Клас: 11

Ціль: Створити умови для усвідомлення та осмислення нової інформації, дати можливість застосувати отримані теоретичні знання на практиці.

• Навчальні:

формування основних понять (гідроліз, класифікація солей за силою кислоти та основи їх утворюють, типи гідролізу) на диференційованій основі; формування умінь записувати рівняння реакцій гідролізу в молекулярному, повному та скороченому вигляді, передбачати та пояснювати зміну середовища розчину, утворення кислих та основних солей.

Розвиваючі:

розвиток творчого мислення, експериментальних умінь і навичок, розвиток умінь висувати гіпотезу, перевіряти її, встановлювати закономірності, шукати нові факти, які б підтвердили правильність висунутої гіпотези, розвиток емоційної сфери учнів, пізнавальної активності, умінь спостерігати навколишній світ, замислюватися над внутрішньою.

Виховні:

формування умінь застосовувати вивчений матеріал у практичних ситуаціях, захищати свої переконання, працювати у групі.

Тип уроку: комбінований:

Методи: репродуктивний, частково пошуковий (евристичний), проблемний, лабораторна робота, пояснювально – ілюстративний.

Кінцевий результат навчання.

Необхідно знати:

1. Концепція гідролізу.
2. 4 випадки гідролізу.
3. Правила гідролізу.

Необхідно вміти:

1. Складати схеми гідролізу.
2. Передбачати за складом солі характер середовища та дію індикатора на даний розчин солі.

Хід уроку

Ι. Організаційний момент.

Дидактичне завдання: створення психологічного клімату

- Доброго дня! Візьміть аркуш зі шкалою настрою та позначте ваш настрій на початку уроку. Додаток 1

Усміхніться! Добре спасибі.

ІІ. Підготовка до засвоєння нового матеріалу.

Епіграфом нашого уроку будуть слова Козьми Пруткова

Завжди тримайся напоготові.

ІІІ. Актуалізація знань учнів.

Але спершу давайте згадаємо: класифікацію електролітів, запис рівнянь дисоціації електролітів. (Біля дошки троє людей виконують завдання за картками.)

Фронтальне опитування класу з наступних питань:

1. Які речовини називають електролітами?
2. Що ми називаємо ступенем електролітичної дисоціації?
3. Які речовини називаються кислотами з погляду ТЕД?
4. Які речовини називаються основами з погляду ТЕД?
5. Які речовини називаються солями з погляду ТЕД?
6. Які речовини називають амфоліти?
7. Які реакції називають реакціями нейтралізації?

Перевіряємо тих, хто відповідає біля дошки. (Оголосити оцінки.)

Добре, а тепер пригадайте, що таке індикатори? Які індикатори ви знаєте?

Як вони змінюють забарвлення у розчинах кислот, лугів? Відповіді звіримо з таблицею.

Обговорення досвіду. (На дошку повісити таблицю лабораторного досвіду).Додаток 3 (II))

Чи розчин карбонату натрію діє на індикатори?

За допомогою кольорового паперу показати, як змінюється забарвлення індикаторів. (Один учень з 1-го ряду біля дошки.)

Чи розчин сульфату алюмінію діє на індикатори?

(Один учень із 2-го ряду біля дошки виконує попереднє завдання для розчину сульфату алюмінію).

Чи діє розчин натрію хлориду на індикатори?

(За допомогою кольорового паперу показати таблиці, на дошці, зміна забарвлення індикатора).

Заповнити всім таку ж таблицю у робочих аркушах. Додаток 3 (II)

А тепер порівняйте дві таблиці на дошці та зробіть висновок про характер середовища запропонованих солей.

ΙV. Вивчення нового матеріалу.

Чому ж у розчинах солей може бути різне середовище?

Відповісти це питання допоможе тема нашого сьогоднішнього уроку. Як ви думаєте, про що йтиметься? ( Учні визначають тему уроку).

Спробуємо розшифрувати слово ГІДРО - ЛІЗ. Походить від двох грецьких слів "hydor" - вода, "lysis" - розкладання, розпад. (Самостійно сформулюйте визначення)

Гідроліз солей – це реакція іонної обмінної взаємодії солей з водою, що призводять до їх розкладання.

На цьому уроці, що ми дізнаємось? ( Разом із учнями формулюємо основну мету уроку).

