Гидролиз в химии, его значение и формула, определение и как сделать

Водные растворы солей имеют разные значения рН и показывают различную реакцию среды — кислую, щелочную, нейтральную.

Например, водный раствор хлорида алюминия AlCl3 имеет кислую среду (рН < 7), раствор карбоната калия K2СО3 — щелочную среду (pН > 7), растворы хлорида натрия NaCl и нитрита свинца Pb(NO2)2 — нейтральную среду (pН = 7).

Чем же можно объяснить различные среды водных растворов солей? Это объясняется тем, что в водных растворах соли подвергаются гидролизу.

• Слово «гидролиз» означает разложение водой («гидро» — вода, «лизис» — разложение).
• Гидролиз — одно из важнейших химических свойств солей.
• Гидролизом соли называется взаимодействие ионов соли с водой, в результате которого образуются слабые электролиты.

Сущность гидролиза сводится к химическому взаимодействию катионов или анионов соли с гидроксид-ионами ОН— или ионами водорода Н+ из молекул воды. В результате этого взаимодействия образуется малодиссоциирующее соединение (слабый электролит). Химическое равновесие процесса диссоциации воды смещается вправо.

Поэтому в водном растворе соли появляется избыток свободных ионов Н+ или ОН—, и раствор соли показывает кислую или щелочную среду.

Гидролиз — процесс обратимый для большинства солей. В состоянии равновесия только небольшая часть ионов соли гидролизуется.

Любую соль можно представить как продукт взаимодействия кислоты с основанием. Например, соль NaClO образована слабой кислотой HClO и сильным основанием NaOH.

Соли I, II, III типов подвергаются гидролизу, соли IV типа не подвергаются гидролизу

Рассмотрим примеры гидролиза различных типов солей.

I. Соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой, подвергаются гидролизу по аниону. Эти соли образованы катионом сильного основания и анионом слабой кислоты, который связывает катион водорода Н+ молекулы воды, образуя слабый электролит (кислоту).

1. Пример: Составим молекулярное и ионные уравнения гидролиза нитрита калия KNO2.
2. Соль KNO2 образована слабой одноосновной кислотой HNO2 и сильным основанием KОН, что можно изобразить схематически так:
3. Напишем уравнение гидролиза соли KNO2:
4. Каков механизм гидролиза этой соли?

Так как ионы Н+ соединяются в молекулы слабого электролита HNО2, их концентрация уменьшается и равновесие процесса диссоциации воды по принципу Ле-Шателье смещается вправо. В растворе увеличивается концентрация свободных гидроксид-ионов ОН—. Поэтому раствор соли KNO2 имеет щелочную реакцию (pН > 7).

Вывод: Соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой, при растворении в воде показывают щелочную реакцию среды, pН > 7.

II. Соли, образованные слабым основанием и сильной кислотой, гидролизуются по катиону. Эти соли образованы катионом слабого основания и анионом сильной кислоты. Катион соли связывает гидроксид-ион ОН— воды, образуя слабый электролит (основание).

Пример: Составим молекулярное и ионное уравнения гидролиза йодида аммония NH4I.

Соль NH4I образована слабым однокислотным основанием NH4OH и сильной кислотой НI:

При растворении в воде соли NH4I катионы аммония NH4+ связываются с гидроксид-ионами ОН— воды, образуя слабый электролит – гидроксид аммония NH4OH. В растворе появляется избыток ионов водорода Н+. Среда раствора соли NH4I – кислая, рН 7), потому что Kд(NH4ОH)> Kд(HCN).

Как уже было отмечено, для большинства солей гидролиз является обратимым процессом. В состоянии равновесия гидролизуется только небольшая часть соли. Однако некоторые соли полностью разлагаются водой, т. е. для них гидролиз является необратимым.

1. Необратимому (полному) гидролизу подвергаются соли, которые образованы слабым нерастворимым или летучим основанием и слабой летучей или нерастворимой кислотой. Такие соли не могут существовать в водных растворах, К ним, например, относятся:
2. Пример: Составим уравнение гидролиза сульфида алюминия Al2S3:
3. Al2S3 + 6H2O = 2Al(OH)3↓ + 3H2S↑
4. Гидролиз сульфида алюминия протекает практически полностью до образования гидроксида алюминия Al(OH)3 и сероводорода H2S.

Поэтому в результате обменных реакций между водными растворами некоторых солей не всегда образуются две новые соли. Одна из этих солей может подвергаться необратимому гидролизу с образованием соответствующего нерастворимого основания и слабой летучей (нераствориой) кислоты. Например:

• 3K2S + 2FeBr3 = Fe2S3 + 6KBr;
• Fe2S3 + 6H2O = 2Fe(OH)3↓ + 3H2S↑
• Суммируя эти уравнения, получаем:
• 3K2S + 2FeBr3 + 6Н2O = 2Fe(OH)3↓  + 3H2S↑ + 6KBr
• или в ионном виде:
• 3S2-  + 2Fe3+ + 6Н2O = 2Fe(OH)3↓ + 3H2S↑

IV. Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием, не гидролизуются, потому что катионы и анионы этих солей не связываются с ионами Н+ или ОН— воды, т. е.

не образуют с ними молекул слабых электролитов. Равновесие диссоциации воды не смещается.

Среда растворов этих солей — нейтральная (рН = 7,0), так как концентрации ионов Н+ и ОН— в их растворах равны, как в чистой воде.

