрия реагирует с соляной кислотой:

При взаимодействии щелочей с избытком многоосновной кислоты образуются кислые соли.

, гидроксид калия взаимодействует с избытком фосфорной кислоты с образованием гидрофосфата калия или дигидрофосфата калия:

Нерастворимые основания реагируют только с растворимыми кислотами.

Нерастворимое основание + растворимая кислота = соль + вода

, гидроксид меди (II) реагирует с серной кислотой:

Все амфотерные гидроксиды — нерастворимые. Следовательно, они ведут себя как нерастворимые основания при взаимодействии с кислотами:

Амфотерный гидроксид + растворимая кислота = соль + вода

, гидроксид цинка (II) реагирует с соляной кислотой:

Также соли образуются при взаимодействии аммиака с кислотами (аммиак проявляет основные свойства).

Аммиак + кислота = соль

, аммиак реагирует с соляной кислотой:

3. Взаимодействие кислот с основными оксидами и амфотерными оксидами. При этом растворимые кислоты  взаимодействуют с любыми основными оксидами.

Растворимая кислота + основный оксид = соль + вода

Растворимая кислота + амфотерный оксид = соль + вода

, соляная кислота реагирует с оксидом меди (II):

4. Взаимодействие оснований с кислотными оксидами. взаимодействуют с любыми кислотными оксидами.

, гидроксид натрия взаимодействует с углекислым газом с образованием карбоната натрия:

При взаимодействии щелочей с избытком кислотных оксидов, которым соответствуют многоосноосновные кислоты, образуются кислые соли.

, при взаимодействии гидроксида натрия с избытком углекислого газа образуется гидрокарбонат натрия:

Нерастворимые основания взаимодействуют только с кислотными оксидами сильных кислот.

, гидроксид меди (II) взаимодействует с оксидом серы (VI), но не вступает в реакцию с углекислым газом:

Cu(OH)2  +  CO2  ≠

Соли образуются при взаимодействии кислот с солями. Нерастворимые соли взаимодействуют только с более сильными кислотами (более сильная кислота вытесняет менее сильную кислоту из соли). Растворимые соли взаимодействуют с растворимыми кислотами, если в продуктах реакции есть осадок, газ или вода или слабый электролит.

карбонат кальция CaCO3  (нерастворимая соль угольной кислоты) может реагировать с более сильной серной кислотой.

Силикат натрия (растворимая соль кремниевой кислоты) взаимодействует с соляной кислотой, т.к. в ходе реакции образуется нерастворимая кремниевая кислота:

Соли можно получить оксидов, других солей, металлов и неметаллов (в щелочной среде) в водном растворе кислородом или другими окислителями.

, кислород  окисляет сульфит натрия до сульфата натрия:

Еще один способ получения солей — взаимодействие металлов с неметаллами. Таким способом можно получить только соли бескислородных кислот.

, сера взаимодействует с кальцием с образованием сульфида кальция:

Соли образуются при растворении металлов в кислотах. Минеральные кислоты и кислоты-окислители (азотная кислота, серная концентрированная кислота) реагируют с металлами по-разному.

Кислоты-окислители реагируют с металлами с образованием продуктов восстановления азота и серы. Водород в таких реакциях не выделяется!

Минеральные кислоты реагируют по схеме:

При этом с кислотами реагируют только металлы, расположенные в ряду активности левее водорода. А образуется соль металла с минимальной степенью окисления.

, железо растворяется в соляной кислоте с образованием хлорида железа (II):

9. Соли образуются при взаимодействии щелочей с металлами в растворе и расплаве. При этом протекает окислительно-восстановительная реакция, в растворе образуется комплексная соль и водород, в расплаве — средняя соль и водород.

! Обратите внимание! С щелочами в растворе реагируют только те металлы, у которых оксид с минимальной положительной степенью окисления металла амфотерный!

, железо не реагирует с раствором щёлочи, оксид железа (II) — основный. А алюминий растворяется в водном растворе щелочи, оксид алюминия — амфотерный:

10. Соли образуются при взаимодействии щелочей с неметаллами. При этом протекают окислительно-восстановительные реакции. Как правило, неметаллы диспропорционируют в щелочах. Не реагируют с щелочами кислород, водород, азот, углерод и инертные газы (гелий, неон, аргон и др.):

Сера, хлор, бром, йод, фосфор и другие неметаллы диспропорционируют в щелочах (т.е. самоокисляются-самовосстанавливаются).