Що таке – гідроліз, познайомимося із чотирма випадками гідролізу, правилами гідролізу. Навчимося складати схеми гідролізу, передбачати за складом солі характер середовища та дію індикатора на даний розчин солі.

Сіль дисоціює на іони, а іони, що утворилися, взаємодіють з іонами води.

Звернемося до солі, Na 2 CO 3 , в результаті взаємодії, якої основи та якої кислоти утворилася сіль? (NaOH + H2CO3).

Згадаймо класифікацію електролітів

NaOH – сильний електроліт, а Н 2 3 – слабкий. Який характер середовища цієї солі? Який висновок можна зробити?

В результаті взаємодії, якої основи та якої кислоти утворилася сіль – AI 2 (SO 4) 3 ? (AI(OH) 3 + H 2 SO 4). Де тут слабкий, а де сильний електроліт? Який робимо висновок?

В результаті взаємодії, якої основи та якої кислоти утворилася сіль – NaCI? (NaOH + HCI). Визначте силу цих електролітів.

Яку помітили закономірність? Запишіть висновки у робочих аркушах.

Приклад, якого випадку гідролізу не наведено в лабораторному досвіді? ( Коли сіль утворена слабкою основою та слабкою кислотою.) Який характер середовища у цьому випадку?

Запишіть висновки у робочих аркушах. Додаток 3 (III). Проговорити їх ще раз.

У напрямку реакції гідролізу можна розділити на оборотні та незворотні

За алгоритмом повинні навчитися складати схеми рівнянь гідролізу. ( Додаток 4).

Розберемо з прикладу солі, K 2 S – вчитель біля дошки.

В результаті взаємодії, якої основи та якої кислоти утворена ця сіль? Робимо запис:

1. K 2 S→KOH сильне
↓
H 2 S слабка

Який характер середовища цієї солі?

2. Записуємо рівняння дисоціації солі: К 2 S↔2K + + S 2-

3. Підкреслюємо іон слабкого електроліту.

4. Записуємо з нового рядка іон слабкого електроліту, додаємо до нього НОН, ставимо знак ↔ записуємо іон ВІН - т.к. середовище лужне.

5. Ставимо знак «+», записуємо іон, що складається з іону солі S 2- і іона, що залишився від молекули води - NS - .

Записуємо підсумкове рівняння гідролізу:

До 2 S + H 2 O ↔ KOH + KHS

Що утворилося внаслідок гідролізу? То чому характер середовища цієї солі лужної?

Запис гідроліз ZnCl 2 (Все самостійно в зошитах, один учень біля дошки).

Розглянемо за підручником приклад Al 2 S 3 . стор.150)

Коли не записується схема гідролізу? (Для солей із нейтральним характером середовища.)

І так ми розібрали чотири випадки гідролізу.

Познайомилися з правилами гідролізу: це оборотний процес,

окремий випадок реакції іонного обміну, гідроліззавжди протікаєпо катіону або аніону слабкогоелектроліту.

Навчилися складати схеми гідролізу, передбачати за складом солі характер середовища та дію індикатора на даний розчин солі.

Користуючись алгоритмом, самостійно скласти схеми гідролізу солей. ( Додаток 3 (IV)

Після виконання, перевіряємо завдання сусіда, оцінюємо роботу.

Фізкультхвилинка

V. Закріплення вивченого матеріалу

На робочому аркуші у вас є питання для закріплення, відповімо на них. ( Додаток 3 (V)).

Діти зверніть увагу, що ця тема зустрічається в завдання з ЄДІ у всіх трьох частинах. Давайте подивимося вибірку завдань та визначимо який складності містять питання у цих завданнях? ( Додаток 5).

Яке значення має гідроліз органічних речовин у промисловості?

Одержання гідролізного спирту та отримання мила. ( Повідомлення учнів)

Діти, згадайте які цілі стояли перед нами?

Чи ми їх досягли?

Який висновок ми зробимо?

ВИСНОВКИ УРОКУ.

1. Якщо сіль утворена сильною основою та сильною кислотою, то гідроліз у розчині солі не йде, т.к. зв'язування іонів не відбувається. Індикатори своє забарвлення не змінюють.

2. Якщо сіль утворена сильною основою та слабкою кислотою, то гідроліз йде по аніону. Середовище лужне.

