Тема «Гидролиз солей »
Задание: перед изучением темы повторите классификацию веществ с точки зрения электролитической классификации.
· Гидролиз солей - это химическое взаимодействие ионов соли с ионами воды, приводящее к образованию слабого электролита. Если рассматривать соль как продукт нейтрализации основания кислотой, то можно разделить соли на четыре группы, для каждой из которых гидролиз будет протекать по своему. |
Гидролиз не возможен
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)
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).
Гидролиз по аниону (в реакцию с водой вступает только анион)
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+ +SiO32- + Н+ + ОH-<=> НSiO3- + 2K+ + ОН-
рН таких растворов > 7 (раствор приобретает щелочную реакцию).
Совместный гидролиз (в реакцию с водой вступает и катион и анион)
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
· 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.
| 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 |
· Степень гидролиза
Под степенью гидролиза подразумевается отношение части соли, подвергающейся гидролизу, к общей концентрации её ионов в растворе. Обозначается α (или hгидр);
α = (c гидр/ c общ)·100 %
где c гидр — число молей гидролизованной соли,
c общ — общее число молей растворённой соли.
Степень гидролиза соли тем выше, чем слабее кислота или основание, её образующие.
Является количественной характеристикой гидролиза.
Константа гидролиза — константа равновесия гидролитической реакции.
Выведем уравнение константы гидролиза соли, образованной слабой кислотой и сильным основанием:
Уравнение константы равновесия для данной реакции будет иметь вид:
или
Так как концентрация молекул воды в растворе постоянна, то произведение двух постоянных можно заменить одной новой — константой гидролиза:
Численное значение константы гидролиза получим, используя ионное произведение воды и константу диссоциации азотистой кислоты :
подставим в уравнение константы гидролиза равна:
В общем случае для соли, образованной слабой кислотой и сильным основанием:
,
где Ka — константа диссоциации слабой кислоты, образующейся при гидролизе
для соли, образованной сильной кислотой и слабым основанием:
где Kb — константа диссоциации слабого основания, образующегося при гидролизе
для соли, образованной слабой кислотой и слабым основанием:
.
· Практическое применение.
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.
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"
· Задания для закрепления материала
№1. Запишите уравнения гидролиза солей и определите среду водных растворов (рН) и тип гидролиза:
Na2SiO3, AlCl3, K2S.
№2. Составьте уравнения гидролиза солей, определите тип гидролиза и среду раствора:
Сульфита калия, хлорида натрия, бромида железа (III)
№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, Cульфат аммония - (NH4)2SO4, Бромид бария - BaBr2.