Правила составления уравнений гидролиза солей.

Гидролизом называется реакция ионов соли с водой, приводящая к образованию слабого электролита. Этот процесс может иметь несколько стадий (многоступенчатый гидролиз). Число стадий гидролиза всегда равно заряду ионов, вступающих в реакцию. Однако, практически осуществляется только 1-я стадия гидролиза, а вторая и другие могут быть рассмотрены только теоретически. Обычно такое рассмотрение требуется для объяснения необратимого гидролиза.

Пример 1.

Гидролиз по катиону.

Этот тип гидролиза характерен для солей образованных основанием - слабым электролитом (малорастворимое или нерастворимое основание) и кислотой - сильным электролитом. При этом в реакцию вступают положительно заряженные ионы металла (катионы), поэтому, этот случай называется - гидролиз по катиону.

1. Напишите уравнение диссоциации соли:

Сu(NO₃)₂ Cu²⁺ + 2 NO₃ ^-

2. Определите силу электролитов (кислоты и основания), которыми образована соль.

3. Составьте ионные уравнения гидролиза.

С молекулами воды вступают в реакцию ионы, которым соответствует слабый электролит (в нашем случае это катионы меди Сu ²⁺ (положительно заряженные ионы), так как им соответствует слабый электролит - Сu(OH)₂.

Молекулы воды для упрощения будем записывать HOH, считая её условно ионным соединением: H⁺OH^-

Ниже рассмотрены черновые записи и рассуждения по составлению ионных уравнений реакций гидролиза.

Ион меди (Cu2+) соединяется с гидроксид ионом (ОН-), поскольку разноимённо заряженные частицы притягиваются.	Заряд образовавшейся частицы СuOH+ равен сумме зарядов:   Cu2+ + H+OH-   + 2 + (-1) = +1 (единичку не пишут).	Ион водорода (H+) остаётся от молекулы воды и показывает, что реакция среды в растворе соли кислая (рН < 7)
1-я ступень гидролиза:   2-я ступень гидролиза:	Cu2+ + H+OH- CuOH+ + H+   CuOH+ + H+OH- Cu(OH)2 + H+

Число стадий гидролиза равно заряду иона:   Сu 2+   2 стадии.

Заряд образовавшейся частицы Cu(OH)2 равен сумме зарядов:   CuOH+ + H+OH-     + 1 + (-1) = 0 (ноль не пишут).

Запишите в окончательном виде реакции гидролиза в ионном виде.

Cu²⁺ + H₂O CuOH⁺ + H⁺

CuOH⁺ + H₂O Cu(OH)₂ + H⁺ практически не идёт

4. Составьте уравнения гидролиза в молекулярном виде для каждой из ионных реакций в отдельности.

1-я ступень гидролиза:	Cu2+ + HOH CuOH+ + H+
Ион меди (Cu2+) имеет заряд 2+. Чтобы заряд стал равен 0, необходимо два отрицательных заряда. Поэтому, посмотрим какие имеются анионы в уравнении диссоциации:	Ионы CuOH+ и ионы водорода Н+ имеют один положительный заряд. Чтобы заряд стал равен 0 необходимо по одному отрицательному заряду. Поэтому, посмотрим, какие имеются анионы в уравнении диссоциации.
Уравнение диссоциации:	Сu(NO3)2 Cu2+ + 2 NO3 -
В этом уравнении отрицательно заряженные ионы - NO3 -
Каждый ион NO3 - имеет один отрицательный заряд, поэтому, для связывания иона Сu2+ потребуется два NO3 - иона.	Каждый ион NO3 - имеет один отрицательный заряд, поэтому, для связывания иона СuOH+ потребуется один NO3 - ион.	Каждый ион NO3 - имеет один отрицательный заряд, поэтому, для связывания иона H+ потребуется один NO3 - ион.
Cu2+ +2 NO3 - + H2O CuOH+ + NO3 - + H+ + NO3 -
Молекулярное уравнение гидролиза:   Cu(NO3)2 + H2O Cu(OH)NO3 + HNO3

Аналогично 2-я стадия:

Добавляем NO₃ ^- ионы по смыслу:

2-я ступень гидролиза: CuOH⁺ + NO₃ ^- + H₂O Cu(OH)₂ + H⁺ + NO₃ ^-

Молекулярное:

Cu(OН)NO₃ + H₂O Cu(OH)₂ + HNO₃ практически не идёт

Пример 2.

