Ресурсный материал по теме Гидролиз

Гидролиз органических и неорганических соединений.

Химические источники тока.

Этот процесс происходит при растворении соли в воде.

МAn +HOH MOH + HAn (соли растворимы в Н₂О),

где М- катион металла, An-  анион группа. Исключение -образование кристаллогидратов.

CuSO₄+ 5H₂O = CuSO₄∙5H₂O (медный купарос)

В результате гидролиза изменяется кислотность среды в кислую (рН<7) или щелочную(рН>7)  сторону (нейтральная среда 6,6≤ рН≤ 7). Это происходит при условии (таблица 1)

Среда в результате гидролиза определяется по сильному компоненту соли (основанию или кислоте). Гидролиз протекает в направлении связывания ионов.

Сильные кислоты: H₂SO₄ , HClO₄ , HNO₃ , HClO₃ , HI, HBr , HCl.

Сильные основания: KOH,  NaOH, CaOH.

Определить среду раствора можно по окраске индикатора  (какого?)

  Таким образом ионные уравнения :

1) соль сильной кислоты + соль сильной кислоты = осадок()

2) соль слабой кислоты + сильная кислота = газ + вода

3)  щёлочь + сильная кислота = вода

Гидролиз соли – это взаимодействие ее ионов с водой, приводящее к появлению кислотной или щелочной среды, но не сопровождающееся образованием осадка или газа (ниже речь идет о средних солях).

Процесс гидролиза протекает только с участием растворимых солей и состоит из двух этапов:

1) диссоциация соли в растворе – необратимая реакция (степень диссоциации α = 1, или 100 %);

2) собственно гидролиз, т. е. взаимодействие ионов соли с водой, – обратимая реакция (степень гидролиза α < 1, или 100 %).

Уравнения 1‑го и 2‑го этапов – первый из них необратим, второй обратим – складывать нельзя!

Отметим, что соли, образованные катионами щелочей и анионами сильных кислот, гидролизу не подвергаются, они лишь диссоциируют при растворении в воде. В растворах солей КCl, NaNO₃, Na₂SO₄ и BaI₂ среда нейтральная.

В случае взаимодействия аниона растворенной соли с водой процесс называется гидролизом соли по аниону.

1)

2)

Диссоциация соли KNO₂ протекает полностью, гидролиз аниона NO₂ – в очень малой степени (для 0,1М раствора – на 0,0014 %), но этого оказывается достаточно, чтобы раствор стал щелочным (среди продуктов гидролиза присутствует ион ОН^‑), в нем рН = 8,14.

Гидролизу подвергаются анионы только слабых кислот (в данном примере – нитрит‑ион NO₂^‑, отвечающий слабой азотистой кислоте HNO₂). Анион слабой кислоты притягивает к себе катион водорода, имеющийся в воде, и образует молекулу этой кислоты, а гидроксид‑ион остается свободным:

Список гидролизующихся анионов:

Примеры:

а)

б)

в)

г)

д)

Обратите внимание, что в примерах (в – д) нельзя увеличивать число молекул воды и вместо гидроанионов (HCO₃^‑, HPO₄^2‑, HS^‑) писать формулы соответствующих кислот (Н₂СO₃, Н₃РO₄, H₂S). Гидролиз – обратимая реакция, и протекать «до конца» (до образования кислоты Н_nА) он не может.

Если бы такая неустойчивая кислота, как Н₂СO₃, образовалась в растворе своей соли Na₂CO₃, то наблюдалось бы выделение из раствора газа СO₂ (Н₂СO₃ = СO₂↓ + Н₂O). Однако при растворении соды в воде образуется прозрачный раствор без газовыделения, что является свидетельством неполноты протекания гидролиза аниона СО| с появлением в растворе только гидроаниона угольной кислоты HCOg.

Степень гидролиза соли по аниону зависит от степени диссоциации продукта гидролиза – кислоты (HNO₂, НClO, HCN) или ее гидроаниона (HCO₃^‑, HPO₄^2‑, HS^‑); чем слабее кислота, тем выше степень гидролиза. Например, ионы СО₃^2‑, РО₄^3‑ и S^2‑ подвергаются гидролизу в большей степени (в 0,1 М растворах ~ 5 %, 37 % и 58 % соответственно), чем ион NO₂, так как диссоциация Н₂СO₃ и H₂S по 2‑й ступени, а Н₃РO₄ по 3‑й ступени (т. е. диссоциация ионов HCO₃^‑, HS^‑ и HPO₄^2‑) протекает значительно меньше, чем диссоциация кислоты HNO₂. Поэтому растворы, например, Na₂CO₃, К₃РO₄ и BaS будут сильнощелочными (в чем легко убедиться по мылкости раствора соды на ощупь). Избыток ионов ОН в растворе легко обнаружить индикатором или измерить специальными приборами (рН‑метрами).

Если в концентрированный раствор сильно гидролизующейся по аниону соли, например Na₂CO₃, внести алюминий, то последний (вследствие амфотерности) прореагирует с ОН^‑

и будет наблюдаться выделение водорода. Это – дополнительное доказательство протекания гидролиза иона СО₃^2‑ (ведь в раствор Na₂CO₃ мы не добавляли щелочь NaOH!).

В случае взаимодействия катиона растворенной соли с водой процесс называется гидролизом соли по катиону:

Диссоциация соли Ni(NO₃)₂ протекает полностью, гидролиз катиона Ni²⁺ – в очень малой степени (для 0,1 М раствора – на 0,001 %), но этого оказывается достаточно, чтобы раствор стал кислым (среди продуктов гидролиза присутствует ион Н⁺), в нем рН = 5,96.

Гидролизу подвергаются катионы только малорастворимых основных и амфотерных гидроксидов и катион аммония NH₄⁺. Гидролизуемый катион притягивает к себе анион ОН^‑, имеющийся в воде, и образует соответствующий гидроксокатион, а катион Н⁺ остается свободным:

Катион аммония в этом случае образует слабое основание – гидрат аммиака:

Список гидролизующихся катионов:

Примеры:

а)

б)

в)

г)

Обратите внимание, что в примерах (а – в) нельзя увеличивать число молекул воды и вместо гидроксокатионов FeOH²⁺, CrOH²⁺, ZnOH⁺ писать формулы гидроксидов FeO(OH), Cr(OH)₃, Zn(OH)₂. Если бы гидроксиды образовались, то из растворов солей FeCl₃, Cr₂(SO₄)₃ и ZnBr₂ выпали бы осадки, чего не наблюдается (эти соли образуют прозрачные растворы).

Избыток катионов Н⁺ легко обнаружить индикатором или измерить специальными приборами. Можно также

проделать такой опыт. В концентрированный раствор сильно гидролизующейся по катиону соли, например AlCl₃:

вносится магний или цинк. Последние прореагируют с Н⁺:

и будет наблюдаться выделение водорода. Этот опыт – дополнительное свидетельство протекания гидролиза катиона Al³⁺ (ведь в раствор AlCl₃ мы не добавляли кислоту!).

Пример. Какая из солей не подвержена гидролизу?

1) хлорид натрия    3) хлорид алюминия;

3) хлорид магния                  4) сульфат железа (III)

Пояснение. Соль NaCl  Na⁺ + Cl^-    NaОН- сильное основание

                                         НОН ОН^- + Н⁺   НCl  - сильная кислота

Вывод: гидролезу не подвергается, т.к. среда нейтральная.

Д/з §21,с.97 №1-3 ;§22,с 102.№3-4