3. Якщо сіль утворена при нейтралізації слабкої основи металу сильною кислотою, то гідроліз йде катіоном. Середовище кисле.

4. Якщо сіль утворена слабкою основою та слабкою кислотою, то гідроліз може йти і катіоном, і аніоном. Індикатори своє забарвлення не змінюють. Середовище залежить від ступеня дисоціації катіону і аніону.

V. Рефлексія.

Позначте свій настрій наприкінці уроку на шкалі настрою. (Додаток 1)

Чи змінилося ваше настрій. Як ви оцінюєте отримані знання, на звороті анонімно, однозначно відповіді на 6 питань.

1. Чи задоволений ти, як пройшов урок?
2. Тобі було цікаво?
3. Ти був активним на уроці?
4. Чи зумів ти показати знання та придбати нові?
5. Ти дізнався багато нового?
6. Що тобі більше сподобалось?

V. Домашнє завдання.

• § 18, стор.154 № 3, 8, 11, індивідуальні картки із завданням.
• Вивчити самостійно, як відбувається гідроліз їжі в організмі людини ( стор.154).
• Знайти у матеріалах ЄДІ 2009-2012 р. завдання на тему «Гідроліз» та виконати у зошиті.

ВИЗНАЧЕННЯ

Сульфід калію– середня сіль, утворена сильною основою – гідроксидом калію (KOH) та слабкою кислотою – сірководневою (H 2 S). Формула - K 2 S.

Молярна маса – 110г/моль. Є безбарвними кристалами кубічної форми.

Гідроліз сульфіду калію

Гідролізується аніоном. Характер середовища – лужний. Рівняння гідролізу виглядає так:

Перший ступінь:

K 2 S ↔ 2K + + S 2- (дисоціація солі);

S 2- + HOH ↔ HS - + OH - (гідроліз по аніону);

2K + + S 2- + HOH ↔ HS - + 2K + + OH - (рівняння в іонній формі);

K 2 S + H 2 O ↔ KHS + KOH (рівняння у молекулярній формі).

Другий ступінь:

KHS ↔ K + +HS - (дисоціація солі);

HS - + HOH ↔H 2 S + OH - (гідроліз по аніону);

K + + 2HS - + HOH ↔ H 2 S + K + + OH - (рівняння в іонній формі);

KHS + H 2 O ↔ H 2 S + KOH (рівняння в молекулярній формі).

Приклади розв'язання задач

ПРИКЛАД 1

Завдання	Сульфід калію отримують нагріванням суміші, що складається з калію та сірки, при температурі 100-200 o С. Яка маса продукту реакції утворюється, якщо взаємодіють 11 г калію та 16 г сірки?
Рішення	Запишемо рівняння реакції взаємодії сірки та калію: Знайдемо кількість молей вихідних речовин, використовуючи дані, зазначені в умові задачі. Молярна маса калію дорівнює –39 г/моль, сірки – 32 г/моль. υ(K) = m(K)/ M(K) = 11/39 = 0,28 моль; υ(S) = m(S)/ M(S) = 16/32 = 0,5 моль. Калій у нестачі (υ(K)< υ(S)). Согласно уравнению υ(K 2 S) = 2× υ(K) = 2×0,28 = 0,56 моль. Знайдемо масу сульфіду калію (молярна маса – 110 г/моль): m(K 2 S)= υ(K 2 S)×M(K 2 S)= 0,56×110 = 61,6 р.
Відповідь	Маса сульфіду калію дорівнює 61,6 г.

Гідролізом називається взаємодія солі з водою, внаслідок якого іони водню води з'єднуються з аніонами кислотного залишку солі, а іони гідроксилу – з катіоном металу солі. При цьому утворюються кислоти (або кисла сіль) та основа (основна сіль). При складанні рівнянь гідролізу необхідно визначити, які іони солі можуть зв'язувати іони води (Н + або ВІН -) в слабодисоціюючу сполуку. Це можуть бути або іони слабкої кислоти, або іони слабкої основи.

До сильних основ відносяться луги (основи лужних і лужноземельних металів): LiOH, NaOH, KOH, CsOH, FrOH, Ca(OH) 2 , Ba(OH) 2 , Sr(OH) 2 , Ra(OH) 2 . Інші підстави - це слабкі електроліти (NH 4 OH, Fe(OH) 3 , Cu(OH) 2 , Pb(OH) 2 , Zn(OH) 2 і.т.д).

