му по химии / Дергачева гидролиз солей
В результате гидролиза по катиону будет происходить подкисление среды (pH < 7).
Лакмус изменяет цвет на красный, фенолфталеин не изменяет цвет.
Степень гидролиза катионов увеличивается в ряду:
Ni 2+ , La 3+ , Mn 2+ , NH 4 + , Co 2+ , Zn 2+ , Cd 2+ , Cu 2+ , Fe 2+ , Pb 2+ , Al 3+ , Sc 3+ , Cr 3+ , Fe 3+ .
Примеры гидролиза по катиону. 1. Гидролиз CuCl 2
Первая ступень: в молекулярной форме:
CuCl 2 + Н 2 О CuOHCl + HCl
в полной ионной форме:
Cu 2+ + 2Cl - + Н 2 О CuOH + + 2Cl - + H +
в сокращенной ионной форме:
Cu 2+ + Н 2 О CuOH + + H +
Вторая ступень: в молекулярной форме:
CuOHCl + Н 2 О Cu(OH) 2 + HCl
в полной ионной форме:
CuOH + + Cl - + Н 2 О Cu(OH) 2 + H + + Cl -
в сокращенной ионной форме:
CuOH + + Н 2 О Cu(OH) 2 + H +
2. Гидролиз ZnSO 4
Первая ступень : в молекулярной форме:
2ZnSO 4 + 2Н 2 О (ZnOH) 2 SO 4 + H 2 SO 4
в полной ионной форме:
2Zn 2+ + 2SO 4 2- + 2Н 2 О 2ZnOH + + 2SO 4 2- + 2H +
в сокращенной ионной форме:
Zn 2+ + Н 2 О ZnOH + + H +
Вторая ступень : в молекулярной форме:
(ZnOH) 2 SO 4 + 2Н 2 О 2Zn(OH) 2 + H 2 SO 4
в полной ионной форме:
ZnOH + + SO 4 2- + 2Н 2 О 2Zn(OH) 2 + H + + SO 4 2-
в сокращенной ионной форме:
ZnOH + + Н 2 О Zn(OH) 2 + H +
3. Гидролиз Al 2 (SO 4 ) 3
Первая ступень: в молекулярной форме:
Al 2 (SO 4 ) 3 + 2H 2 O 2Al(OH)SO 4 + H 2 SO 4
в полной ионной форме:
2Al 3+ + 3SO 4 2- + 2H 2 O 2AlOH 2+ + 3SO 4 2- + 2H +
в сокращенной ионной форме:
Al 3+ + H 2 O AlOH 2+ + H +
Вторая ступень: в молекулярной форме:
2Al(OH)SO 4 + 2H 2 O (Al(OH) 2 ) 2 SO 4 + H 2 SO 4
в полной ионной форме:
2AlOH 2+ + 2SO 4 2- + 2H 2 O 2Al(OH) 2 + + 2SO 4 2- + 2H +
в сокращенной ионной форме:
AlOH 2+ + H 2 O Al(OH) 2 + + H +
Третья ступень: в молекулярной форме:
(Al(OH) 2 ) 2 SO 4 + 2H 2 O H 2 SO 4 + 2Al(OH) 3
в полной ионной форме:
2Al(OH) 2 + + SO 4 2- + 2H 2 O 2Al(OH) 3 + 2H + + SO 4 2-
в сокращенной ионной форме:
Al(OH) 2 + + H 2 O Al(OH) 3 + H +
3 случай гидролиза: гидролиз по аниону и катиону (полный гидролиз)
Гидролиз по аниону и катиону (полный гидролиз) – гидролиз соли образованной слабым основанием и слабой кислотой (например, Na 2 CO 3 , Na 2 S, CH 3 COOK, Na 2 SiO 3 , LiCN, K 3 PO 4 )
В результате полного гидролиза среда остается нейтральной (в зависимости от силы образовавшейся кислоты и основания возможно небольшое подщелачивание или подкисление среды (pH
Лакмус и фенолфталеин не изменяют цвет.
