Какой основной продукт получается при гидролизе нитрата магния по первой стадии

Темы кодификатора ЕГЭ: Гидролиз солей. Среда водных растворов: кислая, основная и щелочная.

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 оксиления, 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.

Примеры таких солей — CH3COONa, Na2CO3, Na2S, KCN.

Реакция гидролиза:

CH3COONa + HOH ↔ CH3COOH + NaOH

в ионной форме:

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:

CO32- + HOH ↔ HCO32- + OH—

или в молекулярной форме:

Na2CO3 + HOH ↔ NaHCO3  + NaOH

2 ступень:

HCO3— + HOH ↔ H2CO3 + OH—

или в молекулярной форме:

NaHCO3 + HOH ↔ H2CO3 + NaOH

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:

NH4+ + HOH ↔ NH3·H2O + H+

или в молекулярной форме:

NH4Cl + HOH ↔ NH3·H2O + HCl

При этом катион слабого основания притягивает гидроксид-ионы из воды, а  в растворе возникает избыток ионов Н+. Водородный показатель такого раствора рН<7.

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

I  ступень:

Fe3+ + HOH ↔ FeOH2+ + H+

FeCl3 + HOH ↔ FeOHCl2 + HCl

II ступень:

FeOH2+ + HOH ↔ Fe(OH)2+ + H+

FeOHCl2 + HOH ↔ Fe(OH)2Cl+ HCl

III ступень:

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.

Примеры таких солей:  CH3COONH4, (NH4)2CO3, HCOONH4,

Уравнение гидролиза:

CH3COO— + NH4+ + HOH ↔ CH3COOH +  NH3·H2O

CH3COONH4 + HOH ↔ CH3COOH +  NH3·H2O

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 провзаимодействовать между собой. Необратимый гидролиз является химической реакцией, т.к. реагирующие вещества взаимодействуют практически полностью.

Варианты необратимого гидролиза:

1. Гидролиз, в который вступают растворимые соли 2х-валентных металлов (Be2+, Co2+, Ni2+, Zn2+, Pb2+, Cu2+ и др.) с сильным ионизирующим полем (слабые основания) и растворимые карбонаты/гидрокарбонаты. При этом образуются нерастворимые основные соли (гидроксокарбонаты):

2MgCl2 + 2Na2CO3 + H2O = Mg2(OH)2CO3 + 4NaCl + CO2

2МеCl2 + 2Na2CO3 + Н2О=(МеОН)2CO3 + 4NaCl + СО2 (МеII, кроме Fe, Ca,Sr,Ba).

! Исключения: (соли Ca, Sr, Ba и Fe2+) – в этом случае получим обычный обменный процесс:

CaCl2 + Na2CO3 = CaCO3 + 2NaCl,

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

2. 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 (Al3+, Cr3+)   и соли летучих кислот (карбонаты, сульфиды, сульфиты) при смешивании в растворе (взаимном гидролизе) образуют осадок гидроксида и газ (H2S, SO2, CO2):

2AlCl3 + 3K2S +6H2O  = 2Al(OH)3 + 3H2S↑  + 6KCl,

2CrCl3 + 3K2CO3 + 3H2O = 2Сr(ОН)3 + 3СO2 + 6KCl,

2МеCl3 + 3Na2CO3 + 3Н2О=2Ме(ОН)3 + 6NaCl + 3СО2 (МеIII),

2МеCl3 + 3Na2SO3 + 3Н2О=2Ме(ОН)3 + 6NaCl + 3SО2 (МеIII),

2МеCl3 + 3Na2S + 3Н2О=2Ме(ОН)3 + 6NaCl + 3H2S (МеIII).

Соли Fe3+ при взаимодействии с карбонатами также при смешивании в растворе (взаимном гидролизе) образуют осадок гидроксида и газ:

2FeCl3 + 3K2CO3 + 3H2O = 2Fe(ОН)3 + 3СO2 + 6KCl

! 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!

SO2Cl2 + 2 H2O = H2SO4 + 2 HCl,

SOCl2 + 2 H2O = H2SO3 + 2HCl,

PCl5 + 4 H2O = H3PO4 + 5HCl,

CrO2Cl2 + 2H2O = H2CrO4 + 2HCl,

PCl5 + 8NaOH = Na3PO4 + 5NaCl + 4H2O,

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.

POCl3 + 3H2O = H3PO4 + 3HCl

Галогенангидриды некоторых кислот:

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

4. Необратимый гидролиз бинарных соединений, образованных металлом и неметаллом:

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

Al2S3 + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2S

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

Al2S3 + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2S

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

Ca+2C-12 + H2O = Ca+2(OH)2 + C-12H2

Al+34C-43 + 12H2O = 4Al+3(OH)3 + 3C-4H4,

Ca3N2 + H2O =

Ca3P2 + H2O =

Mg2Si + H2O =

5. Некоторые соли необратимо гидролизуются с образованием оксосолей:

BiCl3 + H2O = BiOCl + 2HCl,

SbCl3 + H2O = SbOCl  + 2HCl.

Алюмокалиевые квасцы:

KAl(SO4)2 + K2S  + H2O =

MgCl2 + NaНCO3 + H2O =

ZnSO4 + CsНCO3 + H2O =

CdSO4 + RbНCO3 + H2O =

CaSO4 + Rb2CO3   + H2O =

FeCl2 + Rb2CO3  + H2O =

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 обратимого 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.

Пройти тест по теме Гидролиз:

Здесь вы можете потренироваться в решении тестовых заданий в формате ЕГЭ по теме Гидролиз. Среда водных растворов: кислая, нейтральная, щелочная.