Вывод: Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием, при растворении в воде гидролизу не подвергаются и показывают нейтральную реакцию среды (рН = 7,0).

Ступенчатый гидролиз

Гидролиз солей может протекать ступенчато. Рассмотрим случаи ступенчатого гидролиза.

1. Пример: Составим молекулярное и ионное уравнения гидролиза карбоната калия K2СО3.
2. Гидролиз соли K2СО3 протекает по аниону, потому что соль карбонат калия образована слабой кислотой Н2СО3 и сильным основанием KОН:
3. Так как Н2СО3 – двухосновная кислота, гидролиз K2СО3 протекает по двум ступеням.
4. Первая ступень:
5. Продуктами первой ступени гидролиза K2СО3 являются кислая соль KHCO3 и гидроксид калия KОН.
6. Вторая ступень (гидролиз кислой соли, которая образовалась в результате первой ступени):

Продуктами второй ступени гидролиза K2СО3 являются гидроксид калия и слабая угольная кислота Н2СО3. Гидролиз по второй ступени протекает в значительно меньшей степени, чем по первой ступени.

Среда раствора соли K2СО3 — щелочная (рН > 7), потому что в растворе увеличивается концентрация ионов ОН—.

Если соль образована слабым многокислотным основанием и сильной кислотой, то число ступеней гидролиза зависит от кислотности слабого основания. В водных растворах таких солей на первых ступенях образуется основная соль вместо основания и сильная кислота. Ступенчато гидролизуются соли MgSО4, CoI2, Al2(SO4)3, ZnBr2 и др.

Пример: Составим молекулярное и ионное уравнения гидролиза хлорида никеля (II) NiCl2.

Гидролиз соли NiCl2 протекает по катиону, так как соль образована слабым основанием Ni(OH)2 и сильной кислотой НСl. Катион Ni2+ связывает гидроксид-ионы ОН— воды. Ni(OH)2 — двухкислотное основание, поэтому гидролиз протекает по двум ступеням.

• Первая ступень:
• Продуктами первой ступени гидролиза NiCl2 являются основная соль NiOHCl и сильная кислота HCl.
• Вторая ступень (гидролиз основной соли, которая образовалась в результате первой ступени гидролиза):

Продуктами второй ступени гидролиза являются слабое основание гидроксид никеля (II) и сильная хлороводородная кислота НCl. Однако степень гидролиза по второй ступени намного меньше, чем по первой ступени.

Среда раствора NiCl2 — кислая, рН < 7, потому что в растворе увеличивается концентрация ионов Н+.

Гидролизу подвергаются не только соли, но и другие неорганические соединения. Гидролизуются также жиры, углеводы, белки и другие вещества, свойства которых изучаются в курсе органической химии. Поэтому можно дать более общее определение процесса гидролиза:

Гидролиз — это реакция обменного разложения веществ водой.

Источник: https://al-himik.ru/gidroliz-solej/

Гидролиз солей

Исследуем действие универсального индикатора на растворы некоторых солей

Как мы видим, среда первого раствора — нейтральная (рН=7), второго — кислая (рН < 7 ), третьего щелочная (рН > 7).  Чем же объяснить  столь интересный факт? ????

Для начала, давайте вспомним, что такое pH и от чего он зависит.

pH- водородный показатель,  мера концентрации ионов водорода в растворе (по первым буквам латинских слов potentia hydrogeni — сила водорода).

pH вычисляется как отрицательный десятичный логарифм концентрации водородных ионов, выраженной в молях на один литр:

В чистой воде при 25 °C концентрации ионов водорода [H+] и гидроксид-ионов [OH—] одинаковы и составляют 10-7 моль/л (рН=7).

Когда концентрации обоих видов ионов в растворе одинаковы,  раствор имеет нейтральную реакцию.  Когда [H+] > [OH—]  раствор является кислым, а при [OH—] > [H+] — щелочным.

Дело в том, что происходит смещение равновесия диссоциации воды вследствие связывания одного из ее ионов ([H+] или [OH—]) с ионами соли с образованием малодиссоциированного, труднорастворимого или летучего продукта. Это и есть суть гидролиза.

• Гидролиз солей — это химическое взаимодействие ионов соли с ионами воды, приводящее к образованию слабого электролита -кислоты (или кислой соли), или основания (или основной соли).
• Слово «гидролиз» означает разложение водой («гидро»-вода, «лизис» — разложение).
• В зависимости от того какой ион соли вступает во взаимодействие с водой, различают три типа гидролиза:

1. žгидролиз по катиону (в реакцию с водой вступает только катион);
2. žгидролиз по аниону (в реакцию с водой вступает только анион);
3. žсовместный гидролиз — гидролиз по катиону и по аниону (в реакцию с водой вступает и катион, и анион).

Любую соль  можно рассматривать как продукт, образованный взаимодействием основания и кислоты:

Гидролиз соли – взаимодействие ее ионов с водой, приводящее к появлению кислотной или щелочной среды, но не сопровождающееся образованием осадка или газа.
Процесс гидролиза протекает только с участием растворимых солей и состоит из двух этапов:
1) диссоциация соли в растворе – необратимая реакция (степень диссоциации , или 100%);
2) собственно гидролиз, т.е. взаимодействие ионов соли с водой, — обратимая реакция (степень гидролиза  ˂  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 KCl, NaNO3, NaSO4 и BaI  среда нейтральная.