Для полного протекания гидролиза нужно, чтобы:
соль была образована очень слабой кислотой и очень слабым основанием;
один из продуктов гидролиза, уходил из сферы реакции в виде газа. Поэтому полному гидролизу подвергаются обычно соли газообразных
или неустойчивых кислот: сероводородной, угольной, отчасти сернистой. К ним примыкают вещества, которые в обычном понимании уже не являются солями: нитриды, фосфиды, карбиды, ацетилениды, бориды.
Если вернуться к обычным солям, то полностью гидролизующиеся соли (карбонаты, сульфиды алюминия, хрома (III), железа (III)) нельзя получить реакциями обмена в водных растворах. Вместо ожидаемых продуктов в результате реакции мы получим продукты гидролиза. Гидролиз осложняет протекание многих других реакций обмена. Так, при взаимодействии карбоната натрия с сульфатом меди в осадок обычно выпадает основной карбонат меди (CuOH) 2 CO 3 .
В таблице растворимости (Приложение) для полностью гидролизующихся солей стоит прочерк. Однако прочерк может стоять по другим причинам: вещество не изучено, разлагается в ходе окислительновосстановительной реакции, и т.п. Некоторые прочерки в таблице растворимости вызывают удивление. Так, сульфид бария хорошо известен и растворим (как и сульфиды других щелочноземельных металлов). Гидролиз этих солей протекает только по аниону.
Примеры полного гидролиза: 1. Гидролиз CuS
CuS + 2Н 2 О Cu(OH) 2 + H 2 S
2. Гидролиз ZnCO 3
ZnCO 3 + Н 2 О Zn(OH) 2 + CO 2 ↑ + H 2 O
3. Гидролиз NH 4 CN
NH 4 CN + H 2 O NH 4 OH + HCN
4 случай гидролиза: соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием
Например, NaCl, CaCl 2 , К 2 SO 4 и др. не гидролизуются, и растворы данных солей имеют нейтральную реакцию ( рН=7).
Так, хлорид натрия NaCl состоит из катиона металла Na + соответствующего сильному основанию гидроксиду натрия NaOH и аниона кислотного остатка Cl - соответствующего сильной соляной кислоте HCl. Соответственно наша соль образована сильной кислотой и сильным основанием, поэтому гидролизу она не подвергается.
Na + + Cl – + H 2 O Na + + Cl – + H + + OH – , NaCl + H 2 O (нет реакции)
1.5 Как решать задачи по теме: «Гидролиз солей»
Алгоритм написания уравнений гидролиза.
1. Определяем случай гидролиза.
2. Пишем ионное уравнение гидролиза, определяем среду.
3. Составляем молекулярное уравнение.
Задача 1. Необходимо определить пойдет ли гидролиз следующих солей: КCl, KCN и (NH 4 ) 2 S. Напишите уравнения возможных процессов гидролиза.
Хлорид калия КCl состоит из катиона металла К + соответствующего сильному основанию гидроксиду натрия КOH и аниона кислотного остатка Cl - соответствующего сильной соляной кислоте HCl. Соответственно наша соль образована сильной кислотой и сильным основанием, поэтому гидролизу она не подвергается.
Цианид калия KCN состоит из катиона металла K + соответствующего сильному основанию гидроксиду калия KOH и аниона кислотного остатка CN - соответствующего слабой синильной кислоте HCN. Соответственно наша соль образована слабой кислотой и сильным основанием, поэтому гидролиз пойдет по аниону.
KCN + H 2 O KOH + HCN
Сульфид аммония (NH 4 ) 2 S состоит из катиона NH 4 + соответствующего слабому основанию гидроксиду аммония NH 4 OH и аниона кислотного остатка S 2- соответствующего слабой сероводородной кислоте H 2 S.
