Доклад по теме гидролиз солей

Обновлено: 01.05.2024

* Данная работа не является научным трудом, не является выпускной квалификационной работой и представляет собой результат обработки, структурирования и форматирования собранной информации, предназначенной для использования в качестве источника материала при самостоятельной подготовки учебных работ.

1. Гидролиз солей

1.1 Характеристики гидролиза

1.2 Гидролиз солей слабых кислот и сильных оснований

1.3 Гидролиз солей сильных кислот и слабых оснований

1.4 Гидролиз солей слабых кислот и слабых оснований

1.5 Гидролиз солей многоосновных кислот и оснований

2. Особенности почвенного гидролиза и его значение

Список использованной литературы

Введение

Гидролизом называется взаимодействие вещества с водой, при котором составные части вещества соединяются с составными частями воды. Такое определение охватывает и гидролиз органических соединений - сложных эфиров, жиров, углеводов, белков - и гидролиз неорганических веществ - солей, галогенов, галогенидов, неметаллов и т.д. Настоящая работа посвящена гидролизу солей - одному из важных примеров гидролиза веществ, который наиболее хорошо изучен, а так же особенностям почвенного гидролиза солей и его значению в сельском хозяйстве.

1. Гидролиз солей

В случае реакций нейтрализации, в которых участвуют слабые кислоты и основания, реакции протекают не до конца. Это значит, что при этом в той или иной степени протекает и обратная реакция (взаимодействие соли с водой), приводящая к образованию кислоты и основания. Это и есть гидролиз соли. В реакции гидролиза вступают соли, образованные слабой кислотой и сильным основанием, или слабым основанием и сильной кислотой, или слабой кислотой и слабым основанием. Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием, гидролизу не подвергаются; нейтрализация в этом случае сводится к процессу H + + OH - =H₂O, а обратная реакция - диссоциация молекул воды на ионы - протекает в ничтожно малой степени: при 25 0 С ионное произведение воды

1.1 Характеристики гидролиза

Рассмотрим гидролиз соли, образованной одноосновной кислотой и одновалентным металлом. Запишем уравнение гидролиза в общем виде. Пусть НА - кислота, МОН - основание, МА - образования или соль. Тогда уравнение гидролиза будет иметь вид: МА + Н₂О НА + МОН.

Будем рассматривать достаточно разбавленные растворы. Тогда равновесию реакции (1) при заданной температуре отвечает постоянная величина - константа равновесия

Где Сi - молярные концентрации веществ. Концентрация воды в разбавленных растворах представляет собой практически постоянную величину. Обозначая К. Сн₂о = Кг, получим

Величина Кг называется константой гидролиза соли. Ее значение характеризует способность данной соли подвергаться гидролизу; чем больше Кг, тем в большей степени (при одинаковых температуре и концентрации соли) протекает гидролиз.

Отношение числа молей соли, подвергшихся гидролизу (Сг), к общему числу молей соли в растворе (СМА), называется степенью гидролиза.

Для вещества типа МА величина Сг равна концентрации любого из продуктов гидролиза - реакции (1). Поэтому степень гидролиза может быть определена из соотношений вида:

Используя такие соотношения и выражение (2) для константы гидролиза, можно легко получить уравнение, связывающее степень и константу гидролиза.

1.2 Гидролиз солей слабых кислот и сильных оснований

Если соль образована слабой кислотой и сильным основанием, то реакцию гидролиза можно схематически изобразить так:

М + + А - + Н₂О НА + М + + ОН - . (4)

Связывания иона гидроксония Н + анионами слабой кислоты А - приводит нарушению равновесия реакции диссоциации воды

И появлению избыточной концентрации ОН - . При этом Сн + Cон - и раствор имеет щелочную реакцию. Константа гидролиза реакции (4)

Слабая кислота НА, получающаяся при гидролизе, диссоциирует, хотя и в малой степени, на ионы:

В противном случае гидролиз шел бы до конца - вся соль превращалась бы в НА и МОН. Выразив константу диссоциации слабой кислоты - константу равновесия реакции (6) - следующим образом:

Можно определить через нее отношение

Подставив (7) в (5), получим

Константа гидролиза равна отношению ионного произведения воды к константе диссоциации слабой кислоты. Найдем степень гидролиза соли. Концентрация негидролизованной соли равна С_МА (1 - )

. Негидролизованная соль в разбавленном растворе полностью диссоциирована на ионы и поэтому ее концентрация равна концентрации аниона

При гидролизе образуются эквивалентные количества молекул НА и ионов ОН - . Так как мы рассматриваем соль слабой кислоты, то НА диссоциированна в малой степени. Если пренебречь диссоциацией НА, то можно сказать что, Сон - = С_НА. Молекула НА образуется из молекулы соли при гидролизе. Если гидролизовано С_МА* молей, то

Подставив выражения (9) и (10) в уравнение (5), получим

Второй корень уравнения не имеет физического символа, так как не может быть меньше нуля.

Если степень гидролиза мала ( 1), то 1- 1 и выражение (11) упрощается

Степень гидролиза обратно пропорциональна корню квадратному из константы диссоциации слабой кислоты.

Используя выражение (10), можно записать

Сон + _* Сон - = Кw; Сон + =

Раствор имеет кислую реакцию (Сн + Сон - ). Одним из продуктов гидролиза является слабое основание. Диссоциация слабого основания препятствует протеканию гидролиза до конца

Подобно выводу выражения (12), при гидролизе соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой

Как и в первом случае, увеличение концентрации соли в воде приводит к уменьшению степени гидролиза . Разбавление раствора увеличивает степень гидролиза. Подставив в уравнение (19) значение Кг, получим

Продукты гидролиза все те же, хотя и слабо, диссоциированы на ионы, вследствие чего гидролиз не доходит до конца. Слабая щелочь диссоциирует следующим образом:

Если общая концентрация соли С_МА, а степень гидролиза , то концентрация негидролизованной соли См+ = С_А - = Сма (1-). Соответственно С_НА= Смон= С_МА*.

Поэтому из выражения (22) можно получить

Из выражения (26) видно, что при гидролизе соли слабого основания и слабой кислоты степень гидролиза не зависит в первом приближении от общей концентрации соли. Если степень гидролиза мала, т.е. 1, то 1 - X 1 и выражение (26) упрощается

Из выражения (24) получим, принимая во внимание уравнения (25) и (26)

связана со второй константой диссоциации кислоты, в константа гидролиза по второй ступени

Понижение кислотности почвы требует затрат и может быть достигнуто введением карбоната кальция:

Щелочность почвенного раствора вызывается присутствием в почвах не свободных щелочей, а солей слабых кислот и сильных оснований. Из таких солей самое большое распространение имеет имеет в почвах карбонат кальция, но его растворимость, как такового, настолько мала, что о вредном действии его растворов на растения не может быть и речи. Другие щелочные соединения почвы могут быть разбиты на две группы:

1) гуминовокислые щелочи, кремниевокислые щелочи и нормальные карбонаты щелочных металлов,

2) двууглекислые щелочные соли. Соли, входящие в первую группу, имеют то общее, что все они в водных растворах сильно гидролизуются с освобождением иона ОН - .

Поэтому к действию их на растения как таковых присоединяется еще действие сильно ядовитого иона ОН - , который нейтрализуется подкислением почв. Двууглекислые щелочные соли, вследствие очень слабой своей электролитической диссоциации, мало оказывают на растения побочного вредного влияния и этим приближаются к СаСО₃.

В главных фосфорных удобрениях фосфорная кислота содержится преимущественно в виде кальциевых солей, причем в апатите, фосфорите, томасшлаке и костяной муке находится трехкальциевый фосфат, а в супер фосфатах - свободная фосфорная кислота, одно - и двухкальциевые фосфаты.