, при взаимодействии с холодной щелочью переходит в степени окисления -1 и +1:

2NaOH + Cl20 = NaCl— + NaOCl+ + H2O

Хлор при взаимодействии с горячей щелочью переходит в степени окисления -1 и +5:

6NaOH + Cl20 = 5NaCl— + NaCl+5O3 + 3H2O

Кремний окисляется щелочами до степени окисления +4.

2NaOH + Si0 + H2+O= Na2Si+4O3 + 2H20

Фтор окисляет щёлочи:

2F20 + 4NaO-2H = O20 + 4NaF— + 2H2O

Более подробно про эти реакции можно прочитать в статье Окислительно-восстановительные реакции.

11. Соли образуются при взаимодействии солей с неметалами. При этом протекают окислительно-восстановительные реакции. Один из примеров таких реакций — взаимодействие галогенидов металлов с другими галогенами. При этом более активный галоген вытесняет менее активный из соли.

, хлор взаимодействует с бромидом калия:

2KBr + Cl2 = 2KCl + Br2

Но не реагирует с фторидом калия:

KF +Cl2 ≠

Я ИДУ НА УРОКГидролиз солейЦели.
Образовательная – сформировать
представление о гидролизе;
развивающая – развивать умения писать
полные ионные уравнения, определять среду
растворов, устанавливать образование кислых или
основных солей в реакциях;
воспитательная – научить самостоятельно
оценивать наблюдаемые явления, развивать
познавательный интерес.
Тип урока. Урок совершенствования
знаний, умений, навыков.
Методы:
обучения – эвристический, преподавания –
сообщающий,
учения – частично-поисковый,
исполнительский.
Оборудование и реактивы. Таблицы
«Окраска индикаторов», «Степень диссоциации
кислот и щелочей», «Растворимость солей, кислот и
оснований в воде»; подсветка для пробирок; на
столах учащихся: растворы солей NaCl, АlCl3 и
Nа2СО3, индикаторы.Планируемые результаты обучения.На изученных примерах уметь объяснять сущность
гидролиза солей, записывать краткие и полные
ионные уравнения реакций гидролиза, объяснять
изменение кислотности среды и образование
кислых или основных солей в этом процессе.
Знать о практическом значении гидролиза.
Уметь экспериментально подтверждать гидролиз
соли слабого основания и сильной кислоты и соли
сильного основания и слабой кислоты. Гидролиз (от греч. hydro
– вода, lysis – разложение) означает разложение
вещества водой. Гидролизом соли называют
обратимое взаимодействие соли с водой,
приводящее к образованию слабого электролита.
Вода хотя и в малой степени, но диссоциирует: H2O H+
+ OH–. Для понимания сущности
гидролиза солей опытным путем определяют
действие их водных растворов на индикаторы.
Какие вы знаете индикаторы? Как изменяется их
окраска в той или иной среде?
(Учащиеся отвечают на эти вопросы, пользуясь
таблицей «Окраска индикаторов».)
Любую соль можно представить как продукт
взаимодействия кислоты и основания. Что означает
«сильные» и «слабые» кислоты и основания? (Для
этого рассмотрим таблицу «Степень диссоциации
кислот и щелочей».)Лабораторный опыт № 1. Налейте в одну
пробирку раствор NaCl, в другую – раствор Na2CO3,
в третью – раствор AlCl3. Проверьте, как
изменяется цвет индикаторов, и сделайте выводы.
Учтите, что изменение цвета – это признак
химической реакции и что реакция обмена идет до
конца, если в водном растворе есть ионы, которые
связываются.
Итак, какие же процессы протекают в растворах?
(Учащийся у доски заполняет табл. 1)Уравнения реакций гидролизаПосле опытов выясняю практические
результаты – окраски индикаторов и среду. Затем
объясняю результаты гидролиза и запись
уравнений гидролиза. Рассмотрим
гидролиз карбоната натрия Na2CO3. Для
составления уравнений гидролиза Na2CO3
по ступеням исходим из следующего положения.
Соль образована сильным основанием и слабой
кислотой. Ион
слабой кислоты будет связывать ионы водорода
воды. Поскольку ион несет две единицы заряда, то следует
рассматривать две ступени гидролиза. Для каждой
ступени надо уметь записывать три вида
уравнений: а) в сокращенной ионной форме; б) в
ионной форме;
в) в молекулярной форме.а) + Н2О + ОН–;б) к ионам этого уравнения приписываем ионы
противоположного знака:2Nа+ + + Н2О
Nа+ + + ОН– + Nа+;в) записываем ионы предыдущего уравнения в виде
химических формул веществ и получаем уравнение
гидролиза в молекулярной форме:Nа2СО3 + Н2О NаНСО3 + NаОН.а) + Н2О Н2СО3 + ОН–;б) Nа+ + + Н2О
Н2СО3 + Nа+
+ ОН–;в) NаНСО3 + Н2О Н2СО3 + NаОН.В обычных условиях гидролиз протекает главным
образом по первой ступени: ионы связывают ионы водорода Н+ воды,
образуя сначала ,
и лишь при сильном разбавлении и нагревании
следует учитывать гидролиз образовавшейся
кислой соли. Рассмотрим гидролиз
хлорида алюминия AlCl3. Cоль AlCl3
образована сильной кислотой HCl и слабым