Соответственно наша соль образована слабой кислотой и слабым основанием, поэтому гидролиз пойдет по аниону и катиону.
(NH 4 ) 2 S + 2 H 2 O 2 NH 4 OH + H 2 S
Задача 2. Написать гидролиз ортофосфата рубидия.
1. Определяем случай гидролиза.
Rb 3 PO 4 3Rb + + PO 4 3–
Рубидий – щелочной металл, его гидроксид сильное основание, фосфорная кислота, особенно по своей третьей стадии диссоциации, отвечающей образованию фосфатов – слабая кислота. Гидролиз по аниону.
2. Пишем ионное уравнение гидролиза, определяем среду.
PO 4 3– + H-OH HPO 4 2– + OH –
Продукты: гидрофосфат-ион и гидроксид-ион. Отсюда следует, среда щелочная.
3. Составляем молекулярное уравнение.
Rb 3 PO 4 + H 2 O Rb 2 HPO 4 + RbOH
Получили кислую соль – гидрофосфат рубидия.
Задача 3 . Написать гидролиз ацетата алюминия.
1. Определяем случай гидролиза.
Al(CH 3 COO) 3 Al 3+ + 3CH 3 COO –
Соль слабого основания и слабой кислоты – совместный гидролиз.
2. Ионные уравнения гидролиза, среда.
Al 3+ + H-OH AlOH 2+ + H + ;
CH 3 COO – + H-OH CH 3 COOH + OH –
Учитывая, что гидроксид алюминия очень слабое основание, предположим, что гидролиз по катиону будет протекать в большей степени, чем по аниону, следовательно, в растворе будет избыток ионов водорода и среда будет кислая. Не стоит пытаться составлять здесь «суммарное» уравнение реакции. Обе реакции обратимы, никак друг с другом не связаны, и такое суммирование бессмысленно.
3. Составляем молекулярное уравнение.
Al(CH 3 COO) 3 + H 2 O AlOH(CH 3 COO) 2 + CH 3 COOH
Задача 4 . Написать гидролиз карбоната лития.
1. Определяем случай гидролиза.
Карбонат натрия Li 2 CO 3 – соль слабой многоосновной кислоты H 2 CO 3 и сильного основания LiОН. В этом случае анионы соли СО 3 2- , связывая водородные ионы воды, образуют гидрокарбонат-ионы НСО 3 - , а не молекулы Н 2 СО 3 . Гидролиз идѐт по первой ступени. Соль гидролизуется по аниону.
2. Пишем ионное уравнение гидролиза, определяем среду.
2 Li + + СО 3 2- + Н 2 О Li + + НСО 3 - + Li + + ОН -
СО 3 2- + Н 2 О НСО 3 - + ОН -
В растворе появляется избыток ионов ОН - , поэтому раствор Li 2 CO 3 имеет щелочную реакцию (рН > 7).
3. Составляем молекулярное уравнение.
Li 2 CO 3 + Н 2 О LiНCO 3 + LiОН.
Задача 5. Какие продукты образуются при смешивании растворов солей Fe(NO 3 ) 3 и Na 2 CO 3 ? Составьте ионно-молекулярное и молекулярное уравнение реакции.
Соль Fe(NO 3 ) 3 гидролизуется по катиону, а Na 2 CO 3 – по аниону.