До сильних кислот відносяться HNO 3 , HCl, HBr, HJ, H 2 SO 4 , H 2 SeO 4 , HClO 3 , HCLO 4 , HMnO 4 , H 2 CrO 4 , H 2 Cr 2 O 7 . Інші кислоти - це слабкі електроліти (H 2 CO 3 , H 2 SO 3 , H 2 SiO 3 , H 2 S, HCN, CH 3 COOH, HNO 2 , H 3 PO 4 і.т.д). Так як сильні кислоти і сильні основи повністю дисоціюють у розчині на іони, то з іонами води можуть з'єднуватися в слабодисоціюючі сполуки тільки іони кислотних залишків слабких кислот та іони металів, що утворюють слабкі основи. Ці слабкі електроліти, зв'язуючи та утримуючи іони Н + або ОН - , порушують рівновагу між молекулами води та її іонами, зумовлюючи кислу чи лужну реакцію розчину солі. Тому гідролізу піддаються солі, до складу яких входять іони слабкого електроліту, тобто. солі утворені:

1) слабкою кислотою та сильною основою (наприклад, K 2 SiO 3);

2) слабкою основою та сильною кислотою (наприклад, CuSO 4);

3) слабкою основою та слабкою кислотою (наприклад, СН 3 СООNН 4).

Солі сильної кислоти та сильної основи гідролізу не піддаються (наприклад, KNO 3).

Іонні рівняння реакцій гідролізу складаються за тими самими правилами, як і іонні рівняння звичайних реакцій обміну. Якщо сіль утворена багатоосновною слабкою кислотою або багатокислотною слабкою основою, то гідроліз протікає східчасто з утворенням кислих та основних солей.

Приклади розв'язання задач

приклад 1.Гідроліз сульфіду калію K2S.

I ступінь гідролізу: утворюються слабодисоціюючі іони HS - .

Молекулярна форма реакції:

K 2 S+H 2 O=KHS+KOH

Іонні рівняння:

Повна іонна форма:

2K + +S 2- +H 2 O=K + +HS - +K + +OH -

Скорочена іонна форма:

S 2- +H 2 O=HS - +OH -

Т.к. в результаті гідролізу в розчині солі утворюється надлишок іонів ВІН - то реакція розчину лужна рН>7.

II ступінь: утворюється слабодисоціюючі молекули H 2 S.

Молекулярна форма реакції

KHS+H2O=H2S+KOH

Іонні рівняння

Повна іонна форма:

K + +HS - +H 2 Про=H 2 S+K + +OH -

Скорочена іонна форма:

HS - +H 2 O=H 2 S+OH -

Середовище лужне, рН>7.

приклад 2.Гідроліз сульфату міді CuSO 4 .

I ступінь гідролізу: утворюються слабодисоціюючі іони (СuOH) + .

Молекулярна форма реакції:

2CuSO 4 +2H 2 O= 2 SO 4 +H 2 SO 4

Іонні рівняння

Повна іонна форма:

2Cu 2+ +2SO 4 2- +2H 2 O=2(CuOH) + +SO 4 2- +2H + +SO 4 2-

Скорочена іонна форма:

Cu 2+ +H 2 O=(CuOH) + +H +

Т.к. в результаті гідролізу в розчині солі утворюється надлишок іонів Н + то реакція розчину кисла рН<7.

II ступінь гідролізу: утворюється слабодисоціюючі молекули Сu(OH) 2 .

Молекулярна форма реакції

2 SO 4 +2H 2 O=2Cu(OH) 2 +H 2 SO 4

Іонні рівняння

Повна іонна форма:

2(CuOH) + +SO 4 2- +2H 2 O= 2Cu(OH) 2 +2H + +SO 4 2-

Скорочена іонна форма:

(CuOH) + +H 2 O=Cu(OH) 2 +H +

Середовище кисле, рН<7.

приклад 3.Гідроліз ацетату свинцю Pb(CH 3 COO) 2 .

I ступінь гідролізу: утворюються слабодисоціюючі іони (PbOH) + і слабка кислота СН 3 СООН.