Гидролиз по аниону.

Этот тип гидролиза характерен для солей образованных основанием - сильным электролитом (растворимое основание) и кислотой - слабым электролитом. При этом в реакцию вступают отрицательно заряженные ионы кислотного остатка (анионы), поэтому, этот случай называется - гидролиз по аниону.

1. Напишите уравнение диссоциации соли:

К₂СО₃ 2 K⁺ + CO₃^2-

2. Определите силу электролитов (кислоты и основания), которыми образована соль.

3. Составьте ионные уравнения гидролиза.

С молекулами воды вступают в реакцию ионы, которым соответствует слабый электролит (в нашем случае это карбонат анионы СO₃^2- (отрицательно заряженные ионы), так как им соответствует слабый электролит - H₂CO₃.

Молекулы воды для упрощения будем записывать HOH, считая её условно ионным соединением: H⁺OH^-

Ниже рассмотрены черновые записи и рассуждения по составлению ионных уравнений реакций гидролиза.

Ион меди (CO3 2-) соединяется с ионом водорода (Н+ ), поскольку разноимённо заряженные частицы притягиваются.	Заряд образовавшейся частицы HCO3 - равен сумме зарядов:   CO32- + H+OH-   - 2 + (+1) = -1 (единичку не пишут).	Гидроксид ион (OH-) остаётся от молекулы воды и показывает, что реакция среды в растворе соли щелочная (рН > 7)
1-я ступень гидролиза:     2-я ступень гидролиза:	CO32- + H+OH- HCO3 - + OH -     HCO3 - + H+OH- H2CO3 + OH -
Число стадий гидролиза равно заряду иона:   Сu 2+   2 стадии.	Заряд образовавшейся частицы H2СO3 равен сумме зарядов:   HCO3 - + H+OH-   - 1 + (+1) = 0 (ноль не пишут).

Запишите в окончательном виде реакции гидролиза в ионном виде.

CO₃^2- + HOH HCO₃ ^- + OH ^-

HCO₃ ^- + HOH H₂CO₃ + OH ^- практически не идёт

4. Составьте уравнения гидролиза в молекулярном виде для каждой из ионных реакций в отдельности.

1-я ступень гидролиза:	CO32- + HOH HCO3 - + OH -
Карбонат ион (CO3 2-) имеет заряд 2-. Чтобы заряд стал равен 0, необходимо два положительных заряда. Поэтому, посмотрим какие имеются какатионы в уравнении диссоциации:	Ионы HCO3 - и гидроксид ионы OН- имеют один отрицательный заряд. Чтобы заряд стал равен 0, необходимо по одному положительному заряду. Поэтому, посмотрим какие имеются катионы в уравнении диссоциации.
Уравнение диссоциации:	К2СО3 2 K+ + CO32-
В этом уравнении положительно заряженные ионы - K+
Каждый ион K + имеет один положительный заряд, поэтому, для связывания иона СO3 2- потребуется два иона K+.	Каждый ион K + имеет один положительный заряд, поэтому, для связывания иона HСO3 - потребуется один ион K+.	Каждый ион K + имеет один положительный заряд, поэтому, для связывания иона OH - потребуется один ион K+.
2 K+ + CO32- + HOH K+ + HCO3 - + K+ + OH -
Молекулярное уравнение гидролиза:   K2CO3 + H2O KHCO3 + KOH

Аналогично 2-я стадия:

Добавляем ионы K⁺ по смыслу:

2-я ступень гидролиза: K⁺ + HCO₃ ^- + HOH H₂CO₃ + K⁺ + OH ^-

Молекулярное:

KHCO₃ + HOH H₂CO₃ + KOH

Пример 3.