Fe 3+ + Н 2 О FeОН 2+ + Н +
CO 3 2־ + Н 2 О НСО ־ 3 - + ОН -
Гидролиз этих солей обычно ограничивается первой ступенью. При смешивании растворов этих солей ионы Н + и ОН ־ взаимодействуют, образуя молекулы слабого электролита. Это приводит к тому, что усиливается гидролиз каждой из солей до образования осадка и газа:
Fe(ОН) 3 и СО 2. Ионно-молекулярное уравнение:
2Fe 3+ + 3CO 3 2- + 3Н 2 О 2Fe(ОН) 2 + СО 2
2Fe(NO 3 ) 3 + 3Na 2 CO 3 + 3Н 2 О 2Fe(ОН) 2 + 3СО 2 + 6NaNO 3
Задача 6. Фенолфталеин можно использовать для обнаружения в водном растворе соли
1) ацетата алюминия
2) нитрата калия
3) сульфата алюминия
4) силиката натрия
Фенолфталеин – индикатор на щелочную среду, в которой он
принимает малиновую окраску (возможно, для многих камнем преткновения в этом вопросе стало незнание окрасок индикаторов: фенолфталеина, лакмуса, метилоранжа). В растворе соли щелочная среда может возникнуть при гидролизе по аниону.
1) ацетат алюминия, рассмотрено выше, совместный гидролиз, среда слабокислая;
2) нитрат калия, кислота и основание сильные, гидролиз не идет, среда нейтральная;
3) сульфат алюминия, сильная кислота и слабое основание, гидролиз по катиону, среда кислая;
4) силикат натрия, слабая кислота и сильное основание, гидролиз по аниону, среда щелочная:
SiO 3 2– + H 2 O HSiO 3 – + OH – .
Правильный ответ: 4.
Задача 7. Как скажется на состоянии химического равновесия в системе
Zn 2+ + H 2 O ZnOH + + H + – Q
1) добавление H 2 SO 4
2) добавление KOH
3) нагревание раствора? Ответ обоснуйте.
При ответе на этот вопрос надо учитывать, что добавляемые вещества –
электролиты. Поставляемые ими ионы могут, как непосредственно влиять на равновесие, так и взаимодействовать с одним из ионов, участвующих в обратимой реакции.
1) добавление H 2 SO 4 : H 2 SO 4 2H + + SO 4 2– ;
повышение концентрации ионов водорода приводит, по принципу Ле Шателье, к смещению равновесия в системе влево.
2) добавление KOH: KOH→ K + + OH – ;
H + + OH – H 2 O; гидроксид-ионы связывают ионы водорода в малодиссоциирующее вещество, воду.
Снижение концентрации ионов водорода приводит, по принципу Ле Шателье, к смещению равновесия в системе вправо.
3) нагревание раствора.
По принципу Ле Шателье, повышение температуры приводит к смещению равновесия в сторону протекания эндотермической реакции, т.е. – вправо.
2. ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ
Лабораторная работа: «Гидролиз солей»
Цель: научиться экспериментально подтверждать основные случаи гидролиза солей.
Опыт 1 . Реакция среды в растворах различных солей В пять пробирок до 1/3 их объема налить нейтральный раствор
лакмуса. Одну пробирку оставить в качестве контрольной, а в остальные добавить по одному микрошпателю кристаллов следующих солей: в первую – хлорида алюминия, во вторую – карбоната натрия, в третью – хлорида калия, в четвертую – ацетата аммония.
По изменению окраски лакмуса сделать вывод о реакции среды в растворе каждой соли. Полученные результаты внести в таблицу.
Запомните. Для определения реакции среды пользуются индикаторами
– веществами, которые изменяют окраску в зависимости от концентрации в растворе ионов Н + .
Индикаторы – слабодиссоциирующие органические кислоты или основания, у которых недиссоциированные молекулы и ионы благодаря разному строению имеют различную окраску.
Лакмус содержит так называемую азометиновую кислоту, недиссоциированные молекулы которой красного цвета, а анионы – синего цвета. Диссоциация лакмуса:
При растворении лакмуса в воде его молекулы HInd, присутствуя совместно с Ind - , придает раствору промежуточную (фиолетовую) окраску.
Если к этому прибавить кислоты, вследствие увеличения [H + ] равновесие диссоциации сместится влево – раствор станет красным.
При добавлении к нейтральному раствору лакмуса [ОН - ] равновесие сместится вправо – раствор станет синим. Аналогично объясняется изменение окраски у других индикаторов.