Молекулярна форма реакції:

Pb(CH 3 COO) 2 +H 2 O=Pb(OH)CH 3 COO+CH 3 COOH

Іонні рівняння

Повна іонна форма:

Pb 2+ +2CH 3 COO - +H 2 O=(PbOH) + +CH 3 COO - +CH 3 COOH

Скорочена іонна форма:

Pb 2+ +CH 3 COO - +H 2 O=(PbOH) + +CH 3 COOH

При кип'ятінні розчину гідроліз практично йде до кінця, утворюється осад Pb(OH) 2

II ступінь гідролізу:

Pb(OH)CH 3 COO+H 2 O=Pb(OH) 2 +CH 3 COOH

Хімічна взаємодія іонів солі з іонами води, що призводить до утворення слабкого електроліту та супроводжується зміною рН розчину, називається гідролізом солей.

Будь-яку сіль можна представити як продукт взаємодії кислоти та основи. Тип гідролізу солі залежить від природи основи та кислоти, що утворюють сіль. Можливі 3 типи гідролізу солей.

Гідроліз по аніонуйде, якщо сіль утворена катіоном сильної основи та аніоном слабкої кислоти.

Наприклад, сіль СН 3 СООНа утворена сильною основою NaOH і слабкою одноосновною кислотою СН 3 СООН. Гідроліз піддається іон слабкого електроліту СН 3 СОО - .

Іонно-молекулярне рівняння гідролізу солі:

СН 3 СОО – + НОН « СН 3 СООН + ВІН –

Іони Н + води зв'язуються з аніонами СН 3 СОО – у слабкий електроліт СН 3 СООН, іони ОН – накопичуються у розчині, створюючи лужне середовище (рН>7).

Молекулярне рівняння гідролізу солі:

CH 3 COONa + H 2 O « CH 3 COOH + NaOH

Гідроліз солей багатоосновних кислот протікає по стадіях, утворюючи як проміжні продукти кислі солі.

Наприклад, сіль K 2 S утворена сильною основою КОН і слабкою двоосновною кислотою H 2 S. Гідроліз цієї солі протікає у дві стадії.

1 стадія: S 2– + HOH « HS – + OH –

K 2 S + H 2 O « KHS + KOH

2 стадія: HS -– + HOH « H 2 S + OH –

KHS + H 2 O « H 2 S + KOH

Реакція середовища лужна (pH>7), т.к. у розчині накопичуються ВІН - -іони. Гідроліз солі йде тим сильніше, чим менше константа дисоціації слабкої кислоти, що утворюється при гідролізі (табл.3). Таким чином, водні розчини солей, утворених сильною основою та слабкою кислотою, характеризуються лужною реакцією середовища.

Гідроліз по катіонуйде, якщо сіль утворена катіоном слабкої основи та аніоном сильної кислоти. Наприклад, сіль CuSO 4 утворена слабкою двокислотною основою Cu(OH) 2 і сильною кислотою H 2 SO 4 . Гідроліз йде по катіону Cu 2+ і протікає у дві стадії з утворенням як проміжний продукт основної солі.

1 стадія: Cu 2+ + HOH « CuOH + + H +

2CuSO 4 + 2H 2 O « (CuOH) 2 SO 4 + H 2 SO 4

2 стадія: CuOH + + HOH Cu(OH) 2 + H +

(CuOH) 2 SO 4 + 2H 2 O « 2Cu(OH) 2 + H 2 SO 4

Іони водню Н+ накопичуються в розчині, створюючи кисле середовище (рН<7). Чем меньше константа диссоциации образующегося при гидролизе основания, тем сильнее идет гидролиз.

Таким чином, водні розчини солей, утворених слабкою основою та сильною кислотою, характеризуються кислою реакцією середовища.

Гідроліз по катіону та аніонуйде, якщо сіль утворена катіоном слабкої основи та аніоном слабкої кислоти. Наприклад, сіль CH 3 COONH 4 утворена слабкою основою NH 4 OH та слабкою кислотою СН 3 СООН. Гідроліз йде по катіону NH 4 + та аніону СН 3 СОО – :

NH 4 + + CH 3 COO - + HOH « NH 4 OH + CH 3 COOH

Водні розчини такого типу солей, залежно від ступеня дисоціації слабких електролітів, що утворюються, мають нейтральне, слабокисле або слаболужне середовище.

