Wie schreibt man die Hydrolysegleichung von Salzen auf? Dieses Thema bereitet Absolventen von weiterführenden Schulen, die Chemie für die Prüfung wählen, oft Schwierigkeiten. Lassen Sie uns die Haupttypen der Hydrolyse analysieren und die Regeln zum Erstellen molekularer und ionischer Gleichungen berücksichtigen.
Definition
Hydrolyse ist eine Reaktion zwischen einem Stoff und Wasser, begleitet von der Verbindung von Bestandteilen des ursprünglichen Stoffes damit. Diese Definition weist darauf hin, dass dieser Vorgang nicht nur bei anorganischen Stoffen auftritt, sondern auch für organische Verbindungen charakteristisch ist.
Zum Beispiel wird die Hydrolysereaktionsgleichung für Kohlenhydrate, Ester, Proteine, Fette geschrieben.
Hydrolysewert
Alle chemischen Wechselwirkungen, die im Hydrolyseprozess beobachtet werden, werden in verschiedenen Industrien genutzt. Dieses Verfahren dient beispielsweise dazu, Wasser von groben und kolloidalen Verunreinigungen zu befreien. Für diese Zwecke werden spezielle Niederschläge von Aluminium- und Eisenhydroxiden verwendet, die durch Hydrolyse von Sulfaten und Chloriden dieser Metalle erh alten werden.
Was spielt es noch eine RolleHydrolyse? Die Gleichung dieses Prozesses zeigt, dass diese Reaktion die Grundlage der Verdauungsprozesse aller Lebewesen ist. Der Hauptteil der Energie, die der Körper benötigt, wird als ATP konzentriert. Die Freisetzung von Energie ist aufgrund des Hydrolyseprozesses möglich, an dem ATP beteiligt ist.
Prozessmerkmale
Die Molekulargleichung der Salzhydrolyse wird als reversible Reaktion geschrieben. Je nachdem aus welcher Base und Säure das anorganische Salz entsteht, gibt es verschiedene Möglichkeiten für den Ablauf dieses Prozesses.
Die gebildeten Salze gehen eine solche Wechselwirkung ein:
- mildes Hydroxid und aktive Säure (und umgekehrt);
- flüchtige Säure und aktive Base.
Du kannst die Gleichung für die ionische Hydrolyse nicht für Salze schreiben, die durch eine aktive Säure und Base gebildet werden. Der Grund dafür ist, dass die Essenz der Neutralisierung auf die Bildung von Wasser aus Ionen hinausläuft.
Prozessmerkmal
Wie lässt sich die Hydrolyse beschreiben? Die Gleichung dieses Prozesses kann am Beispiel eines Salzes betrachtet werden, das aus einem einwertigen Metall und einer einwertigen Säure gebildet wird.
Wenn eine Säure als HA und eine Base als MON dargestellt wird, dann ist das Salz, das sie bilden, MA.
Wie kann man Hydrolyse schreiben? Die Gleichung wird in molekularer und ionischer Form geschrieben.
Bei verdünnten Lösungen wird die Hydrolysekonstante verwendet, die als Verhältnis der Molzahl definiert istSalze, die an der Hydrolyse beteiligt sind, auf ihre Gesamtzahl. Sein Wert hängt davon ab, welche Säure und welche Base das Salz bilden.
Anionenhydrolyse
Wie schreibe ich die molekulare Hydrolysegleichung? Wenn das Salz ein aktives Hydroxid und eine flüchtige Säure enthält, ist das Ergebnis der Wechselwirkung ein alkalisches und ein saures Salz.
Typisch ist das Sodaverfahren, bei dem ein Alkali- und ein Säuresalz entstehen.
Da die Lösung Anionen der Hydroxylgruppe enthält, ist die Lösung alkalisch, das Anion wird hydrolysiert.
Ablaufbeispiel
Wie schreibt man eine solche Hydrolyse auf? Die Verfahrensgleichung für Eisensulfat (2) geht von der Bildung von Schwefelsäure und Eisensulfat (2) aus.
Die Lösung ist sauer, entsteht durch Schwefelsäure.