основанием Al(OH)3. При гидролизе ион Al3+
будет отрывать гидроксид-ионы ОН– от
молекул Н2О. Освобождающиеся катионы
водорода Н+ обусловливают кислую среду
раствора.а) Al3+ + HOH AlOH2+
+ H+;б) Al3+ + 3Сl– + H2O AlOH2+ + 2Сl– + H+ + Сl–;в) AlCl3 + H2O
AlOHCl2 + HCl.а) AlOH2+ + H2O + H+;б) AlOH2+ + 2Сl– + H2O +
Сl– + H+ + Сl–;в) AlOHCl2 + H2O
Al(OH)2Cl + HCl.Реакция по третьей ступени практически не
протекает. Ввиду накопления ионов водорода
процесс смещается в сторону исходных веществ.
Однако разбавление раствора и повышение
температуры усиливают гидролиз. Поэтому может
происходить гидролиз и по третьей ступени (здесь
приведена запись только в молекулярной форме):Al(OH)2Cl + H2O Al(OH)3 + HCl. В том, что степень
гидролиза зависит от условий протекания реакций,
убедимся на опыте: получим коллоидный раствор
гидроксида железа(III).Лабораторный опыт № 2. В горячую воду
прильем по каплям немного раствора хлорида
железа(III). Нерастворимый в воде гидроксид
железа(III) не выпадает в осадок, а образует
прозрачный коллоидный раствор темно-коричневого
цвета:При комнатной температуре гидролиз
незначительный, останавливается на первой
стадии:а) Fe3+ + Н2О = Fе(ОН)2+ + Н+.При нагревании раствора FeCl3 становится
возможным гидролиз по второй ступени:Когда мы вливаем раствор FeCl3 в горячую
воду, она становится бурой, происходит гидролиз
по третьей ступени: Еще легче подвергаются
гидролизу соли, образованные слабой кислотой и
слабым основанием, ионы этой соли одновременно
связывают ионы Н+ и ОН–, смещая
равновесие диссоциации воды. Процесс такого
гидролиза часто необратимый, как в случае Аl2S3:Аl2S3 + 6Н2О = 2Аl(ОН)3 + 3H2S. Необратимый гидролиз,
протекающий в системе при взаимодействии солей
слабых оснований, образованных катионами Al3+,
Cr3+, Fe3+, с солями слабых кислот
(сульфидов, карбонатов), служит причиной того, что
в осадок выпадают не сульфиды или карбонаты этих
катионов, а соответствующие им гидроксиды.Лабораторный опыт № 3.2АlСl3 + 3Nа2СО3 + 3Н2О
= 2Аl(ОН)3 + 3СО2 + 6NаСl,ZnСl2 + Nа2СО3 + Н2О =
Zn(ОН)2 + СО2 + 2NаСl.Гидролиз можно усилить разбавлением раствора,
подогреванием (гидролиз – эндотермический
процесс) и связыванием (удалением) какого-либо
продукта гидролиза.
Протеканию реакции гидролиза можно
препятствовать увеличением концентрации
продуктов гидролиза. Обычно этого достигают
подкислением раствора соли слабого основания и
сильной кислоты или подщелачиванием раствора
соли сильного основания и слабой кислоты. Кроме солей гидролизу
подвергаются и другие неорганические вещества:СаС2 + 2Н2О = С2Н2 + Са(ОН)2,Сl2 + Н2О = НСl + НClO.В отличие от гидролиза солей, который является
обменным процессом, гидролиз таких веществ, как
гидриды щелочных и щелочно-земельных металлов,
является окислительно-восстановительным
процессом. Гидриды металлов разлагаются водой с
образованием щелочи и водорода:NaH + H2O = NaOH + H2, CaH2 + 2H2O = Ca(OH)2 + 2H2. Гидролиз органических
веществ происходит в присутствии катализаторов
(ферментов), которые разрывают химические связи.
Освободившиеся валентности используются для
присоединения групп Н+ и ОН– из
молекул воды. При этом реакция среды не
изменяется (табл. 2).Гидролиз органических соединений Применение
гидролиза. В результате гидролиза минералов
– алюмосиликатов – происходит разрушение
горных пород. Гидролиз солей (Nа2СО3, Nа3РO4)
применяется для очистки воды и уменьшения ее
жесткости.
Известкование почв с целью понижения их
кислотности также основано на реакции гидролиза: + НОН + ОН–.Еще одна область использования этого процесса
– гидролиз древесины. В промышленности из
непищевого сырья (древесины, хлопковой шелухи,
подсолнечной лузги, соломы, кукурузной
кочерыжки) вырабатывается ряд ценных продуктов:
этиловый спирт, белковые дрожжи, глюкоза, твердый
оксид углерода(IV) (сухой лед), фурфурол, метиловый
спирт и т.д.
В живых организмах протекает гидролиз
полисахаридов, белков и других органических
соединений. Лабораторный опыт
№ 4 («Сюрприз»). Пойдет ли реакция между
хлоридом цинка и металлическим цинком:К раствору ZnCl2 добавляем кусочки Zn и
наблюдаем выделение пузырьков водорода. Химизм
процесса:Zn2+ + НОН
Zn(OH)+ + Н+,Как по составу соли сделать заключение о
возможности ее гидролиза?Это возможно с помощью таблицы растворимости.
Нерастворимые соли гидролизу практически не
подвергаются. Если соль в воде растворима, то
следует выяснить, входит ли в ее состав катион,
отвечающий слабому основанию, или анион,
отвечающий слабой кислоте.Л.М.ЧЕТВЕРОВА,
преподаватель химии
(г. Москва)