Гидролиз по аниону

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

1) KNO2 = K+ + NO2—          (диссоциация)
2) NO2— + H2O ↔ HNO2 + OH—  (гидролиз)
Диссоциация соли KNO2  протекает полностью, гидролиз аниона NO2 – в очень малой степени (для 0,1 М раствора – на 0,0014%), но этого оказывается достаточно, чтобы раствор стал щелочным (среди продуктов гидролиза присутствует ион OH—), в нем pH = 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:
NO2— + H2O (H+, OH—) ↔ HNO2 + OH—
Примеры:

а)   NaClO = Na+ + ClO—

ClO— + H2O ↔ HClO + OH—
б)  LiCN = Li+ + CN—
CN— + H2O ↔ HCN + OH—
в)  Na2CO3 = 2Na+ + CO32-
     CO32- + H2O ↔ HCO3— + OH—
г)  K3PO4 = 3K+ + PO43-
PO43- + H2O ↔ HPO42- + OH—
д)  BaS = Ba2+ + S2-
S2- + H2O ↔ HS— + OH—
  Обратите внимание, что в примерах (в- д) нельзя увеличить число молекул воды и вместо гидроанионов (HCO3, HPO4, HS) писать формулы соответствующих кислот (H2CO3, H3PO4, H2S). Гидролиз – обратимая реакция, и протекать «до конца» (до образования кислоты) он не может.
Если бы такая неустойчивая кислота, как H2CO3, образовывалась в растворе своей соли NaCO3, то наблюдалось бы выделение из раствора газа  CO2 (H2CO3  =  CO2+ H2O). Однако, при растворении соды в воде образуется прозрачный раствор без газовыделения, что является свидетельством неполноты  протекания гидролиза аниона с появлением в растворе только гидранионов угольной кислоты HCO3— .
Степень гидролиза соли по аниону зависит от степени диссоциации продукта гидролиза – кислоты. Чем слабее кислота, тем выше степень гидролиза. Например, ионы CO32- , PO43- и S2- подвергаются гидролизу в большей степени, чем ион NO2, так как диссоциация H2CO3 и H2S по 2-й ступени, а H3PO4 по 3-тей ступени протекает значительно меньше, чем  диссоциация кислоты HNO2. Поэтому растворы, например, Na2CO3, K3PO4 и BaS будут сильнощелочными (в чем легко убедиться по мылкости 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 со щелочью и  будет  наблюдаться  выделение  водорода.  Это  –  дополнительное  доказательство протекания гидролиза, ведь в раствор соды  мы не добавляли щелочь NaOH!

Обратите особое внимание на соли кислот средней силы — ортофосфорной и сернистой.

По первой ступени эти кислоты диссоциируют довольно хорошо, поэтому их кислые соли гидролизу не подвергаются, и среда раствора таких солей — кислая (из-за наличия катиона водорода в составе соли).

А средние соли гидролизуются по аниону — среда щелочная. Итак, гидросульфиты, гидрофосфаты и дигидрофосфаты — не гидролизуются по аниону, среда кислая. Сульфиты и фосфаты — гидролизуются по аниону, среда щелочная.

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

1) Ni(NO3)2 = Ni2+ + 2NO3− (диссоциация)
2) Ni2+ + H2O ↔ NiOH+ + H+ (гидролиз)

Диссоциация соли Ni(NO3)2 протекает нацело, гидролиз катиона Ni2+ − в очень малой степени (для 0,1М раствора − на 0,001%), но этого оказывается достаточно, чтобы среда стала кислотной (среди продуктов гидролиза присутствует ион H+).

Гидролизу подвергаются катионы только малорастворимых основных и амфотерных гидроксидов и катион аммония NH4+. Катион металла отщепляет от молекулы воды гидроксид-ион и освобождает катион водорода H+.

Катион аммония в результате гидролиза образует слабое основание − гидрат аммиака и катион водорода:

NH4+ + H2O ↔ NH3 · H2O + H+

Если бы гидроксиды образовались, то из растворов солей выпали бы осадки, чего не наблюдается (эти соли образуют прозрачные растворы).
Избыток  катионов водорода  легко  обнаружить  индикатором  или  измерить  специальными приборами.

  В  концентрированный  раствор  сильно  гидролизующейся  по катиону соли,  вносится магний или цинк, то последние реагируют с кислотой с выделением водорода.

Если соль нерастворимая — то гидролиза нет, т.к ионы не взаимодействуют с водой.

1. Как гидролиз можно усилить:
2. •Добавить воды.
3. •Нагреть раствор (увеличится диссоциация воды).
4. •Связать один из продуктов гидролиза в труднорастворимое соединение или удалить один из продуктов в газовую фазу.
5. Как гидролиз можно подавить:
6. •Увеличить концентрацию растворённого вещества.
7. •Охладить раствор.
8. •Ввести в раствор один из продуктов гидролиза: подкислять (если рН 7).

Источник: http://himege.ru/gidroliz-solej/

Типы гидролиза в химии, уравнения и примеры

Если рассматривать гидролиз солей, то гидролизу подвергаются средние и кислые соли, в образовании которых участвовали сильная кислота и слабое основание (FeSO4, ZnCl2), слабая кислота и сильное основание (NaCO3, CaSO3), слабая кислота и слабое основание ((NH4)2CO3, BeSiO3). Если соль получена путем взаимодействия сильных кислоты и основания (NaCl, K2SO4) реакция гидролиза не протекает.