При змішуванні розчинів солей, наприклад CrCl 3 і Na 2 S кожна із солей гідролізується незворотно до кінця з утворенням слабкої основи та слабкої кислоти.

Гідроліз солі CrCl 3 йде катіоном:

Cr 3+ + HOH « CrOH 2+ + H +

Гідроліз солі Na 2 S йде аніоном:

S 2– + HOH « HS – + OH –

При змішуванні розчинів солей CrCl 3 і Na 2 S відбувається взаємне посилення гідролізу кожної із солей, так як іони Н + і ВІН - утворюють слабкий електроліт Н 2 Про і іонна рівновага кожної солі зміщується у бік утворення кінцевих продуктів: гідроксиду хрому Cr(OH) 3 та сірководневої кислоти H 2 S.

Іонно-молекулярне рівняння спільного гідролізу солей:

2Cr 3+ + 3S 2– + 6H 2 O = 2Cr(OH) 3 ¯ + 3H 2 S

Молекулярне рівняння:

2CrCl 3 + 3Na 2 S + 6H 2 O = 2Cr(OH) 3 + 3H 2 S + 6NaCl

Солі, утворені катіонами сильних основ та аніонами сильних кислот, гідролізу не піддаються, оскільки жоден з іонів солі не утворює з іонами Н+ та ОН – води слабких електролітів. Водні розчини таких солей мають нейтральне середовище.

Обов'язковою умовою перебігу реакцій між електролітами є видалення з розчину тих чи інших іонів, внаслідок утворення слабо дисоціюючих речовин, або речовин, що виділяються з розчину у вигляді осаду або газу. Для правильного відображення сутності та механізму реакцій іонного обміну рівняння реакцій необхідно записувати в іонно-молекулярній формі. При цьомусильні електроліти записують як іонів, слабкі і малорозчинні – в молекулярної формі.

ПРИКЛАД 5.Реакція нейтралізації. Реакція за участю потужних електролітів.

HNO 3 + NaOH = NaNO 3 + H 2 O

Повне іонно-молекулярне рівняння: H+ + NO 3 - + Na+ + OH- = Na+ + NO 3 - + H 2 O

Коротке іонно-молекулярне рівняння: H+ + OH- = H 2 O(Виражає хімічну сутність реакції).

Висновок: у розчинах сильних електролітів реакція протікає внаслідок зв'язування іонів з утворенням слабкого електроліту(В даному випадку – води).

ПРИКЛАД 6.Реакція з участю слабких електролітів.HCN + NH 4 OH = NH 4 CN + H 2 O

: HCN + NH 4 OH = NH 4 + + CN- + H 2 O

Реакція за участю слабких електролітів (приклад 6) включає дві стадії: дисоціацію слабких (або важкорозчинних) електролітів на іони та зв'язування іонів з утворенням слабкішого електроліту. Оскільки процеси розкладання іони і зв'язування іонів оборотні, то реакції іонного обміну оборотні.

Напрямок реакцій іонного обміну визначають за зміною енергії Гіббса . Мимовільне перебіг реакції можливе лише у напрямку, для якого DG< 0 до досягнення стану рівноваги, коли DG = 0. Кількісним заходом ступеня протікання реакції зліва направо є константа рівноваги До З.Для реакції, наведеної у прикладі 6: До З = [ NH 4 +][ CN- ]/[ HCN][ NH 4 OH].

Константа рівноваги пов'язана із зміною енергії Гіббса рівнянням:

DG0 T = - 2,3 RTlgK C (15)

Якщо До З > 1 , DG < 0 мимоволі протікає пряма реакція, якщо До З < 1, DG > 0 реакція протікає у зворотному напрямку.

Константу рівноваги До Зрозраховують через константи дисоціації слабодисоціюючих електролітів:

До З =До вих. в-в /До прод. (16)

Для реакції, наведеної у прикладі 6, константа рівноваги розраховується за рівнянням:

До З = K HCN . K NH 4 OH / K H 2 O= 4,9.10-9.!,76.10-5/1014=8,67.K C >1 , слід. реакція протікає у прямому напрямку.

Загальним правилом, що випливає з виразу для К З , є те, що реакції іонного обміну протікають у бік більш міцного зв'язування іонів, тобто. у напрямі утворення електролітів із меншими значеннями констант дисоціації.