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:

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 и необратимый гидролиз

Химические вещества могут гидролизоваться обратимо или необратимо. В первом случае распадается лишь некоторое количество частиц, а во втором — практически все. Если соль полностью разлагается водой, это необратимый процесс, и его называют полным гидролизом.

Необратимо гидролизуются соли, в составе которых есть слабые нерастворимые основания и слабые и/или летучие кислоты. Такие соединения могут существовать лишь в сухом виде, их не получить путем смешивания водных растворов других солей.

Например, полному гидролизу подвергается сульфид алюминия:

Как видите, в результате гидролизации образуется гидроксид алюминия и сероводород.

Необратимые реакции при взаимодействии с водой имеют место и в органической химии. В качестве примера рассмотрим полный гидролиз органического вещества — карбида кальция, в результате которого образуется ацетилен:

Степень гидролиза

Взаимодействие соли или другого химического соединения с водой может усиливаться или ослабляться в зависимости от нескольких факторов. Если нужно получить количественное выражение гидролиза, говорят о его степени, которая указывается в процентах.

h — степень гидролиза,

nгидр. — количество гидролизованного вещества,

nобщ. — общее количество растворенного в воде вещества.

На степень гидролизации может повлиять:

температура, при которой происходит процесс;

концентрация водного раствора;

состав участвующих в гидролизе веществ.