Типы гидролиза

Выделяют несколько типов гидролиза, среди которых наибольшее значение имеют:

а) гидролиз по аниону

Этот тип гидролиза характерен только для неорганических и органических солей, в образовании которых участвовали слабая кислота и сильное основание, например, по аниону гидролизуются метасиликат натрия (Na2SiO3), формиат натрия (HCOONa), ацетат калия (CH3COOK), сульфит кальция (CaSO3) и т.д.

Рассмотрим более подробно на примере ацетата калия (CH3COOK). Данная соль образована сильным основанием — гидроксидом калия (KOH)и слабой кислотой — уксусной (CH3COOH). Уравнение гидролиза будет выглядеть следующим образом:

• CH3COOK ↔ СH3COO— + K+ (диссоциация соли);
• СH3COO— + K+ + H2O ↔ CH3COOH + K+ + OH— (полное ионное уравнение);
• СH3COO— + H2O ↔ CH3COOH + OH— (сокращенное ионное уравнение);
• CH3COOK + H2O↔ CH3COOH + KOH (молекулярное уравнение).
• Наличие ионов OH— в растворе свидетельствует о щелочном характере среды.
• б) гидролиз по катиону

Этот тип гидролиза также характерен только для неорганических солей, в образовании которых участвовали сильная кислота и слабое основание, например, по катиону гидролизуются хлорид железа (III) (FeCl3), сульфат меди (II) (CuSO4), нитрат бериллия (Be(NO3)2) и т.д.

Рассмотрим более подробно на примере нитрата бериллия (Be(NO3)2). Данная соль образована слабым основанием — гидроксидом бериллия (Be(OH)2) и сильной кислотой — азотной (HNO3). Уравнение гидролиза будет выглядеть следующим образом:

1. Be(NO3)2 ↔ Be2+ + 2NO3— (диссоциация соли);
2. Be2+ + 2NO3— + H2O ↔ BeOH+ + H+ + 2NO3— (полное ионное уравнение);
3. Be2++H2O ↔ BeOH+ + H+ (сокращенное ионное уравнение);
4. Be(NO3)2 + H2O ↔ Be(OH)NO3 + HNO3 (молекулярное уравнение).
5. Теоретически возможна вторая ступень гидролиза:
6. Be(OH)NO3 ↔ BeOH+ + NO3— (диссоциация соли);
7. BeOH+ + NO3— + H2O ↔ Be(OH)2 + H+ + NO3— (полное ионное уравнение);
8. BeOH+ + H2O ↔ Be(OH)2 + H+ (сокращенное ионное уравнение);
9. Be(OH)NO3 + H2O ↔ Be(OH)2 + HNO3 (молекулярное уравнение).
10. Наличие ионов H+свидетельствует о кислом характере среды.
11. в) гидролиз и по катиону, и по аниону

Этот тип гидролиза характерен только для неорганических и органических солей, в образовании которых участвовали слабая кислота и слабое основание. Например, по катиону и аниону гидролизуются сульфит аммония (NH4SO3), сульфид железа (II) (FeS), нитрит меди (II) (Cu(NO2)2) и т.д.

Рассмотрим более подробно на примере сульфида серы. Данная соль образована слабым основанием — гидроксидом железа (II) (Fe(OH)2) и слабой кислотой — сероводородной (H2S). Уравнение гидролиза будет выглядеть следующим образом:

• FeS ↔ Fe2+ + S2- (диссоциация соли);
• FeS — + H2O ↔ Fe(OH)2↓+ H2S↑ (молекулярное уравнение).
• Среда нейтральная.
• г) щелочной гидролиз

Этот тип гидролиза характерен только органических соединений.Вещество гидролизуется под действием щелочей. Рассмотрим более подробно на примере галогенпроизводных:

д) кислотный гидролиз

Этот тип гидролиза характерен только органических соединений. Вещество гидролизуется в присутствии сильных минеральных кислот (чаще всего соляной — HCl и серной-H2SO4). Рассмотрим более подробно на примере сложных эфиров:

е) ферментативный гидролиз

Такому типу гидролизу подвергают биополимеры, например, белки и углеводы: на одной из стадий гидролиза для более быстрого расщепления высокомолекулярных соединений в реакционную смесь вводят энзимы (ферменты).

Примеры решения задач

Понравился сайт? Расскажи друзьям!

Источник: http://ru.solverbook.com/spravochnik/ximiya/11-klass/gidroliz/tipy-gidroliza/

Гидролиз солей

Men+ + H-OH ⇆ MeOH(n-1)+ + H+

Написав формулу образовавшейся частицы, тут же обсуждаем, что это за частица, будет ли она иметь заряд и какой, приходим к выводу, что, как правило, это гидроксокатион. А что останется от молекулы воды? Какую реакцию водного раствора обуславливает избыток этих частиц? Какова будет реакция индикатора? А теперь проверим нашу гипотезу (следует демонстрация опыта).

Теперь школьники могут самостоятельно сделать вывод:

Гидролиз по катиону приводит к образованию гидроксокатионов и ионов водорода (среда раствора кислая).

Отмечаем, что только иногда, при n=1, вместо гидроксокатионов получаем молекулы слабого основания.

А может ли гидроксокатион вступить в реакцию со следующей молекулой воды? Сообщаем, что это будет вторая ступень гидролиза, и что каждая следующая ступень протекает в тысячи раз слабее, чем предыдущая, что даже первая ступень протекает обычно на доли процента. Поэтому, как правило, рассматривается только первая ступень гидролиза.

