Гидролиз солей

Цели урока

• Определять тип гидролиза соли по её составу
• Записывать уравнения гидролиза (молекулярные и ионные)
• Прогнозировать среду раствора соли
• Понимать практическое значение гидролиза

Зачем это нужно на ЕГЭ

Задание 21 напрямую связано с гидролизом: определить среду раствора соли, записать уравнение гидролиза, сравнить pH растворов разных солей. Ошибки возникают, когда ученики путают сильные и слабые электролиты или забывают, что гидролиз идёт по «слабой» части соли.

Теория

Что такое гидролиз

Гидролиз соли — взаимодействие ионов соли с молекулами воды, приводящее к образованию слабого электролита и изменению pH раствора.

Суть: ионы, образовавшиеся при диссоциации соли, реагируют с водой. Но реагируют не все ионы — только те, которые являются ионами слабого электролита. Ионы сильных электролитов ($Na^+$, $K^+$, $Cl^-$, $NO_3^-$, $SO_4^{2-}$) с водой не взаимодействуют.

Типы гидролиза

1. Гидролиз по аниону

Условие: соль образована сильным основанием и слабой кислотой. Среда: щелочная ($pH > 7$).

Пример: $Na_2CO_3$ ($NaOH$ — сильное, $H_2CO_3$ — слабая)

Анион слабой кислоты ($CO_3^{2-}$) взаимодействует с водой:

Молекулярное:

$$Na_2CO_3 + H_2O \rightleftharpoons NaHCO_3 + NaOH$$

Полное ионное:

$$2Na^+ + CO_3^{2-} + H_2O \rightleftharpoons Na^+ + HCO_3^- + Na^+ + OH^-$$

Сокращённое ионное:

$$CO_3^{2-} + H_2O \rightleftharpoons HCO_3^- + OH^-$$

Накопление $OH^-$ → $pH > 7$ (щелочная среда).

Другие примеры: $CH_3COONa$ ($CH_3COO^- + H_2O \rightleftharpoons CH_3COOH + OH^-$), $K_2S$, $Na_2SiO_3$, $K_3PO_4$.

2. Гидролиз по катиону

Условие: соль образована слабым основанием и сильной кислотой. Среда: кислая ($pH < 7$).

Пример: $NH_4Cl$ ($NH_3 \cdot H_2O$ — слабое, $HCl$ — сильная)

Катион слабого основания ($NH_4^+$) взаимодействует с водой:

Молекулярное:

$$NH_4Cl + H_2O \rightleftharpoons NH_3 \cdot H_2O + HCl$$

Сокращённое ионное:

$$NH_4^+ + H_2O \rightleftharpoons NH_3 \cdot H_2O + H^+$$

Накопление $H^+$ → $pH < 7$ (кислая среда).

Пример: $AlCl_3$ ($Al(OH)_3$ — слабое, $HCl$ — сильная) $Al^{3+} + 3Cl^-$ → гидролиз по катиону:

$$Al^{3+} + H_2O \rightleftharpoons AlOH^{2+} + H^+$$

Другие примеры: $FeCl_3$, $CuSO_4$, $ZnCl_2$, $Cr_2(SO_4)_3$.

3. Гидролиз по катиону и аниону (совместный)

Условие: соль образована слабым основанием и слабой кислотой. Среда: близка к нейтральной (зависит от соотношения сил).

Пример: $CH_3COONH_4$ ($NH_3 \cdot H_2O$ — слабое, $CH_3COOH$ — слабая) Гидролиз идёт и по катиону, и по аниону. Среда $\approx 7$.

Особый случай — необратимый (полный) гидролиз: соли, образованные очень слабым основанием и очень слабой кислотой, гидролизуются полностью при попытке растворения. Такие соли не существуют в водном растворе:

$$Al_2S_3 + 6H_2O \rightarrow 2Al(OH)_3\downarrow + 3H_2S\uparrow$$ $$Al_2(CO_3)_3 + 3H_2O \rightarrow 2Al(OH)_3\downarrow + 3CO_2\uparrow$$ $$Cr_2S_3 + 6H_2O \rightarrow 2Cr(OH)_3\downarrow + 3H_2S\uparrow$$

$Fe_2(CO_3)_3$ — не существует в водном растворе.

Именно поэтому при сливании растворов $AlCl_3$ и $Na_2CO_3$ выпадает осадок $Al(OH)_3$ и выделяется $CO_2$, а не образуется $Al_2(CO_3)_3$.