Можно усилить гидролиз с помощью воды (просто разбавить полученный раствор) или стимулировать процесс повышением температуры. Более сложным способом будет добавление в раствор такого вещества, которое могло бы связать один из продуктов гидролиза. К соли со слабой кислотой и сильным основанием нужно добавить соль со слабым основанием и сильной кислотой.

Для ослабления гидролиза раствор охлаждают и/или делают более концентрированным. Также можно изменить его состав: если гидролизация идет по катиону — добавляют кислоту, а если по аниону — щелочь.

Итак, мы разобрались, что такое гидролиз солей и каким он бывает. Пора проверить свои знания и ответить на вопросы по материалу.

Вопросы для самопроверки

Назовите необходимое условие для гидролиза.

Какие типы гидролиза вы знаете?

В каком случае в результате гидролиза может образоваться слабощелочная или слабокислая среда?

По какому типу гидролизуется соль с сильным основанием и слабым кислотным остатком?

При гидролизе соли с сильным основанием и слабой кислотой для ослабления процесса нужно добавить в раствор кислоту или щелочь?

Как воздействует на гидролиз разбавление раствора водой?

Как определяется количество ступеней гидролиза?

Какая среда раствора образуется при гидролизации солей NaF, KCl, FeBr2, Na2PO4? Ответов может быть несколько.

Какие из солей гидролизуются по катиону: Csl, FeSO4, RbNO3, CuSO4, Mn(NO3)2? Ответов может быть несколько.

Какая из солей не подвергается гидролизу: K2HPO4, KNO3, KCN, Ni(NO3)2?

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 .

CH3COONa + HOH ↔ CH3COOH + NaOH

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

сокращенное ионное уравнение:

CH3COO — + HOH ↔ CH3COOH + OH —

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:

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:

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

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

Fe 3+ + HOH ↔ FeOH 2+ + H +

FeCl3 + HOH ↔ FeOHCl2 + H Cl

FeOH 2+ + HOH ↔ Fe(OH)2 + + H +

FeOHCl2 + HOH ↔ Fe(OH)2Cl+ HCl

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 .

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 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:

! Исключения: (соли Ca, Sr, Ba и Fe 2+ ) – в этом случае получим обычный обменный процесс:

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

Соли Fe 3+ при взаимодействии с карбонатами также при смешивании в растворе (взаимном гидролизе) образуют осадок гидроксида и газ:

! 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!

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.

Галогенангидриды некоторых кислот:

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

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

BiCl3 + H2O = BiOCl + 2HCl,

SbCl3 + H2O = SbOCl + 2HCl.

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

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.

О чем эта статья:

11 класс, ЕГЭ/ОГЭ

Определение гидролиза

Гидролиз — это процесс взаимодействия сложного химического вещества с водой, итогом которого становится разложение молекул этого вещества. Сам термин происходит от двух греческих слов: hydor, что значит «вода», и lysis, то есть «распад».

Гидролизации подвержены как органические, так и неорганические вещества: углеводы, белки, оксиды, карбиды, соли и т. д. Например, гидролиз органических соединений напрямую связан с пищеварением — с его помощью происходит распад и усвоение клетками организма жиров, белков, углеводов. Но сейчас мы займемся неорганической химией и рассмотрим гидролизацию на примере солей.

Гидролиз солей — это реакция взаимодействия ионов соли с Н + и ОН − ионами воды, которая ведет к распаду исходного соединения. В результате такого ионного обмена образуется слабый электролит — кислотный, щелочной или нейтральный.

Условия гидролиза

Далеко не все соединения распадаются, вступая в реакцию с молекулами воды. Сейчас мы на примере солей рассмотрим, какие вещества подвергаются гидролизу, а какие нет, и от чего это зависит.

Начнем с того, что любая соль включает основание — амфотерный гидроксид, и кислотный остаток.

сульфат меди CuSO4состоит из основания Cu(ОН)2и кислоты H2SO4;

хлорид натрия NaCl состоит из основания NaOH и кислоты HCl;

хлорид цинка ZnCl2состоит из основания Zn(ОН)2 и кислоты HCI;

карбонат натрия Na2CO3состоит из основания NaOH и кислоты H2CO3.