Гидролиз по аниону разбираем аналогично, записываем уравнение:

Ann– + H-OH ⇆ HAn(n-1)– + OH–

Подводим учеников к выводу:

Гидролиз по аниону приводит к образованию гидроанионов и гидроксид-ионов (среда раствора щелочная).

Совместный гидролиз. Из самого названия следует, что в этом случае в растворе протекают две выше рассмотренные реакции. Предлагаем школьникам проанализировать их и сделать вывод о реакции среды.

Опровергаем (можно экспериментом) представление о том, что среда будет нейтральной. Одинаковое число ионов водорода и гидроксид-ионов только на бумаге.

На самом деле здесь протекают две независимые обратимые реакции, и каких ионов в растворе окажется больше, зависит от степени протекания каждой реакции. А это, в свою очередь, зависит от того, что слабее, кислота или основание.

Если слабее основание, то в большей степени будет протекать гидролиз по катиону и среда раствора будет кислой. Если слабее основание – наоборот. Как исключение, возможен случай, когда среда будет почти нейтральной, но это только исключение.

Одновременно обращаем внимание учащихся на то, что связывание гидроксид-ионов и ионов водорода в воду приводит к уменьшению их концентрации в растворе.

Предлагаем вспомнить принцип Ле Шателье и подумать, как это повлияет на равновесие.

Подводим их к выводу, что при совместном гидролизе степень его протекания будет значительно выше, и, в отдельных случаях, это может привести к полному гидролизу.

Полный гидролиз. Для полного протекания гидролиза нужно, чтобы соль была образована очень слабой кислотой и очень слабым основанием. Кроме того, желательно, чтобы один из продуктов гидролиза, уходил из сферы реакции в виде газа.

(Малорастворимые вещества, остающиеся в контакте с раствором, вообще говоря, не уходят из сферы реакции, поскольку все равно, сколько то растворимы.) 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. Полностью гидролизуются также алкоголяты.

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)2CO3.

В таблице растворимости для полностью гидролизующихся солей стоит прочерк. Однако прочерк может стоять по другим причинам: вещество не изучено, разлагается в ходе окислительно-восстановительной 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.

Алгоритм написания уравнений гидролиза.

Когда школьники поняли суть реакции гидролиза, даем (а лучше составляем вместе с ними) алгоритм написания уравнений гидролиза. Рассмотрим его на конкретных примерах.

1. Определяем тип гидролиза.

На этом этапе школьники могут написать уравнение диссоциации соли. Можно дать им “правило цепочки”: цепочка рвется по слабому звену, гидролиз идет по иону слабого электролита.

Пример 1. Гидролиз сульфата меди(II): CuSO4 = Cu2+ + SO42–

Соль образована катионом слабого основания (подчеркиваем) и анионом сильной кислоты. Гидролиз по катиону.

2. Пишем ионное уравнение гидролиза, определяем среду

Cu2+ + H-OH ⇆ CuOH+ + H+;

образуется катион гидроксомеди(II) и ион водорода, среда кислая

3. Составляем молекулярное уравнение.

Надо учитывать, что составление такого уравнения есть некоторая формальная задача. Из положительных и отрицательных частиц находящихся в растворе, мы составляем нейтральные частицы, существующие только на бумаге. В данном случае мы можем составить формулу (CuOH)2SO4, но для этого наше ионное уравнение мы должны мысленно умножить на два. Получаем:

2CuSO4 + 2H2O ⇆ (CuOH)2SO4 + H2SO4

Обращаем внимание, что продукт реакции относится к группе основных солей. Названия основных солей, как и названия средних, следует составлять из названия аниона и названия катиона, в данном случае соль назовем сульфат гидроксомеди(II). (Приставка “ди” не нужна, не говорим же мы “сульфат динатрия”).

Пример 2. Гидролиз ортофосфата рубидия.

1. Определяем тип гидролиза.

Rb3PO4 = 3Rb+ + PO43–

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

PO43– + H-OH ⇆ HPO42– + OH–

Продукты: гидрофосфат-ион и гидроксид-ион среда щелочная.

3. Составляем молекулярное уравнение.

Rb3PO4 + H2O ⇆ Rb2HPO4 + RbOH

Получили кислую соль – гидрофосфат рубидия.

Пример 3. Ацетат алюминия

1. Определяем тип гидролиза.

Al(CH3COO)3 = Al3+ + 3CH3COO–

Соль слабого основания и слабой кислоты – совместный гидролиз.

2. Ионные уравнения гидролиза, среда.

Al3+ + H-OH ⇆ AlOH2+ + H+;

CH3COO– + H-OH ⇆ CH3COOH + 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(CH3COO)3 + H2O ⇆ AlOH(CH3COO)2 + CH3COOH

Тоже как формальное упражнение, для тренировки в составлении формул солей и их номенклатуре. Полученную соль назовем ацетат гидроксоалюминия.

Факторы, влияющие на степень гидролиза.

Поскольку гидролиз обратимая реакция, то на состояние равновесия гидролиза влияют температура, концентрации участников реакции, добавки посторонних веществ.

Если в реакции не участвуют газообразные вещества, практически не влияет давление. Исключается из рассмотрения вода, так как ее концентрация в водных растворах практически постоянна (~55 моль/л).