Totalhydrolyse
Molekulare und ionische Gleichungen für die Hydrolyse von Salzen, die von einer inaktiven Säure und derselben Base gebildet werden, legen die Bildung der entsprechenden Hydroxide nahe. Beispielsweise sind die Reaktionsprodukte für Aluminiumsulfid, das durch amphoteres Hydroxid und flüchtige Säure gebildet wird, Aluminiumhydroxid und Schwefelwasserstoff. Die Lösung ist neutral.
Aktionsfolge
Es gibt einen bestimmten Algorithmus, nach dem Gymnasiasten in der Lage sein werden, die Art der Hydrolyse genau zu bestimmen, die Reaktion des Mediums zu identifizieren und auch die Produkte der laufenden Reaktion aufzuzeichnen. Zuerst müssen Sie den Typ definierenden Prozess der fortschreitenden Salzdissoziation verarbeiten und aufzeichnen.
Zum Beispiel ist bei Kupfersulfat (2) die Zersetzung in Ionen mit der Bildung eines Kupferkations und eines Sulfatanions verbunden.
Dieses Salz wird von einer schwachen Base und einer aktiven Säure gebildet, daher findet der Prozess entlang des Kations (schwaches Ion) statt.
Als nächstes wird die molekulare und ionische Gleichung des laufenden Prozesses geschrieben.
Um die Reaktion des Mediums zu bestimmen, ist es notwendig, eine ionische Sicht auf den laufenden Prozess zu erstellen.
Die Produkte dieser Reaktion sind: Kupferhydroxosulfat (2) und Schwefelsäure, daher ist die Lösung durch eine Säurereaktion des Mediums gekennzeichnet.
Die Hydrolyse nimmt unter den verschiedenen Austauschreaktionen eine Sonderstellung ein. Bei Salzen kann dieser Vorgang als reversible Wechselwirkung von Ionen eines Stoffes mit einer Hydrathülle dargestellt werden. Je nach Stärke dieser Einwirkung kann der Prozess unterschiedlich intensiv ablaufen.
Donor-Akzeptor-Bindungen treten zwischen Kationen und Wassermolekülen auf, die sie hydratisieren. Die im Wasser enth altenen Sauerstoffatome wirken als Donator, da sie ungeteilte Elektronenpaare haben. Akzeptoren sind Kationen mit freien Atomorbitalen. Die Ladung des Kations bestimmt seine polarisierende Wirkung auf Wasser.
Zwischen Anionen und HOH-Dipolen wird eine schwache Wasserstoffbrücke gebildet. Bei starker Anioneneinwirkung ist eine vollständige Ablösung vom Protonenmolekül möglich, was zur Bildung einer Säure oder eines Anions vom Typ HCO3‾ führt. Die Hydrolyse ist ein reversibler und endothermer Prozess.
Einwirkungsarten auf SalzWassermoleküle
Alle Anionen und Kationen mit unbedeutender Ladung und signifikanter Größe haben eine leicht polarisierende Wirkung auf Wassermoleküle, sodass in einer wässrigen Lösung praktisch keine Reaktion stattfindet. Als Beispiel für solche Kationen können Hydroxylverbindungen genannt werden, die Alkalien sind.
Lassen Sie uns die Metalle der ersten Gruppe der Hauptuntergruppe der Tabelle von D. I. Mendeleev herausgreifen. Anionen, die die Anforderungen erfüllen, sind saure Reste starker Säuren. Salze, die durch aktive Säuren und Laugen gebildet werden, unterliegen nicht dem Hydrolyseprozess. Für sie kann der Dissoziationsprozess geschrieben werden als:
H2O=H+ + OH‾
Lösungen dieser anorganischen Salze haben eine neutrale Umgebung, daher wird während der Hydrolyse keine Zerstörung von Salzen beobachtet.
Bei organischen Salzen, die aus dem Anion einer schwachen Säure und einem Alkalikation gebildet werden, wird eine Hydrolyse des Anions beobachtet. Betrachten Sie als Beispiel für ein solches Salz Kaliumacetat CH3COOK.
Bindung von CH3COOCOO- Acetationen mit Wasserstoffprotonen in Molekülen von Essigsäure, die ein schwacher Elektrolyt ist, wird beobachtet. In der Lösung wird die Ansammlung einer erheblichen Menge an Hydroxidionen beobachtet, wodurch es zu einer alkalischen Reaktion des Mediums kommt. Kaliumhydroxid ist ein starker Elektrolyt, daher kann es nicht gebunden werden, pH > 7.