Трехкальциевый фосфат - Са₃ (РО₄) ₂ в воде почти нерастворим, но благодаря тому, что это вещество является солью слабой кислоты и относительно сильного основания, те ничтожные следы, которые оказываются в почвенном растворе, подвергаются гидролизу, вследствие чего равновесие в растворе нарушается, в воду переходит новое количество соли, которое снова гидролизуется и т.д., так что в конце концов в растворе оказывается количественно определимая величина фосфорной кислоты. Гидролиз Са₃ (РО₄) ₂ будет идти до известного предела, а именно до тех пор, пока между ионами Са 2+ и РО 3- , с одной стороны, и продуктами гидролиза Са 2+ , ОН - , НРО₄ 2- , Н₂РО₄ - и Н₃РО₄, с другой стороны, не установится равновесие. Таким образом, увеличивая концентрацию одного из продуктов гидролиза Са₃ (РО₄) ₂, мы тем самым уменьшим количество фосфорной кислоты, переходящей в почвенный раствор из этой соли, и, наоборот, уменьшая концентрацию какого-либо из этих продуктов, мы увеличим это количество. Например, присутствие СаСО₃, СаО или Са (ОН) ₂ с Са₃ (РО₄) ₂ увеличивает концентрацию в почвенном растворе одного из продуктов гидролиза Са₃ (РО₄) ₂, что влечет за собой уменьшение концентрации фосфорной кислоты в растворе и усвоение фосфорных удобрений растениями. В противоположность этому гидролиз FеРО₄ понижает концентрацию ионов ОН - , что увеличивает количество фосфорной кислоты, переходящей в почвенный раствор.

Таким образом, почвенный гидролиз солей - эффективный регулятор количества растворимых форм полезных элементов в почвенном растворе и процессов обмена ионами между почвой и растениями.

Список использованной литературы

Коровин Н.В. Общая химия. - М.: Высш. шк., 2007

Глинка Н.Л. Общая химия. - М.: Химия, 1998.

Скорчеллетти В.В. Теоретическая электрохимия. - Л.: ГХИ, 1983.

Добровольский В.В. Основы биогеохимии: Учеб. Пособие, - М.: Высш. шк., 2007.

Шустов С.Б., Шустова Л.В. Химические основы экологии: Учеб. Пособие. - М.: Высш. шк., 1995.

Что мы знаем о химии? Вопросы и ответы: Справ. Пособие / Под ред. Ю.Н. Кукушкина. - М.: Высш. шк., 2003.

Гидролиз в широком смысле слова – это реакции обменного разложения между различными химическими веществами и водой. В чем суть гидролиза, и какие реакции ионного обмена существуют?

Сущность гидролиза солей

Гидролизом солей называется обменное взаимодействие соли с водой, что приводит к образованию слабого электролита. Возможность и характер протекания гидролиза определяется природой основания и кислоты, из которых образована соль.

С точки зрения электролитической диссоциации сущность гидролиза в том, что ионы соли соединяются с водородными или гидроксильными ионами воды (иногда и с теми и с другими одновременно).

Если при этом образуется слабый электролит, то равновесие реакции ионного обмена в растворе сдвигается в сторону протекания гидролиза. Нарушается равновесие реакции электролитической диссоциации воды и происходит изменение характера среды раствора (появляется избыток ионов H+ или OH- согласно ионному произведению воды).

Рис. 1. Таблица гидролиз солей.