Обратимый гидролиз по катиону и по аниону.

Этот тип гидролиза характерен для солей образованных основанием - гидратом аммиака (гидроксидом аммония) - слабым электролитом и кислотой - слабым электролитом. При этом в реакцию вступают и катионы аммония (NH₄ ⁺) и ионы кислотного остатка (анионы).

1. Напишите уравнение диссоциации соли:

(NH₄)₂СО₃ 2 NH₄ ⁺ + CO₃^2-

2. Определите силу электролитов (кислоты и основания), которыми образована соль.

3. Составьте ионные уравнения гидролиза.

С молекулами воды вступают в реакцию ионы, которым соответствует слабый электролит (в нашем случае это ионы аммония - NH₄ ⁺ и карбонат анионы - СO₃ ^2-, так как им соответствуют слабые электролиты - NH₃ • H₂O и H₂CO₃.

Молекулы воды для упрощения будем записывать HOH, считая её условно ионным соединением: H⁺OH^-

Ниже рассмотрены черновые записи и рассуждения по составлению ионных уравнений реакций гидролиза.

1) Запишите друг под другом ионные уравнения гидролиза аналогично тому, как это объяснено в примерах 1 и 2. 2) Подчеркните в левой и правой частях разных уравнений одинаковые частицы. 3) Просуммируйте ионные уравнения без подчёркнутых частиц.
1-я ступень гидролиза:   1-я ступень гидролиза:   2-я ступень гидролиза:	NH4 + + H+OH- NH3 • H2O + H +   CO32- + H+OH- HCO3 - + OH -   HCO3 - + H+OH- H2CO3 + OH -     Суммируем ионные уравнения гидролиза без подчеркнутых частиц:
Суммарное уравнение: NH4 + + CO32- + 3 НОН NH3 • H2O + H2CO3 + H+ + OH- + OH-   cократить на 1 молекулу воды   После сокращения имеем:   NH4 + + CO32- + 2 Н2О NH3 • H2O + H2CO3 + OH-
Гидроксид ион (OH-) остаётся в конечном ионном уравнении, поэтому, реакция cреды в растворе соли щелочная (рН > 7)

4. Составьте уравнение гидролиза в молекулярном виде.

Слева в уравнении:   Напишите формулу исходной соли, подвергающейся гиролизу - (NH4)2CO3 и формулу воды - H2O.	Справа в уравнении:   Напишите формулы продуктов гидролиза из ионного уравнения, записанных там в молекулярном виде, т.е. NH3 • H2O и H2CO3
Затем уравняйте левую и правую часть схемы:   (NH4)2CO3 + 2 H2O 2 (NH3 • H2O) + H2CO3
Так как, продукты гидролиза NH3 • H2O и H2CO3 растворимые вещества (нет осадка), в уравнении остается знак обратимости.	Обратите внимание, что гидрат аммиака (NH3 • H2O) при уравнивании надо взять в скобки

Пример 4.

Необратимый гидролиз по катиону и по аниону.

Этот тип гидролиза характерен для солей образованных основанием - слабым электролитом и кислотой - слабым электролитом. При этом в реакцию вступают ионы металла (катионы)и ионы кислотного остатка (анионы).

1. Напишите уравнение диссоциации соли:

Al₂S₃ 2 Al ³⁺ + 3 S ^2-

2. Определите силу электролитов (кислоты и основания), которыми образована соль.

3. Составьте ионные уравнения гидролиза.