Так для наших примеров 1 и 2 выражения констант равновесия (констант гидролиза) имеют вид:

    и   

Температура. Поскольку реакция гидролиза эндотермическая, то повышение температуры смещает равновесие в системе вправо, степень гидролиза возрастает.

Концентрация продуктов гидролиза. В соответствии с принципом Ле Шателье, повышение концентрации ионов водорода (для примера 1) приведет к смещению равновесия влево. Степень гидролиза будет уменьшаться. Также будет влиять увеличение концентрации гидроксид-ионов для реакции рассмотренной в примере 2.

Концентрация соли. Рассмотрение этого фактора приводит к парадоксальному выводу: равновесие в системе смещается вправо, в соответствии с принципом Ле Шателье, но степень гидролиза уменьшается. Понять это помогает константа равновесия.

Да, при добавлении соли, то есть фосфат-ионов (пример 2), равновесие будет смещаться вправо, концентрация гидрофосфат и гидроксид-ионов будет возрастать.

Но из рассмотрения константы равновесия этой реакции ясно, что для того, чтобы увеличить концентрацию гидроксид-ионов вдвое, нам надо концентрацию фосфат-ионов увеличить в 4 раза! Ведь значение константы должно быть неизменным. А это значит, что степень гидролиза, под которой можно понимать отношение [OH–] / [PO43–], уменьшится вдвое.

Разбавление. Этот фактор означает одновременное уменьшение концентрации всех частиц в растворе (не считая воды). В соответствии с принципом Ле Шателье, такое воздействие приводит к смещению равновесия в сторону реакции, идущей с увеличением числа частиц.

Реакция гидролиза протекает (без учета воды!) с увеличением числа частиц. Следовательно при разбавлении равновесие смещается в сторону протекания этой реакции, вправо, степень гидролиза возрастает. К этому же выводу придем из рассмотрения константы гидролиза.

Добавки посторонних веществ могут влиять на положение равновесия в том случае, когда эти вещества реагируют с одним из участников реакции. Так, при добавлении к раствору сульфата меди (пример 1) раствора гидроксида натрия, содержащиеся в нем гидроксид-ионы будут взаимодействовать с ионами водорода.

В результате их концентрация уменьшится, и, по принципу Ле Шателье, равновесие в системе сместится вправо, степень гидролиза возрастет.

А если к тому же раствору добавить раствор сульфида натрия, то равновесие сместится не вправо, как можно было бы ожидать (взаимное усиление гидролиза) а наоборот, влево, из-за связывания ионов меди в практически нерастворимый сульфид меди.

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.

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.

Гидролиз в заданиях ЕГЭ по химии.

Вопрос А26. (2003г) 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.. Анализируем:

• 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:
  SiO32– + H2O ⇆ HSiO3– + OH – .

Правильный ответ: 4.

Вопрос A29 (демонстрационный вариант 2005 г)

Среда раствора карбоната калия
1) щелочная   2) кислая   3) нейтральная   4) слабокислая

Рассматриваем аналогично, Правильный ответ: 1.

Вопрос B5. (демонстрационный вариант 2005 г)
Установите соответствие между формулой соли и ионным уравнением гидролиза этой соли.

ФОРМУЛА СОЛИ 1) CuSO4 2) K2CO3 3) CH3COONa 4) (NH4)2SO4

ИОННОЕ УРАВНЕНИЕ A) CH3COO– + H2O ⇆ CH3COOH + OH– Б) NH4+ + H2O ⇆ NH3*H2O + H+ В) Сu2+ + H2O ⇆ Cu(OH)+ + H+ Г ) СO32– + H2O ⇆ HCO3– + OH– Д) Сu2+ + 2H2O ⇆ Cu(OH)2 +2H+

Пример не слишком удачного вопроса. С одной стороны, трудно на него не ответить, исходя из простого сопоставления формул в левой и правой колонке. Про гидролиз можно при этом ничего не знать.

С другой стороны, оба ионных уравнений для катиона меди можно считать правильными. Второе уравнение мы бы назвали суммарным для двух стадий гидролиза, и отметили бы, что степень протекания реакции по нему чрезвычайно мала.

Только на основе этого мы выберем первое уравнение. Окончательный ответ: ВГАБ

Вопрос В3. (2004 г) Установите соответствие между условиями и состоянием химического равновесия процесса гидролиза солей.

УСЛОВИЯ СМЕЩЕНИЯ РАВНОВЕСИЯ 1) нагревание раствора 2) добавление продуктов гидролиза 3) охлаждение раствора 4) разбавление раствора

ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ А) смещается влево Б) смещается вправо В) не смещается

Используя установленные выше закономерности, придем к правильному ответу: БААБ

С1. (2004 г) Как скажется на состоянии химического равновесия в системе

Zn2+ + H2O ⇆ ZnOH+ + H+ – Q

1) добавление H2SO4
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 H2SO4: H2SO4 =2H+ + SO42– ; повышение концентрации ионов водорода приводит, по принципу Ле Шателье, к смещению равновесия в системе влево.

2) добавление KOH: KOH= K+ + OH– ; H+ + OH– =H2O;
гидроксид-ионы связывают ионы водорода в малодиссоциирующее вещество, воду. Снижение концентрации ионов водорода приводит, по принципу Ле Шателье, к смещению равновесия в системе вправо.