4. Гидролиз не идёт

Условие: соль образована сильным основанием и сильной кислотой. Среда: нейтральная ($pH = 7$).

Ни катион, ни анион не взаимодействуют с водой.

Примеры: $NaCl$, $KNO_3$, $BaCl_2$, $K_2SO_4$, $NaNO_3$.

Сводная таблица

Ступенчатый гидролиз

Соли, содержащие многозарядные катионы или анионы многоосновных кислот, гидролизуются ступенчато:

$Na_2CO_3$ — гидролиз по аниону (2 ступени):

• I ступень: $CO_3^{2-} + H_2O \rightleftharpoons HCO_3^- + OH^-$ (преобладает)
• II ступень: $HCO_3^- + H_2O \rightleftharpoons H_2CO_3 + OH^-$ (практически не идёт)

$FeCl_3$ — гидролиз по катиону (3 ступени):

• I: $Fe^{3+} + H_2O \rightleftharpoons FeOH^{2+} + H^+$ (преобладает)
• II: $FeOH^{2+} + H_2O \rightleftharpoons Fe(OH)_2^+ + H^+$
• III: $Fe(OH)_2^+ + H_2O \rightleftharpoons Fe(OH)_3 + H^+$

На ЕГЭ обычно записывают только первую ступень гидролиза.

Факторы, усиливающие гидролиз

1. Разбавление раствора (больше воды)
2. Нагревание (равновесие смещается вправо, так как гидролиз — эндотермический)
3. Удаление продуктов (связывание $H^+$ или $OH^-$)

Примеры

Пример 1. Определение среды

Задача: Определите среду раствора $FeSO_4$.

Решение:

$$FeSO_4 \rightarrow Fe^{2+} + SO_4^{2-}$$

$Fe(OH)_2$ — слабое основание (нерастворимое) → катион $Fe^{2+}$ гидролизуется $H_2SO_4$ — сильная кислота → анион $SO_4^{2-}$ не гидролизуется Гидролиз по катиону → среда кислая ($pH < 7$).

Пример 2. Уравнение гидролиза

Задача: Запишите уравнение гидролиза $K_2S$ (по первой ступени).

Решение: $KOH$ — сильное, $H_2S$ — слабая → гидролиз по аниону.

Молекулярное:

$$K_2S + H_2O \rightleftharpoons KHS + KOH$$

Сокращённое ионное:

$$S^{2-} + H_2O \rightleftharpoons HS^- + OH^-$$

Среда: щелочная.

Пример 3. Необратимый гидролиз

Задача: Что произойдёт при сливании растворов $Al_2(SO_4)_3$ и $Na_2CO_3$?

Решение: Предполагаемый продукт обмена — $Al_2(CO_3)_3$. Но эта соль образована слабым основанием $Al(OH)_3$ и слабой кислотой $H_2CO_3$ → необратимый гидролиз:

$$Al_2(SO_4)_3 + 3Na_2CO_3 + 3H_2O \rightarrow 2Al(OH)_3\downarrow + 3CO_2\uparrow + 3Na_2SO_4$$

Вопросы для самопроверки

1. Определите среду растворов: $KCl$, $Na_2SiO_3$, $CuCl_2$, $BaSO_4$. Объясните.
2. Запишите уравнение гидролиза $Na_3PO_4$ по первой ступени.
3. Почему раствор соды ($Na_2CO_3$) имеет щелочную реакцию, а раствор поваренной соли — нейтральную?
4. Почему $Al_2(CO_3)_3$ и $Fe_2S_3$ не могут существовать в водном растворе?
5. Как повлияет нагревание на степень гидролиза?

Краткий конспект

• Гидролиз — взаимодействие ионов соли с водой → слабый электролит + изменение pH
• Сильное + сильная → нет гидролиза ($pH = 7$)
• Сильное + слабая → по аниону ($pH > 7$): $Na_2CO_3$, $CH_3COONa$
• Слабое + сильная → по катиону ($pH < 7$): $NH_4Cl$, $FeCl_3$
• Слабое + слабая → по обоим ($pH \approx 7$); возможен необратимый гидролиз ($Al_2S_3$, $Al_2(CO_3)_3$)
• Ступенчатый гидролиз: на ЕГЭ записывают I ступень
• Усиление: разбавление, нагревание

Что изучать дальше

Гидролиз тесно связан с уроком 18 «Среда водных растворов. pH» (pH гидролизующихся растворов) и уроком 20 «Реакции ионного обмена», а также с практическими темами: урок 32 «Качественные реакции на катионы» и урок 33 «Качественные реакции на анионы».