Реакции гидролиза солей

Если слабого электролита в результате взаимодействия с водой не образуется, то реакция гидролиза просто не идет. Это происходит в том случае, если соль образована катионом сильного основания и анионом сильной кислоты (например NaCl, K₂SO₄, NaNO₃). Их водные растворы нейтральны (pH=7):

Во всех остальных случаях реакция гидролиза идет:

₄

₃

₂

Пример гидролиза солей хлорида аммония:

NH₄OH – слабый электролит

соль образована катионом сильного основания и анионом слабой кислоты: например, соли ацетат натрия CH₃COONa, карбонат натрия (сода) Na₂CO₃. Их водный раствор имеет щелочную реакцию (pH больше 7), гидролиз идет по аниону соли, по первой ступени. Например, карбонат натрия Na₂CO₃ диссоциирует в водном растворе на ионы натрия и карбонат-ионы, далее карбонат-ионы реагируют с водой.
наиболее полному гидролизу подвергаются хорошо растворимые соли, образованные катионом слабого основания и анионом слабой кислоты: например, ацетат аммония CH₃COONH₄. В этом случае гидролиз идет до конца и по аниону, и по катиону, а характер среды практически нейтральный. Гидролиз ацетата аммония протекает согласно уравнению:

Раствор ацетата аммония практически нейтрален (pH=7), так как константы диссоциации уксусной кислоты и гидроксида аммония практически одинаковы

В рамках ионной теории Аррениуса механизм протекания гидролиза объясняется следующим образом. Вода, хотя и в незначительной степени, диссоциирует на ионы H+ и ОН-. Если в результате гидролиза образуется малодиссоциирующее основание, то часть ионов ОН- оказываются связанными, а равное им количество ионов Н+ – свободными, что и обуславливает кислую реакцию раствора. Наоборот, если в результате гидролиза связывается часть ионов Н+, то равное им количество ионов ОН- остается свободным, что и обуславливает щелочную среду раствора.

Рис. 3. Теория Аррениуса.

Что мы узнали?

Вы можете изучить и скачать доклад-презентацию на тему Гидролиз. Презентация на заданную тему содержит 38 слайдов. Для просмотра воспользуйтесь проигрывателем, если материал оказался полезным для Вас - поделитесь им с друзьями с помощью социальных кнопок и добавьте наш сайт презентаций в закладки!

Содержание: -Определение -Особенности -Схема образования -Примеры - Приминение -Тест -Вывод -Литература

Определение: Гидролиз- один из видов химических реакций, где при взаимодействии веществ с водой происходит разложение исходного вещества с образованием новых соединений.

Особенности Гидролиз органических веществ Живые организмы осуществляют гидролиз различных органических веществ в ходе реакций при участии ФЕРМЕНТОВ. Например, в ходе гидролиза при участии пищеварительных ферментов БЕЛКИ расщепляются на АМИНОКИСЛОТЫ, ЖИРЫ — на ГЛИЦЕРИН и ЖИРНЫЕ КИСЛОТЫ, ПОЛИСАХАРИДЫ ( например, крахмал и целлюлоза) — на МОНОСАХАРИДЫ (например, на ГЛЮКОЗУ ), НУКЛЕИНОВЫЕ КИСЛОТЫ — на свободные НУКЛЕОТИДЫ. • жиры гидролизуются с получением глицерина и карбоновых кислот ( с NaOH – омыление) • крахмал и целлюлоза гидролизуются до глюкозы:

Обратимый и необратимый гидролиз. Все рассмотренные процессы гидролиза органических соединений - обратимы. Но есть и необратимый гидролиз. Необратимый гидролиз- один ( лучше оба) из продуктов гидролиза должен быть удален из сферы реакции в виде: -ОСАДКА , - ГАЗА. СаС₂ + 2Н₂О = Са(ОН)₂↓ + С₂Н₂↑

Гидролиз солей Гидролиз солей — разновидность реакций гидролиза, обусловленного протеканием реакций ионного обмена в растворах (преимущественно, водных) растворимых солей-электролитов.

Гидролиз солей Различают обратимый и необратимый гидролиз солей: 1. Гидролиз соли слабой кислоты и сильного основания (гидролиз по аниону): (раствор имеет слабощелочную среду, реакция протекает ОБРАТИМО, гидролиз по второй ступени протекает в ничтожной степени).