В жизни первым разрушается самое слабое, и гидролиз в химии действует по тому же принципу. В ходе этой реакции распадаются более слабые соединения (основания или кислотные остатки). Слабый катион или слабый анион вступают во взаимодействие с ионами воды и связывают один из них или оба. В растворе образуется избыток ионов H + или гидроксильная группа OH − .

В зависимости от того, какие соли подвергаются гидролизу — со слабым основанием или слабой кислотой, в итоге может получиться кислая, щелочная или нейтральная среда водного раствора.

А что происходит, если соль состоит из сильного основания и сильного кислотного остатка? Ничего. 🙂 В этом случае ее сильные катионы и анионы не взаимодействуют с ионами воды. Такая соль не распадается, то есть не подвержена гидролизу.

Схема химической реакции гидролиза выглядит так:

XY + HOH ↔ XH + HOY

В данном случае:

XY — формула соли;

XH — кислотный остаток;

Индикаторы среды раствора

Для определения среды раствора за считанные секунды используются специальные индикаторы. Самый распространенный из них — лакмусовая бумага, но также популярны фенолфталеин и метиловый оранжевый. В нейтральной среде они не меняют свой цвет, а в кислотной или щелочной — приобретают другую окраску.

Изменение цвета индикатора однозначно говорит о том, что произошла гидролизация. Однако если цвет остался тем же — это не всегда означает отсутствие гидролиза. Среда будет почти нейтральной и в том случае, когда гидролизу подвергается соль со слабым основанием и слабой кислотой. Но об этом поговорим дальше, а пока посмотрите таблицу.

Виды гидролиза

Мы выяснили, что в составе соли может быть слабый ион, который и отвечает за гидролизацию. Он находится в основании, в кислотном остатке или в обоих компонентах, и от этого зависит тип гидролиза.

Соль с сильным основанием и сильной кислотой

Гидролиз отсутствует. Как вы уже знаете, при наличии сильного основания и сильного кислотного остатка соль не распадается при взаимодействии с водой. Так, например, невозможен гидролиз хлорида натрия (NaCl), поскольку в составе этого вещества нет слабых ионов. К таким же не подверженным гидролизации солям относят KClO4, Ba(NO3)2 и т. д.

Среда водного раствора — нейтральная, т. е. pH = 7.

Реакция индикаторов: не меняют свой цвет (лакмус остается фиолетовым, а фенолфталеин — бесцветным).

Соль со слабым основанием и сильной кислотой

Гидролиз по катиону. Как мы помним, гидролизация происходит только при наличии слабого иона, в данном случае — иона основания. Его катион вступает в реакцию и связывает гидроксид-ионы воды OH − . В итоге образуется раствор с избытком ионов водорода H + .

Среда водного раствора — кислая, pH меньше 7.

Реакция индикаторов: фенолфталеин остается бесцветным, лакмус и метиловый оранжевый — краснеют.

Нитрат аммония NH4NO3 состоит из слабого основания NH4OH и сильного кислотного остатка HNO3, поэтому он гидролизуется по катиону, то есть его катион NH4 + связывает ионы воды OH − .

Соль с сильным основанием и слабой кислотой

Гидролиз по аниону. Если слабым оказывается ион кислотного остатка, его отрицательно заряженная частица (анион) взаимодействует с катионом водорода H + в молекуле воды. В итоге получается раствор с повышенным содержанием OH − .

Среда водного раствора — щелочная, pH больше 7.

Реакция индикаторов: фенолфталеин становится малиновым, лакмус — синим, а метиловый оранжевый желтеет.

Нитрат калия KNO2 отличается сильным основанием KOH и слабым кислотным остатком HNO2, поэтому он гидролизуется по аниону. Другими словами, анион кислоты NO2 − связывает ионы воды H + .

Молекулярное уравнение: KNO2 + H2O ↔ HNO2 + KOH

Ионное уравнение: K + + NO2 − + HOH ↔ HNO2 + K + + OH −

Гидролиз по катиону и аниону. Если у соли оба компонента — слабые, при взаимодействии с водой в реакцию вступает и анион, и катион. При этом катион основания связывает ионы воды OH − а анион кислоты связывает ионы H +

Среда водного раствора: нейтральная, слабокислая или слабощелочная.