С молекулами воды вступают в реакцию ионы, которым соответствует слабый электролит (в нашем случае это ионы алюминия - Al ³⁺ и сульфид ионы - S ^2-, так как им соответствуют слабые электролиты - Al(OH)₃ и H₂S.

Молекулы воды для упрощения будем записывать HOH, считая её условно ионным соединением: H⁺OH^-

Ниже рассмотрены черновые записи и рассуждения по составлению ионных уравнений реакций гидролиза.

1-я ступень гидролиза:   2-я ступень гидролиза:   3-я ступень гидролиза:   1-я ступень гидролиза:   2-я ступень гидролиза:	Al 3+ + H+OH- AlOH 2+ + H +   AlOH 2+ + H+OH- Al(OH)2 + + H +   Al(OH)2 + + H+OH- Al(OH)3 + H +   S 2- + H+OH- HS - + OH-   HS - + H+OH- H2S + OH-     Суммируем ионные уравнения гидролиза без подчеркнутых частиц:
Суммарное уравнение:   Al 3+ + S 2- + 5 НОН Þ Al(OH)3 ¯ + H2S + H+ + 2 H+ + 2 OH-   2 H2O   cократить на 2 молекулы воды   После сокращения имеем:   Al 3+ + S 2- + 3 Н2О Þ Al(OH)3 ¯ + H2S + H+
Ион (H+) остаётся в конечном ионном уравнении, поэтому, реакция cреды в растворе соли кислая (рН < 7)

4. Составьте уравнение гидролиза в молекулярном виде.

Гидролиз в широком смысле.

Гидролиз в широком смысле - это процесс разложения водой не только солей, но и других веществ (от греческих (gydor - гидор) - вода, (lysis - лизис) - разлагать).

Соли подвергающиеся необратимому гидролизу, обычно отмечены в таблице растворимости прочерком (¾). Однако, существуют вещества, формулы которых неотмечены в таблице растворимости и их необратимый гидролиз не подчиняется этим правилам. О таких веществах необходимо помнить, так как они относятся к исключениям. Вот наиболее часто встречающиеся примеры реакций гидролиза таких веществ:

1) Карбиды металлов (соединения металла с углеродом) разлагаются водой по-разному, но всегда при этом образуется гидроксида металла и выделяется газообразное органическое вещество.

2) Гидриды металлов (соединения металла с водородом) разлагаются водой с образованием гидроксида металла и водорода:

3) Нитриды металлов (соединения металла с азотом) разлагаются водой с образованием гидроксида металла и аммиака (NH₃):

4) Фосфиды металлов (соединения металла с фосфором) разлагаются водой с образованием гидроксида металла и фосфина (РH₃):

5) Силициды металлов (соединения металла с кремнием) разлагаются водой с образованием гидроксида металла и силана (SiH₄):

6) Галогениды фосфора (соединения фосфора с хлором или бромом) разлагаются водой с образованием одной из фосфорных кислот и галогеноводородной кислоты (HГ):

7) Оксохлориды серы и углерода (соединение серы или углерода с кислородом и хлором) разлагаются водой с образованием одной из кислот неметалла и солянойкислоты (HCl):

8) Соли некоторых металлов (Be ²⁺, Sn ²⁺, Bi ³⁺). При гидролизе этих солей получаются основные соли, так как основные соли не растворимы в воде (они выпадают в осадок):

2 BeSO₄ + 2 H₂O Þ (BeOH)₂SO₄ ¯ + H₂SO₄

SnCl₂ + H₂O Þ SnOHCl ¯ + HCl

Bi(NO₃)₂ + H₂O Þ BiOH(NO₃)₂ ¯ + HNO₃

9) Некоторые органические вещества (см. курс органической химии).

Реакции обмена сопровождаемые гидролизом.

