1.4.7 Гидролиз солей. Среда водных растворов: кислая, нейтральная, щелочная
Видеоурок: Гидролиз солей
Лекция: Гидролиз солей. Среда водных растворов: кислая, нейтральная, щелочная
Гидролиз солейМы продолжаем изучать закономерности протекания химических реакций. При изучении темы 1.4.5 Электролитическая диссоциация электролитов в водных растворах 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 (H2SO3) и фосфорную (H3PO4) кислоту чаще относят к кислотам средней силы. При решении задач по гидролизу, данные кислоты необходимо относить к слабым.
Кислоты:
Сильные: HCl; HBr; Hl; HNO3; HClO4; H2SO4. Их кислотные остатки с водой не взаимодействуют.
Слабые: HF; H2CO3; H2SiO3; H2S; HNO2; H2SO3; H3PO4; 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 (NH4OH). А катионы металлов здесь взаимодействуют с водой.
Исходя из данного материала, рассмотрим типы солей:
Соли с сильным основанием и сильной кислотой. К примеру: Ba (NO3)2, KCl, Li2SO4. 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, K2CO3, Li2S. 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(NO3)2, Fe2(SO4)3, CuSO4. Особенности: с водой взаимодействуют только катионы металлов, происходит гидролиз по катиону. Среда - кислая.
Соли со слабым основанием и слабой кислотой. К примеру: CH3COONН4, (NН4)2CО3, HCOONН4. 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 FeCl2
FeCl2 + H2O ↔ Fe(OH)Cl + HCl (молекулярное уравнение)
Fe2+ + 2Cl- + H+ + OH- ↔ FeOH+ + 2Cl- + Н+ (полное ионное уравнение)
Fe2+ + H2O ↔ FeOH+ + Н+ (сокращенное ионное уравнение)
Пример гидролиза по аниону и образования щелочной среды:
Гидролиз ацетата натрия CH3COONa
CH3COONa + H2O ↔ CH3COOH + NaOH (молекулярное уравнение)
Na+ + CH3COO- + H2O ↔ Na+ + CH3COOH + OH- (полное ионное уравнение)
CH3COO- + H2O ↔ CH3COOH + OH- (сокращенное ионное уравнение)
Пример совместного гидролиза:
- Гидролиз сульфида алюминия Al2S3
Al2S3 + 6H2O ↔ 2Al(OH)3↓+ 3H2S↑
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:
2FeCl3 + 3Na2CO3 ↔ Fe2(CO3)3 + 6NaCl
Fe2(CO3)3 + 6H2O ↔ 2Fe(OH)3 + 3H2O + 3CO2
Складываем эти два уравнения, то что повторяется в левой и правой частях, сокращаем:
2FeCl3 + 3Na2CO3 + 3H2O ↔ 6NaCl + 2Fe(OH)3↓ + 3CO2↑
| Предыдущий урок | Следующий урок |
Оставить комментарий