7. Гідроліз солей.

Гідроліз солі – реакція іонного обміну між сіллю та водою.Гідроліз є реакцією зворотної реакції нейтралізації: KatAn + H 2 OÛ KatOH + HAn (17)

сіль основа кислота

Залежно від сили кислоти, що утворюються, і основи розчин солі в результаті гідролізу стає лужним. (pH> 7) або кислим (pH< 7).

Розрізняють чотири випадки гідролізу:

1.Солі сильних кислот та сильних основ – гідролізу не піддаються, тому що при взаємодії з водою не утворюється слабкий електроліт. Тому у розчинах таких солей pH=7, тобто. середовище нейтральне .

2.Солі сильних основ та слабких кислот – гідроліз йде аніоном. Для розчинів солей сильних основ та багатоосновних кислот гідроліз протікає практично по першому ступені з утворенням кислих солей.

ПРИКЛАД 7. Визначити pH сантимолярного розчину сульфіду калію (З K 2 S =0,01 моль/л).

K 2 S – сіль слабкої двоосновної кислоти H2S.

Гідроліз солі виражається рівнянням:

K 2 S + H 2 OÛ KHS + KOH(Утворюється кисла сіль - KHS).

Іонно-молекулярне рівняння реакції:

S 2- + H 2 OÛ HS - + OH - (18)

Константа рівноваги реакції (константа гідролізу) дорівнює: До Г =До H 2 O / K HS - = 10 -14 /1,2. 10 – 14 = 0,83, тобто. До г<1, слід. рівновагу зміщено вліво. Виникає надлишок іонів OH - призводить до зміни характеру середовища. Знаючи К Г можна розрахувати концентрацію іонів OH - , а потім pH розчину.К Г = . [ HS - ]/[ S 2- ].З рівняння (18) видно, що = [ HS - ]. Оскільки солі гідролізуються слабо (До Г< 1), то можно принять, что = 0,01моль/л, тогда = Ö К Г. = Ö 0,83 . 10 -2 = 9 . 10 - 2 . Из уравнения (6) =10-14/[ OH-]=10 -14 /9 . 10 - 2 = 1,1 . 10 - 11 .

З рівняння (7) pH = -lg1,1. 10 – 11 = 11.

Висновок.Так якpH> 7, то середовище лужне.

3.Солі слабких основ та сильних кислот – гідроліз йде катіона.

Для солей, утворених сильними кислотами та багатокислотними основами, гідроліз протікає переважно по першому ступені з утворенням основної солі.

ПРИКЛАД 8.Гідроліз солі хлориду марганцю (З солі = 0,01 моль/л).

MnCI 2 + H 2 OÛ MnOHCI + HCI(Утворюється основна сіль MnOHCI).

Іонно-молекулярне рівняння: Mn 2+ + H 2 OÛ MnOH + + H + (Перший ступінь гідролізу)

Константа гідролізу: До Г = До H 2 O / K MnOH + = 10 -14 /4 . 10 - 4 = 2,5 . 10 - 11 .

Надлишок іонів H+ веде до зміни характеру середовища. Розрахунок pH розчину проводимо аналогічно до прикладу 7.

Константа гідролізу дорівнює: До Г =[ H + ] . [ MnOH + /[ Mn 2+ ]. Так як ця сіль добре розчинна у воді і повністю дисоційована на іони, то З солі =[ Mn 2+ ] = 0,01 моль/л.

Тому [ H + ] = Ö До Г . [ Mn 2+ ] = Ö 2,5. 10 - 11. 10 - 2 = 5 . 10 - 7, pH = 6,3.

Висновок. Так якpH < 7 , то середовище кисле.

4. Солі слабких основ та слабких кислот– гідроліз йде і катіоном і аніоном.

У більшості випадків ці солі гідролізуються повністю утворюючи основу та кислоту.

ПРИКЛАД 9.Гідроліз солі ацетату амонію. CH 3 COONH 4 + H 2 OÛ CH 3 COOH + NH 4 OH

Іонно-молекулярне рівняння: CH 3 COO - + NH 4 + + H 2 OÛ CH 3 COOH + NH 4 OH .

Константа гідролізу дорівнює: До Г = До H 2 O /До до-ти . До осн. .

Характер середовища визначається відносною силою кислоти і основи.