Реакция индикаторов: могут не изменить свой цвет.

Цианид аммония NH4CN включает слабое основание NH4OH и слабую кислоту HCN.

Молекулярное уравнение: NH4CN + H2O ↔ NH4OH + HCN

Ионное уравнение: NH4 + + CN − + HOH ↔ NH4OH + HCN

Среда в данном случае будет слабощелочной.

Обобщим все эти сведения в таблице гидролиза солей.

Ступенчатый гидролиз

Любой из видов гидролиза может проходить ступенчато. Так бывает в тех случаях, когда с водой взаимодействует соль с многозарядными катионами и анионами. Сколько ступеней будет включать процесс — зависит от числового заряда иона, отвечающего за гидролиз.

Как определить количество ступеней:

если соль содержит слабую многоосновную кислоту — число ступеней равняется основности этой кислоты;

если соль содержит слабое многокислотное основание — число ступеней определяют по кислотности основания.

Для примера рассмотрим гидролиз карбоната калия K2CO3. У нас есть двухосновная слабая кислота H2CO3, а значит, гидролизация пройдет по аниону в две ступени.

I ступень: K2CO3+HOH ↔ KOH+KHCO3, итогом которой стало получение гидроксида калия (KOH) и кислой соли (KHCO3).

II ступень: K2HCO3+HOH ↔ KOH+H2CO3, в итоге получился тот же гидроксид калия (KOH) и слабая угольная кислота (H2CO3).

Для приблизительных расчетов обычно принимают в учет только результаты первой ступени.

Химические свойства солей

В водных растворах соли на катионы металлов Ме+ и анионы кислотных остатков. При этом растворимые соли диссоциируют почти полностью, а нерастворимые соли практически не диссоциируют, либо диссоциируют только частично.

, хлорид кальция диссоциирует почти полностью:

Кислые и основные соли диссоциируют cтупенчато. При диссоциации кислых солей сначала разрываются ионные связи металла с кислотными остатком, затем диссоциирует кислотный остаток кислой соли на катионы водорода и анион кислотного остатка.

, гидрокарбонат натрия диссоциирует в две ступени:

Основные соли также диссоциируют ступенчато.

, гидроксокарбонат меди (II) диссоциирует в две ступени:

Двойные соли диссоциируют в одну ступень.

, сульфат алюминия-калия диссоциирует в одну ступень:

Смешанные соли диссоциируют также одноступенчато.

, хлорид-гипохлорит кальция диссоциирует в одну ступень:

Комплексные соли диссоциируют на комплексный ион и ионы внешней сферы.

, тетрагидроксоалюминат калия распадается на ионы калия и тетрагидроксоалюминат-ион:

Соли взаимодействуют с кислотными и амфотерными оксидами. При этом менее летучие оксиды вытесняют более летучие при сплавлении.

соль1 + амфотерный оксид = соль2 + кислотный оксид

соль1 + твердый кислотный оксид = соль2 + кислотный оксид

соль + основный оксид ≠

, карбонат калия взаимодействует с оксидом кремния (IV)  с образованием силиката калия и углекислого газа:

Карбонат калия также взаимодействует с оксидом алюминия  с образованием алюмината калия и углекислого газа:

Соли взаимодействуют с  Закономерности взаимодействия кислот с солями уже рассмотрены в данной статье в разделе «Получение солей».

4. Растворимые соли взаимодействуют с щелочами. Реакция возможна, только если образуется газ, осадок, вода или слабый электролит, поэтому с щелочами взаимодействуют, как правило, соли тяжелых металлов или соли аммония.

Растворимая соль + щелочь  = соль2 + основание

, сульфат меди (II) взаимодействует с гидроксидом калия, т.к. образуется осадок гидроксида меди (II):

Хлорид аммония взаимодействует с гидроксидом натрия:

Кислые соли взаимодействуют с щелочами с образованием средних солей.

Кислая соль + щелочь  = средняя соль + вода

, гидрокарбонат калия взаимодействует с гидроксидом калия:

5. Растворимые соли взаимодействуют с солями. Реакция возможна, только если обе соли растворимые, и в результате реакции образуется осадок.