Гидролиз соли слабой кислоты и слабого основания: (равновесие смещено в сторону продуктов, гидролиз протекает практически полностью, так как оба продукта реакции уходят из зоны реакции в виде осадка или газа те. НЕОБРАТИМО ).

СХЕМА ГИДРОЛИЗА КАРБОНАТА НАТРИЯ Na₂CO₃ NaOH H₂CO₃ сильное основание слабая кислота ЩЕЛОЧНАЯ СРЕДА СОЛЬ КИСЛАЯ, гидролиз по АНИОНУ

СХЕМА ГИДРОЛИЗА ХЛОРИДА МЕДИ ( II) CuCl₂ CuCl₂ Cu(OH)₂↓ HCl слабое основание сильная кислота КИСЛАЯ СРЕДА СОЛЬ ОСНОВНАЯ, гидролиз по КАТИОНУ

СХЕМА ГИДРОЛИЗА СУЛЬФИДА АЛЮМИНИЯ Al₂S₃ Al₂S₃ Al(OH)₃↓ H ₂S↑ слабое основание слабая кислота НЕЙТРАЛЬНАЯ РЕАКЦИЯ СРЕДЫ гидролиз необратимый

Примеры: НЕОРГАНИЧЕСКИЕ ВЕЩЕСТВА: Гидридов: CaH2+2H2O=Ca(OH)2+2H2↑ Солей: CH3COONH4+H2 CH3COOH+NH4OH ОРГАНИЧЕСКИЕ ВЕЩЕСТВА: Сложные эфиры: CH3COOCH3+H2 CH3COOH+CH3OH Углеводов: (C6H10O5)n+nH2 nC6H12O6

Применение: Применение: 1.Основной компонент мыла – это натриевые или калиевые соли высших жирных кислот: стеараты, пальмитаты, которые гидролизуются. С17H35COONa + H2O C17H35COOH + NaOH 2. В фотографическом проявителе содержатся соли, создающие щелочную среду раствора (Na2CO3, K2CO3, Na2B4O7 – бура ). 3.Повышение кислотности почвы за счет внесения в нее (NH4)2SO4. 4.В составе крови содержатся: NaHCO3, Na2H2PO4. Они поддерживают определенную реакцию среды. 5.В составе слюны есть ионы HPO4?, благодаря им в полости рта поддерживается определенная среда. 6.Явление гидролиза играет огромную роль в химическом преобразовании земной коры. 7.Гидролиз солей Na2CO3 , Na3PO4 применяется для очистки воды и уменьшения ее жесткости. 8.процессы пищеварения, в частности, расщепление жиров, протекают благодаря гидролизу.

Практическая часть (1)Гидролиз солей-это взаимодействие с водой: а)Катионов или анионов любой( по растворимости ) соли б)Катионов или анионов некоторых растворимых солей в)молекул некоторых растворимых солей г)только анионов некоторых растворимых солей

Гидролиз – взаимодействие веществ с водой. Гидролизу подвергаются разные классы неорганических и органических веществ: соли, бинарные соединения, углеводы, жиры, белки, эфиры и другие вещества. Гидролиз солей происходит, когда ионы соли способны образовывать с Н + и ОН — ионами воды малодиссоциированные электролиты.

Гидролиз солей может протекать:

→ обратимо : только небольшая часть частиц исходного вещества гидролизуется.

→ необратимо : практически все частицы исходного вещества гидролизуются.

Для оценки типа гидролиза необходимо рассмотреть соль, как продукт взаимодействия основания и кислоты. Любая соль состоит из металла и кислотного остатка. Металлы соответствует основание или амфотерный гидроксид (с той же степенью окисления, что и в соли), а кислотному остатку — кислота. Например, карбонату натрия Na₂CO₃ соответствует основание — щелочь NaOH и угольная кислота H₂CO₃.