Некоторые реакции обмена протекают таким образом, что соли, которые должны были образоваться в ходе реакции на самом деле не получаются из-за их необратимого гидролиза в водной среде. Чтобы не допустить ошибки при составлении уравнения реакции обмена между двумя солями, всегда проверяйте по таблице растворимости растворимость продуктов реакции. Если образующаяся в ходе реакции соль, в таблице растворимости указана, как несуществующая или разлагающаяся водой, то вместо формулы этой соли запишите для металла формулу гидроксида, а для кислотного остатка - формулу кислоты:

Пример 1.

Задание: Составить уравнение реакции: СrCl₃ + K₂S ®

1) Составьте схему реакции между солями, как это описано в правилах реакций обмена.

СrCl₃ + K₂S ® Сr₂S₃ + KCl

2) Посмотрите растворимость солей, полученных в результате реакции, в таблице растворимости.

СrCl3 + K2S ® Сr2S3 + KCl
В таблице растворимости для соли Cr2S3 находим прочерк (¾), т.е. вещество в водной среде существовать не может. Поэтому, вместо формулы Сr2S3 в продуктах запишем: для металла Cr: Сr(OH)3 для кислотного остатка S: H2S	В таблице растворимости для соли KCl находим букву - Р т.е. вещество в водной среде растворимо, т.е. существовать может. Поэтому, формулу KСl в продуктах оставляем без изменений.
СrCl3 + K2S + H2O ® Сr (OH)3 + H2S + KCl
В левую часть схемы запишите формулу молекулы воды.

3) Уравняйте полученную схему реакции по правилам составления уравнений обменных реакций.

2 СrCl₃ + 3 K₂S + 6 H₂O Þ 2 Сr(OH)₃ ¯ + 3 H₂S ­ + 6 KCl

Пример 2.

Задание: Составить уравнение реакции: AlCl₃ + Na₂CO₃ ®

1) Составьте схему реакции между солями, как это описано в правилах реакций обмена.

AlCl₃ + Na₂CO₃ ® Al₂(CO₃)₃ + NaCl

2) Посмотрите растворимость солей, полученных в результате реакции, в таблице растворимости.

AlCl3 + Na2CO3 ® Al2(CO3)3 + NaCl
В таблице растворимости для соли Al2(CO3)3 находим прочерк (¾), т.е. вещество в водной среде существовать не может. Поэтому, вместо формулы Al2(CO3)3 в продуктах запишем: для металла Al: Al(OH)3 для кислотного остатка CO3: CO2   Угольная кислота H2CO3 - разлагается на CO2 и H2O	В таблице растворимости для соли NaCl находим букву - Р т.е. вещество в водной среде растворимо, т.е. существовать может. Поэтому, формулу NaCl в продуктах оставляем без изменений.
AlCl3 + Na2CO3 + H2O ® Al(OH)3 + CO2 + NaCl
В левую часть схемы запишите формулу молекулы воды.

3) Уравняйте полученную схему реакции по правилам составления уравнений обменных реакций:

2 AlCl₃ + 3 Na₂CO₃ + 6 H₂O Þ 2 Al(OH)₃ ¯ + 3 CO₂ ­ + 6 NaCl

Пример 3.

Внимание исключение из общих правил!!!!!!!!!!!!

Для растворимых солей металлов: Zn, Mg, Cu, Pb, Fe реакции с растворимыми карбонатами протекают с образованием основных солей, а не средних, поскольку в растворе протекает гидролиз солей и основные соли этих металлов нерастворимы:

Задание: Составить уравнение реакции: ZnCl₂ + Na₂CO₃ ®

1) Составьте схему реакции между солями, как это описано в правилах реакций обмена.

ZnCl₂ + Na₂CO₃ + H₂O ® (ZnOH)₂CO₃ ¯ + CO₂ ­ + NaCl

2) Уравняйте полученную схему реакции по правилам составления уравнений обменных реакций:

2 ZnCl₂ + 2 Na₂CO₃ + H₂O Þ (ZnOH)₂CO₃ ¯ + CO₂ ­ + 4 NaCl