Die molekulare Gleichung des laufenden Prozesses lautet:
CH3SOOK + H2O=KOH +CH3UN
Um die Essenz der Wechselwirkung zwischen Substanzen zu verstehen, ist es notwendig, eine vollständige und reduzierte Ionengleichung aufzustellen.
Na2S-Salz ist durch einen schrittweisen Hydrolyseprozess gekennzeichnet. Berücksichtigt man, dass das Salz durch ein starkes Alkali (NaOH) und eine zweibasige schwache Säure (H2S) gebildet wird, wird die Bindung des Sulfidanions durch Wasserprotonen und die Akkumulation von Hydroxylgruppen in der Lösung beobachtet. In Molekül- und Ionenform sieht dieser Prozess so aus:
Na2S + H2O=NaHS + NaOH
Der erste Schritt. S2− + HON=HS− + OH−
Zweiter Schritt. HS− + HON=H2S + OH−
Trotz der Möglichkeit einer zweistufigen Hydrolyse dieses Salzes unter normalen Bedingungen findet die zweite Stufe des Verfahrens praktisch nicht statt. Der Grund für dieses Phänomen ist die Ansammlung von Hydroxylionen, die der Lösung ein schwach alkalisches Milieu verleihen. Dies trägt gemäß dem Prinzip von Le Chatelier zu einer Verschiebung des chemischen Gleichgewichts bei und verursacht eine Neutralisationsreaktion. Dabei kann die Hydrolyse von Salzen, die durch Alkali und schwache Säure gebildet werden, durch einen Überschuss an Alkali unterdrückt werden.
Je nach polarisierender Wirkung von Anionen kann die Intensität der Hydrolyse beeinflusst werden.
Bei Salzen, die stark saure Anionen und schwach basische Kationen enth alten, wird Kationenhydrolyse beobachtet. Beispielsweise kann ein ähnliches Verfahren für Ammoniumchlorid in Betracht gezogen werden. Der Prozess kann wie folgt dargestellt werdenFormular:
Molekülgleichung:
NH4CL + H2O=NH4OH + HCL
kurze Ionengleichung:
NH4++HOH=NH4OH + H +
Dadurch, dass sich Protonen in der Lösung anreichern, entsteht darin ein saures Milieu. Um das Gleichgewicht nach links zu verschieben, wird eine Säure in die Lösung eingebracht.
Für ein Salz, das aus einem schwachen Kation und Anion gebildet wird, ist der Verlauf einer vollständigen Hydrolyse typisch. Betrachten wir zum Beispiel die Hydrolyse von Ammoniumacetat CH3COONH4. In ionischer Form hat die Wechselwirkung die Form:
NH4+ + CH3COO−+ HOH=NH4OH + CH3COOH
Zum Schluss
Je nachdem aus welcher Säure und Base das Salz gebildet wird, verläuft die Reaktion mit Wasser unterschiedlich. Wenn beispielsweise schwache Elektrolyte Salz bilden und mit Wasser interagieren, entstehen flüchtige Produkte. Eine vollständige Hydrolyse ist der Grund, warum es nicht möglich ist, einige Salzlösungen herzustellen. Für Aluminiumsulfid können Sie den Prozess beispielsweise wie folgt schreiben:
Al2S3 + 6H2O=2Al(OH) 3↓ + 3H2S↑
Ein solches Salz kann nur durch die „Trockenmethode“gewonnen werden, indem einfache Substanzen nach dem Schema erhitzt werden:
2Al + 3S=Al2S3
Um die Zersetzung von Aluminiumsulfid zu vermeiden, muss es in luftdichten Behältern aufbewahrt werden.
In manchen Fällen ist der Hydrolyseprozess ziemlich schwierig, also der molekulareDie Gleichungen dieses Prozesses haben eine bedingte Form. Um die Wechselwirkungsprodukte zuverlässig zu ermitteln, sind spezielle Untersuchungen erforderlich.
Beispielsweise ist dies typisch für mehrkernige Komplexe von Eisen, Zinn, Beryllium. Je nachdem, in welche Richtung dieser reversible Prozess verschoben werden soll, ist es möglich, gleichnamige Ionen hinzuzufügen, deren Konzentration und Temperatur zu verändern.