1. Ответ, включающий все три элемента, оценивался в 3 балла.
2. Попробуйте самостоятельно ответить на следующие вопросы:
3. Вопрос А26. (2003 г) Между собой водные растворы сульфата и фосфата натрия можно различить с помощью

• 1) гидроксида натрия
  2) серной кислоты
  3) фенолфталеина
• 4) фосфорной кислоты

Вопрос В3. (2003 г). Установите соответствие между названиями солей и средой их растворов.

НАЗВАНИЕ СОЛИ 1) нитрит калия 2) сульфат железа 3) карбонат калия 4) хлорид алюминия

СРЕДА РАСТВОРА А) кислая Б) нейтральная В) щелочная

Вопрос В3. (2004 г) Установите соответствие между формулой соли и способностью этой соли к гидролизу.

ФОРМУЛА СОЛИ 1) Zn(CH3COO)2 2) NaBr 3) Li2S 4) (NH4)2SO4

СПОСОБНОСТЬ К ГИДРОЛИЗУ А) гидролиз по катиону Б) гидролиз по аниону В) гидролиз по катиону и аниону Г) гидролизу не подвергается

Вопрос С1. (2003 г) Сульфид-ион – типичный протолит. Напишите уравнение протолиза (гидролиза) сульфид-иона в водном растворе по первой ступени. Укажите среду этого раствора. Как скажется добавление гидроксида натрия на степень протолиза сульфид-ионов? (3 балла)

Подводя итог, отметим, что в рамках школьного курса в реакциях гидролиза солей нет ничего чрезмерно сложного для понимания школьника.

Здесь используются общие правила написания ионных уравнений, общие представления о смещении химического равновесия, общий поход к номенклатуре солей, краткий и удобный алгоритм написания уравнений.

Хочется надеяться, что изложенный материал поможет вам и вашим ученикам.

Источник: http://www.kontren.narod.ru/lttrs/gydrol.htm

Урок №10-11. Гидролиз солей — ХиМуЛя.com

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.

1). 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).
• 3).  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).
• 4). 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.

1. Реакция среды этих растворов может быть нейтральной,
   слабокислой или слабощелочной: 
2. Al2S3 + 6H2O =>2Al(OH)3↓+ 3H2S↑
3. Гидролиз —
   процесс обратимый. 
4. Гидролиз протекает необратимо, если в результате
   реакции образуется нерастворимое основание и (или) летучая кислота
5. 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. Кислота Основания Слабые — CH3COOH, H2CO3,H2S, HClO, HClO2 Средней силы — H3PO4 Сильные — НСl, HBr, HI, НNО3, НСlO4, Н2SO4 Слабые – все нерастворимые в воде основания и NH4OH Сильные – щёлочи (искл.  NH4OH)	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

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

№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 .

Источник: https://www.sites.google.com/site/himulacom/zvonok-na-urok/9-klass—vtoroj-god-obucenia/urok-no10-11-gidroliz-solej

Гидролиз солей

В общем случае, гидролиз солей – это процесс обменного разложения воды и растворенной в ней соли – электролита, приводящий к образованию малодиссоциирующего вещества. Гидролиз является частным случаем сольволиза – обменного разложения растворенного вещества и растворителя.

Характеризовать гидролиз количественно позволяют такие величины, как Степень гидролиза и константа гидролиза.

Степень гидролиза

• — это соотношение количества подвергающейся гидролизу соли nгидр и общего количества растворенной соли nобщ. Обычно, ее обозначают через hгидр (или α ):
• hгидр = (nгидр/nобщ)·100 %
• Величина hгидр увеличивается с уменьшением силы образующих соль кислоты или основания.

Константа гидролиза

1. Представим в общем виде процесс гидролиза соли, в котором в роли соли выступает – МА, а НА и МОН — соответственно, кислота и основание, которые образуют данную соль:
2. MA + H2O ↔ HA + MOH
3. Применив закон действующих масс, запишем константу, соответствующую этому равновесию:
4. K = [HA]·[MOH]/[MA]·[H2O]
5. Известно, что концентрация воды в разбавленных растворах, имеет практически постоянное значение, поэтому ее можно включить в константу
6. K·[H2O]= Kг,
7. тогда для константы гидролиза соли Kг будет иметь такой вид:
8. Kг = [HA]·[MOH]/[MA]
9. По величине константы гидролиза можно судить о полноте гидролиза: чем больше ее значение, тем в большей мере протекает гидролиз.
10. Константа и степень гидролиза связаны соотношением:
11. Kг = С·h2/(1- h), моль/л
12. Где С – концентрация соли в растворе,  h- степень гидролиза

Это выражение можно упростить, т.к. обычно h˂˂1, тогда

• Kг = С·h2
• Зная, константу гидролиза, можно определить pH среды:
• Kг = [HA]·[MOH]/[MA]
• Концентрация образовавшейся кислоты равна концентрации гидроксид ионов, тогда
• Kг = [OH—]2/[MA]
• Используя это выражение можно вычислить pH раствора
• [OH—] = (Kг·[MA])1/2 моль/л
• [H+] = 10-14/[OH—] моль/л
• pH = -lg[H+]

Гидролиз солей можно представить, как поляризационное взаимодействие ионов и их гидратной оболочки. Гидролиз протекает тем полнее, сильнее поляризующее действие ионов. Возможны 4 случая протекания гидролиза:

1. Соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой не подвергаются гидролизу. В этом случае, гидролиз практически не происходит, т.к. катионы и анионы, образующиеся в растворе при диссоциации соли, слабо поляризуют гидратную оболочку. pH среды не изменяется (рН ≈ 7):