Механизм обратимого гидролиза будет зависеть от состава исходной соли. Можно выделить 4 основных варианта, которые мы рассмотрим на примерах:

1. Соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой , гидролизуются ПО АНИОНУ .

CH₃COONa + HOH ↔ CH₃COOH + NaOH

CH₃COO — + Na + + HOH ↔ CH₃COOH + Na + + OH —

сокращенное ионное уравнение:

CH₃COO — + HOH ↔ CH₃COOH + OH —

Таким образом, при гидролизе таких солей в растворе образуется небольшой избыток гидроксид-ионов OH — . Водородный показатель такого раствора рН>7 .

Гидролиз солей многоосновных кислот (H₂CO₃, H₃PO₄ и т.п.) протекает ступенчато, с образованием кислых солей:

CO₃ 2- + HOH ↔ HCO₃ 2- + OH —

или в молекулярной форме:

Продукты гидролиза по первой ступени подавляют вторую ступень гидролиза, в результате вторая ступень гидролиза протекает незначительно.

2. Соли, образованные слабым основанием и сильной кислотой , гидролизуются ПО КАТИОНУ . Пример такой соли: NH₄Cl, FeCl₃, Al₂(SO₄)₃ Уравнение гидролиза:

или в молекулярной форме:

При этом катион слабого основания притягивает гидроксид-ионы из воды, а в растворе возникает избыток ионов Н + . Водородный показатель такого раствора рН .

Соли, образованные многокислотными основаниями, гидролизуются ступенчато, образуя катионы основных солей. Например:

Fe 3+ + HOH ↔ FeOH 2+ + H +

FeCl₃ + HOH ↔ FeOHCl₂ + H Cl

FeOH 2+ + HOH ↔ Fe(OH)₂ + + H +

FeOHCl₂ + HOH ↔ Fe(OH)₂Cl+ HCl

Fe(OH)₂ + + HOH ↔ Fe(OH)3 + H +

Fe(OH)₂Cl + HOH ↔ Fe(OH)₃ + HCl

Гидролиз по второй и, в особенности, по третьей ступени практически не протекает при комнатной температуре.

3. Соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой , гидролизуются И ПО КАТИОНУ, И ПО АНИОНУ .

В этом случае реакция раствора зависит от соотношения констант диссоциации образующихся кислот и оснований. В большинстве случаев реакция раствора будет примерно нейтральной, рН ≅ 7 . Точное значение рН зависит от относительной силы основания и кислоты.

4. Гидролиз солей, образованных сильным основанием и сильной кислотой , в водных растворах НЕ ИДЕТ .

Сведем вышеописанную информацию в общую таблицу:

Необратимый гидролиз происходит, если при гидролизе выделяется газ, осадок или вода, т.е. вещества, которые при данных условиях не могут взаимодействовать между собой. Необратимый гидролиз является химической реакцией, т.к. реагирующие вещества взаимодействуют практически полностью.

Варианты необратимого гидролиза:

Гидролиз, в который вступают растворимые соли 2х-валентных металлов (Be 2+ , Co 2+ , Ni 2+ , Zn 2+ , Pb 2+ , Cu 2+ и др.) с сильным ионизирующим полем (слабые основания) и растворимые карбонаты/гидрокарбонаты. При этом образуются нерастворимые основные соли (гидроксокарбонаты):

! Исключения: (соли Ca, Sr, Ba и Fe 2+ ) – в этом случае получим обычный обменный процесс:

МеCl₂ + Na₂CO₃ = МеCO₃ + 2NaCl (Ме – Fe, Ca, Sr, Ba).