Растворимая соль1 + растворимая соль2 = соль3 + соль4

Растворимая соль + нерастворимая соль ≠

, сульфат меди (II) взаимодействует с хлоридом бария, т.к. образуется осадок сульфата бария:

Некоторые кислые соли взаимодействуют с кислыми солями более слабых кислот. При этом более сильные кислоты вытесняют более слабые:

Кислая соль1 + кислая соль2 = соль3 + кислота

, гидрокарбонат калия взаимодействует с гидросульфатом калия:

KHSO4 + KHCO3 = H2O + CO2↑ + K2SO4

Некоторые кислые соли могут реагировать со своими средними солями.

, фосфат калия взаимодействует с дигидрофосфатом калия с образованием гидрофосфата калия:

K3PO4 + KH2PO4 = 2K2HPO4

оли взаимодействуют с металлами. Более активные металлы (расположенные левее в ряду активности металлов) вытесняют из солей менее активные.

, железо вытесняет медь из раствора сульфата меди (II):

CuSO4 + Fe = FeSO4 + Cu

серебро вытеснить медь не сможет:

CuSO4 + Ag ≠

Соль1 + металл1 = соль2 + металл2

Если реакция протекает в растворе, то добавляемый металл не должен реагировать с водой в растворе. Если мы добавляем в раствор соли щелочной или щелочноземельный металл, то этот металл будет реагировать  преимущественно с водой, а с солью будет реагировать незначительно.

, при добавлении натрия в раствор хлорида цинка натрий будет взаимодействовать с водой:

2H2O + 2Na = 2NaOH + H2

Образующийся гидроксид натрия, конечно, будет реагировать с хлоридом цинка:

ZnCl2 + 2NaOH = 2NaCl + Zn(OH)2

Но сам-то натрий с хлоридом цинка, таким образом, взаимодействовать напрямую не будет!

ZnCl2(р-р) + Na ≠

А вот в расплаве эта реакция при определенных условиях уже может протекать, так как в расплаве никакой воды нет.

ZnCl2(р-в) + 2Na = 2NaCl + Zn

И еще один нюанс. Чтобы получить расплав, соль необходимо нагреть. Но многие соли при нагревании разлагаются.  И реагировать с металлом, естественно, при этом не могут. Таким образом, реагировать с металлами в расплаве могут только те соли, которые не разлагаются при нагревании. А разлагаются при нагревании почти все нитраты, нерастворимые карбонаты и некоторые другие соли.

, нитрат меди (II) в расплаве не реагирует с железом, так как при нагревании нитрат меди разлагается:

2Cu(NO3)2 = 2CuO + 4NO2 + O2

Образующийся оксид меди, конечно, будет реагировать с железом:

CuO + Fe = FeO + Cu

Но сам-то нитрат меди, получается, с железом реагировать напрямую не будет!

Cu(NO3)2, (расплав) + Fe ≠

При добавлении меди (Cu) в раствор соли менее активного металла – серебра (AgNO3) произойдет химическая реакция:

2AgNO3 + Cu = Cu(NO3)2 + 2Ag

При добавлении железа (Fe) в  раствор соли меди (CuSO4) на железном гвозде появился розовый налет металлической меди:

При добавлении цинка в раствор нитрата свинца (II) на цинке образуется слой металлического свинца:

Pb(NO3)2  + Zn = Pb + Zn (NO3)2

Некоторые соли при нагревании .

Соли, в составе которых есть сильные окислители, разлагаются с окислительно-восстановительной реакцией. К таким солям относятся:

Некоторые соли разлагаются без изменения степени окисления элементов. К ним относятся:

Соли проявляют . Как правило, восстановительные свойства проявляют либо соли, содержащие неметаллы с низшей степенью окисления, либо соли, содержащие неметаллы или металлы с промежуточной степенью окисления.

, йодид калия окисляется хлоридом меди (II):

Соли проявляют и . Как правило, окислительные свойства проявляют соли, содержащие атомы металлов или неметаллов с высшей или промежуточной степенью окисления. Окислительные свойства некоторых солей рассмотрены в статье Окислительно-восстановительные реакции.