1. NaCl ↔ Na+ + Cl—
2. Na+ + HOH ↔ реакция практически не протекает
3. Cl— + HOH ↔ реакция практически не протекает

1. Такое соединение, при ионизации, образует катионы, способные к поляризации гидратной оболочки и анионы, которые их поляризуют слабо. Тогда гидролиз проходит по катиону, при этом среда носит кислый характер, т.е. рН ˂ 7:

• NH4Cl ↔ NH4+ + Cl—
• NH4+ + HOH ↔ NH4OH + H+
• Cl—+ HOH ↔ реакция практически не идет
• NH4Cl+ HOH ↔ NH4OH + HCl
• Для солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой, константа гидролиза и константа диссоциации основания связаны соотношением:
• Kг = KH2O/Kосн
• Понятно, что чем меньше сила основания, тем в большей степени протекает гидролиз.
• Если соль образованна слабым основанием многовалентного металла и сильной кислотой, то ее гидролиз будет протекать ступенчато:
• FeCl2 ↔ Fe2+ + 2Cl—

I ступень	Fe2++ HOH ↔ (FeOH)+ + H+FeCl2 + HOH ↔ (FeOH)Cl + HCl
II ступень	(FeOH)+ + HOH ↔ Fe(OH)2 + H+(FeOH)Cl + HOH↔ Fe(OH)2 + HCl

1. Константа гидролиза по первой ступени связана с константой диссоциации основания по второй ступени, а константа гидролиза по второй ступени  — с константой диссоциации основания по первой ступени:
2. Kг1 = KH2O/Kосн2
3. Kг2 = KH2O/Kосн1
4. Поскольку первая константа диссоциации кислоты всегда больше второй, то первая константа гидролиза всегда больше, чем константа вторая гидролиза, так как первая константа диссоциации основания всегда больше второй
5. Kг1 > Kг2

Отсюда следует, что по первой ступени, гидролиз всегда будет протекать в большей степени, чем по второй. Этому также способствуют ионы, которые образуются при гидролизе по первой ступени, они приводят подавлению гидролиза по второй ступени, смещая равновесие влево.

Сравнивая величины Kг и Kосн можно качественно определить pH среды. Так, если Kг намного больше Kосн, то среда сильнокислая, при Kг намного меньшей Kосн — среда слабокислая, а если Kг и Kосн сопоставимы, то — среднекислая.

1. Такое соединение в растворе образует слабополяризующие катионы и среднеполяризующие анионы. Гидролиз протекает по аниону, и в его результате создается щелочная среда, pH > 7:

• NaCN ↔ Na+ + CN—
• CN— + HOH ↔ HCN + OH—
• Na+ + HOH ↔ реакция практически не идет
• NaCN + HOH ↔ HCN + NaOH
• Константа гидролиза и константа диссоциации кислоты связаны зависимостью:
• Kг = KH2O/Kк-ты

Т.е. гидролиз соли протекает тем полнее, чем слабее образующая эту соль, кислота.

Возможен гидролиз соли, образованной слабой многоосновной кислотой и сильным основанием. В этом случае гидролиз протекает по ступеням:

Na2SO3 ↔ 2Na+ + SO32-

I ступень	SO32- + HOH ↔ HSO3— + OH—Na2SO3 + HOH ↔ NaHSO3 + NaOH
II ступень	HSO3— + HOH ↔ H2SO3 + OH—NaHSO3 + HOH ↔ H2SO3 + NaOH

1. В этом случае, константа гидролиза по первой и второй ступеням определяется соотношениями:
2. Kг1 = KH2O/Kк-ты2
3. Kг2 = KH2O/Kк-ты1
4. Следует помнить, что гидролиз по второй ступени протекает в ничтожно малой степени.

Сравнивая величины Kг и Kк-ты, можно качественно определить pH среды. Так, если Kг намного больше Kк-ты, то среда сильнощелочная, при Kг намного меньшей Kк-ты — среда слабощелочная, а если Kг и Kосн сопоставимы, то — среднещелочная.

1. Такие соли, при ионизации образуют среднеполяризующие катионы и анионы, поэтому гидролиз возможен как по катиону, так и по аниону.

   При этом относительная сила образовавшихся кислоты и основания, будут влиять на характер среды (слабокислая или слабощелочная, pH ≈ 7).

   Такого типа гидролиз протекает особо полно, обычно с образованием малорастворимого вещества:

• Al2S3 + 6HOH ↔ 2Al(OH)3↓+ 3H2S↑
• Константу гидролиза можно рассчитать, зная константы диссоциации кислоты и основания с помощью следующего соотношения:
• Kг = KH2O/(Kк-ты·Kосн)

Влияние различных факторов на протекание гидролиза

• Природа соли. Это видно из выражения для константы гидролиза.
• Концентрация соли и продуктов реакции. В соответствии с принципом Ле-Шателье, равновесие должно смещаться вправо, при этом увеличивается концентрация ионов водорода (или гидроксид-ионов), что приводит к уменьшению степени гидролиза.
• Температура. Известно, что гидролиз притекает с поглощением теплоты (эндотермическая реакция), поэтому согласно принципу Ле Шателье, при увеличении температуры равновесие сдвигается вправо, что ведет к росту степени гидролиза.

Источник: http://zadachi-po-khimii.ru/obshaya-himiya/gidroliz-solej.html