Взаимный гидролиз , протекающий при смешивании двух солей, гидролизованных по катиону и по аниону. Продукты гидролиза по второй ступени усиливают гидролиз по первой ступени и наоборот. Поэтому в таких процессах образуются не просто продукты обменной реакции, а продукты гидролиза (совместный или взаимный гидролиз). Соли металлов со степенью окисления +3 (Al 3+ , Cr 3+ ) и соли летучих кислот (карбонаты, сульфиды, сульфиты) при смешивании в растворе (взаимном гидролизе) образуют осадок гидроксида и газ (H₂S, SO₂, CO₂):

Соли Fe 3+ при взаимодействии с карбонатами также при смешивании в растворе (взаимном гидролизе) образуют осадок гидроксида и газ:

! Исключения: при взаимодействии солей трехвалентного железа с сульфидами реализуется окислительно-восстановительная реакция:

2FeCl₃ + 3K₂S_(изб) = 2FeS + S↓ + 6KCl (при избытке сульфида калия)

При взаимодействии солей трехвалентного железа с сульфитами также реализуется окислительно-восстановительная реакция.

Полные уравнения таких реакций выглядят довольно сложно. Поначалу я рекомендую составлять такие уравнения в 2 этапа: сначала составляем обменную реацию без участия воды, затем разлагаем полученный продукт обменной реакции водой. Сложив эти две реакции и сократив одинаковые вещества, мы получаем полное уравнение необратимого гидролиза.

3. Гидролиз галогенангидридов и тиоангидридов происходит также необратимо. Галогенангидриды разлагаются водой по схеме ионного обмена (H + OH — ) до соответствующих кислот (в случае водного гидролиза) и солей (в случае щелочного гидролиза). Степень окисления центрального элемента и остальных при этом не изменяется!

Галогенангидрид – это соединение, которое получается, если в кислоте ОН-группу заменить на галоген. При гидролизе галогенангидридов кислот образуются соответствующие данным элементам и степеням окисления кислоты и галогеноводородные кислоты.

Галогенангидриды некоторых кислот:

Кислота	Галогенангидриды
H₂SO₄	SO₂Cl₂
H₂SO₃	SOCl₂
H₂CO₃	COCl₂
H₃PO₄	POCl_3, PCl₅

Тиоангидриды (сульфангидриды) — так называются, по аналогии с безводными окислами (ангидридами), сернистые соединения элементов (например, Sb₂S₃, As₂S₅, SnS₂, CS₂ и т. п.).

Необратимый гидролиз бинарных соединений, образованных металлом и неметаллом:

сульфиды трехвалентных металлов вводе необратимо гидролизуются до сероводорода и и гидроксида металла:

при этом возможен кислотный гидролиз, в таком случае образуются соль металла и сероводород:

гидролиз карбидов приводит к образованию гидроксида металла в водной среде, соли металла в кислой де и соответствующего углеводорода — метана, ацетилена или пропина:

Некоторые соли необратимо гидролизуются с образованием оксосолей :

BiCl₃ + H₂O = BiOCl + 2HCl,

SbCl₃ + H₂O = SbOCl + 2HCl.

Алюмокалиевые квасцы:

Количественно гидролиз характеризуется величиной, называемой степенью гидролиза .

Степень гидролиза (α) — отношение количества (концентрации) соли, подвергающейся гидролизу, к общему количеству (концентрации) растворенной соли. В случае необратимого гидролиза α≅1.

Факторы, влияющие на степень гидролиза:

1. Температура

Гидролиз — эндотермическая реакция! Нагревание раствора приводит к интенсификации процесса.

Пример : изменение степени гидролиза 0,01 М CrCl₃ в зависимости от температуры:

2. Концентрация соли

Чем меньше концентрация соли, тем выше степень ее гидролиза.

Пример : изменение степени гидролиза Na₂CO₃ в зависимости от температуры:

По этой причине для предотвращения нежелательного гидролиза хранить соли рекомендуется в концентрированном виде.

3. Добавление к реакционной смеси кислоты или щелочи

Изменяя концентрация одного из продуктов, можно смещать равновесие реакции гидролиза в ту или иную сторону.

Читайте также: