⇢ МД
Мария Дроненко
ЮК
Юрий Касмынин
Гидролиз солей – это взаимодействие ионов соли с водой с образованием малодиссоциирующих частиц. 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”). Называть эту соль “гидроксосульфат меди”, на наш взгляд, значит нарушать всю логику номенклатуры солей. Разве есть в растворе, или в узлах кристаллической решетки частица “гидроксосульфат”? Нет! А катион гидроксомеди есть. В дальнейшем этот подход распространяется на номенклатуру комплексных солей.
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.
Похожие вопросы