Кислотно-основные свойства соединений. Сравнение гидролизуемости солей

В задании по данной теме студентам предлагается на качественном уровне проанализировать гидролизуемость солей, образованных различными биогенными элементами, предварительно сравнив силу кислот и оснований, которыми образованы заданные соли. Сравнение кислотно-основных свойств гидроксидов необходимо выполнить, сопоставив положение элементов в Периодической системе или их степени окисления в заданных соединениях. При выполнении задания №2 рекомендуется использовать информацию, изложенную в разделе 1.8 «Прогнозирование свойств элементов, простых веществ и соединений». Процедура составления уравнений гидролиза солей в молекулярном и сокращённом ионно-молекулярном виде достаточно подробно рассмотрена в методических указаниях по общей химии [2].

 

Пример 2.1. Запишите в молекулярном и сокращённом ионно-молекулярном виде уравнения реакций гидролиза солей: нитрат магния и хлорид бериллия. Пользуясь Периодической системой химических элементов, сделайте вывод, какая из этих солей сильнее гидролизуется. Раствор какой соли (молярности растворов одинаковы) будет иметь большее значение pH?

 

Обе соли (Mg(NO₃)₂ и BeCl₂) образованы катионами Mg²⁺ и Be²⁺ слабых оснований (Mg(OH)₂ и Be(OH)₂) и анионами NO₃^– и Cl^– сильных кислот (HNO₃ и HCl). Любая соль гидролизуется или по катиону слабого основания,или/ипо аниону слабой кислоты. Гидролиз по катионам сильных оснований и анионам сильных кислот не протекает. Следовательно, и соль Mg(NO₃)₂, и соль BeCl₂ гидролизуется только по катиону:

 

Mg²⁺ + HOH ⇆ MgOH⁺ + H⁺ Be²⁺ + HOH ⇆ BeOH⁺ + H⁺

MgOH⁺ + HOH ⇆ Mg(OH)₂ + H⁺ BeOH⁺ + HOH ⇆ Be(OH)₂ + H⁺

 

Оба элемента Mg и Be находятся в главной подгруппе (подруппе А) второй группы. В главных подгруппах сверху вниз усиливается металличность элементов и основные свойства гидроксидов, образуемых этими элементами. Следовательно, Mg(OH)₂ более сильное основание, а Be(OH)₂ – более слабое. Чем слабее основание, которым образована соль, тем сильнее эта соль гидролизуется по катиону. Поэтому соль BeCl₂ гидролизуется сильнее (т.к. она образована более слабым основанием) и в растворе этой соли будет бо́льшая концентрация ионов H⁺, а значит более кислая среда и меньше pH (рисунок 2.1):

pH(BeCl₂) < pH(Mg(NO₃)₂)

 

Рисунок 2.1 – Изменение кислотности и щёлочности с изменением pH

Уравнения гидролиза солей Mg(NO₃)₂ и BeCl₂ в молекулярном виде:

 

Mg(NO₃)₂ + HOH ⇆ MgOHNO₃ + HNO₃ BeCl₂ + HOH ⇆ BeOHCl + HCl

MgOHNO₃ + HOH ⇆ Mg(OH)₂ + HNO₃ BeOHCl + HOH ⇆ Be(OH)₂ + HCl

 

Пример 2.2. Запишите в молекулярном и сокращённом ионно-молекулярном виде уравнения реакций гидролиза солей: сульфат магния и хлорид алюминия. Пользуясь Периодической системой химических элементов, сделайте вывод, какая из этих солей сильнее гидролизуется. Раствор какой соли (молярности растворов одинаковы) будет иметь большее значение pH?

 

Обе соли (MgSO₄ и AlCl₃) образованы катионами Mg²⁺ и Al³⁺ слабых оснований (Mg(OH)₂ и Al(OH)₃) и анионами SO₄^2– и Cl^– сильных кислот (H₂SO₄ и HCl). Следовательно, обе соли гидролизуется только по катиону:

 

Mg²⁺ + HOH ⇆ MgOH⁺ + H⁺ Al³⁺ + HOH ⇆ AlOH²⁺ + H⁺

MgOH⁺ + HOH ⇆ Mg(OH)₂ + H⁺ AlOH²⁺ + HOH ⇆ Al(OH)₂⁺ + H⁺

Al(OH)₂⁺ + HOH ⇆ Al(OH)₃ + H⁺

 

Оба элемента Mg и Al находятся в одном и том же (третьем) периоде. В периодах слева направо ослабляется металличность элементов и, как следствие, ослабляются основные свойства гидроксидов, образуемых этими элементами. Следовательно, Mg(OH)₂ более сильное основание, чем Al(OH)₃. Поэтому соль AlCl₃ гидролизуется сильнее (т.к. она образована более слабым основанием) и в растворе этой соли будет бо́льшая концентрация ионов H⁺, а значит более кислая среда и меньше pH: pH(AlCl₃) < pH(MgSO₄).

 

Уравнения гидролиза солей MgSO₄ и Al(NO₃)₃ в молекулярном виде:

 

2MgSO₄+2HOH ⇆ (MgOH)₂SO₄+H₂SO₄ AlCl₃ + HOH ⇆ AlOHCl₂ + HCl

(MgOH)₂SO₄+2HOH ⇆ 2Mg(OH)₂+H₂SO₄ AlOHCl₂+HOH⇆Al(OH)₂Cl+HCl

Al(OH)₂Cl + HOH⇆Al(OH)₃ + HCl

 

Пример 2.3. Запишите в молекулярном и сокращённом ионно-молекулярном виде уравнения реакций гидролиза солей: метасиликат калия и метастаннат натрия. Пользуясь Периодической системой химических элементов, сделайте вывод, какая из этих солей сильнее гидролизуется. Раствор какой соли (молярности растворов одинаковы) будет иметь большее значение pH?

 

Обе соли (K₂SiO₃ и Na₂SnO₃) образованы катионами K⁺ и Na⁺ сильных оснований (KOH и NaOH) и анионами SiO₃^2– и SnO₃^2– слабых кислот (H₂SiO₃ и H₂SnO₃). Следовательно, обе соли гидролизуется только по аниону:

 

SiO₃^2– + HOH ⇆ HSiO₃^– + OH^– SnO₃^2– + HOH ⇆ HSnO₃^– + OH^–

HSiO₃^– + HOH ⇆ H₂SiO₃ + OH^– HSnO₃^– + HOH ⇆ H₂SnO₃ + OH^–

 

Оба элемента Si и Sn находятся в главной подгруппе (подруппе А) четвёртой группы. В главных подгруппах сверху вниз сила кислородсодержащих кислот, образуемых элементами, уменьшается. Следовательно, H₂SnO₃ более слабая кислота, чем H₂SiO₃. Чем слабее кислота, которой образована соль, тем сильнее эта соль гидролизуется по аниону. Поэтому соль Na₂SnO₃ гидролизуется сильнее, т.к. она образована более слабой кислотой; в растворе этой соли будет бо́льшая концентрация ионов OH^–,значит более щелочная среда и больше pH (рисунок 2.1): pH(K₂SiO₃) < pH(Na₂SnO₃).

 

Уравнения гидролиза солей K₂SiO₃ и Na₂SnO₃ в молекулярном виде:

 

K₂SiO₃ + HOH ⇆ KHSiO₃ + KOH Na₂SnO₃ + HOH ⇆ NaHSnO₃ + NaOH

KHSiO₃ + HOH ⇆ H₂SiO₃ + NaOH NaHSnO₃ + HOH ⇆ H₂SnO₃ + NaOH

Пример 2.4. Запишите в молекулярном и сокращённом ионно-молекулярном виде уравнения реакций гидролиза солей: сульфид и теллурид калия. Пользуясь Периодической системой химических элементов, сделайте вывод, какая из этих солей сильнее гидролизуется. Раствор какой соли (молярности растворов одинаковы) будет иметь большее значение pH?

 

Обе соли (K₂S и K₂Te) образованы катионом K⁺ сильного основания (KOH) и анионами S^2– и Te^2– слабых кислот (H₂S и H₂Te). Следовательно, обе соли гидролизуется только по аниону:

 

S^2– + HOH ⇆ HS^– + OH^– Te^2– + HOH ⇆ HTe^– + OH^–

HS^– + HOH ⇆ H₂S + OH^– HTe^– + HOH ⇆ H₂Te + OH^–

 

Оба элемента S и Te находятся в главной подгруппе (подруппе А) шестой группы. В главных подгруппах сверху вниз сила бескислородных кислот, образуемых элементами, уменьшается. Следовательно, H₂S более слабая кислота, чем H₂Te. Следовательно, соль Na₂S гидролизуется сильнее, т.к. она образована более слабой кислотой; в растворе этой соли будет бо́льшая концентрация ионов OH^–, т.е. более щелочная среда и больше pH: pH(K₂Te) < pH(K₂S).

 

Уравнения гидролиза солей K₂SiO₃ и Na₂SnO₃ в молекулярном виде:

 

K₂S + HOH ⇆ KHS + KOH K₂Te + HOH ⇆ KHTe + KOH

KHS + HOH ⇆ H₂S + NaOH KHTe + HOH ⇆ H₂Te + KOH

 

Пример 2.5. Запишите в молекулярном и сокращённом ионно-молекулярном виде уравнения реакций гидролиза солей: сульфат железа (III) и сульфат железа (II). Сравните степени окисления атомов железа сделайте вывод, какая из этих солей сильнее гидролизуется. Сравните pH растворов этих солей (молярные концентрации ионов Fe³⁺ и Fe²⁺ в растворах одинаковы).

 

Обе соли (Fe₂(SO₄)₃ и FeSO₄) образованы катионами Fe³⁺ и Fe²⁺ слабых оснований (Fe(OH)₃ и Fe(OH)₂) и анионом SO₄^2– сильной кислоты (H₂SO₄). Следовательно, и соль Fe₂(SO₄)₃, и соль FeSO₄ гидролизуется только по катиону:

 

Fe³⁺ + HOH ⇆ FeOH²⁺ + H⁺ Fe²⁺ + HOH ⇆ FeOH⁺ + H⁺

FeOH²⁺ + HOH ⇆ Fe(OH)₂⁺ + H⁺ FeOH⁺ + HOH ⇆ Fe(OH)₂ + H⁺

Fe(OH)₂⁺ + HOH ⇆ Fe(OH)₃ + H⁺

 

С увеличением степени окисления элемента ослабляются основные и усиливаются кислотные свойства гидроксидов, образуемых этим элементом.

Следовательно, Fe(OH)₃ – более слабое основание, а Fe(OH)₂ – более сильное. Поэтому соль Fe₂(SO₄)₃ гидролизуется сильнее, т.к. она образована более слабым основанием; в растворе этой соли будет бо́льшая концентрация ионов H⁺, более кислая среда и меньше pH: pH(Fe₂(SO₄)₃) < pH(FeSO₄).

 

Уравнения гидролиза солей Fe₂(SO₄)₃ и FeSO₄ в молекулярном виде:

 

Fe₂(SO₄)₃+2HOH⇆2FeOHSO₄+H₂SO₄ 2FeSO₄+2HOH⇆(FeOH)₂SO₄+H₂SO₄

2FeOHSO₄+2HOH⇆(Fe(OH)₂)₂SO₄+H₂SO₄ (FeOH)₂SO₄+2HOH⇆2Fe(OH)₂+H₂SO₄

(Fe(OH)₂)₂SO₄+2HOH ⇆ 2Fe(OH)₃+H₂SO₄

 

Пример 2.6. Запишите в молекулярном и сокращённом ионно-молекулярном виде уравнения реакций гидролиза солей: гипобромит и бромит калия. Сравните степени окисления атомов брома сделайте вывод, какая из этих солей сильнее гидролизуется. Сравните pH растворов этих солей (молярные концентрации солей в растворах одинаковы).

 

Обе соли (KBrO и KBrO₂) образованы катионом K⁺ сильного основания (KOH) и анионами BrO^– и BrO₂^– слабых кислот (HBrO и HBrO₂). Следовательно, обе соли гидролизуется только по аниону:

 

BrO^– + HOH ⇆ HBrO + OH^– BrO₂^– + HOH ⇆ HBrO₂ + OH^–

 

С увеличением степени окисления элемента ослабляются основные и усиливаются кислотные свойства гидроксидов, образуемых этим элементом. Поэтому HBrO₂ (Br⁺³) более сильная кислота, чем HBrO (Br⁺¹). Следовательно, соль KBrO гидролизуется сильнее, т.к. она образована более слабой кислотой; в растворе этой соли будет бо́льшая концентрация ионов OH^–, т.е. более щелочная среда и больше pH: pH(KBrO) > pH(KBrO₂).

 

Уравнения гидролиза солей KBrO и KBrO₂ в молекулярном виде:

 

KBrO + HOH ⇆ HBrO + KOH KBrO₂ + HOH ⇆ HBrO₂ + KOH

 

Пример 2.7. Запишите в молекулярном и сокращённом ионно-молекулярном виде уравнения реакций гидролиза солей: сульфид натрия и сульфид аммония. Проанализируйте природу этих солей (силу кислот и оснований, которыми они образованы) и сделайте вывод, какая из этих солей сильнее гидролизуется. Сравните pH растворов этих солей (молярности растворов одинаковы).

Соль Na₂S образована катионом (Na⁺) сильного основания NaOH и анионом (S^2–) слабой кислоты H₂S. Соль (NH₄)₂S образована катионом (NH₄⁺) слабого основания NH₄OH и анионом (S^2–) слабой кислоты H₂S. Следовательно, карбонат натрия гидролизуется только по аниону:

S^2– + HOH ⇆ HS^– + OH^–

HS^– + HOH ⇆ H₂S + OH^–

Карбонат аммония гидролизуется и по катиону, по аниону:

NH₄⁺ + S^2– + HOH ⇆ NH₄OH + HS^–

NH₄⁺ + HS^– + HOH ⇆ NH₄OH + H₂S

Гидролиз соли, гидролизующейся и по катиону, и по аниону, всегда протекает сильнее, чем гидролиз соли, гидролизующейся только по катиону или только по аниону, т.е. (NH₄)₂S гидролизуется сильнее, чем Na₂S. Однако концентрация ионов OH^– выше в растворе Na₂S (см. уравнения гидролиза в ионно-молекулярном виде), т.к. в растворе (NH₄)₂S бо́льшая часть ионов OH^– связана в слабодиссоциирующий электролит NH₄OH.

Следовательно, pH (Na₂S) > pH ((NH₄)₂S)

Уравнения гидролиза солей Na₂S и (NH₄)₂S в молекулярном виде:

 

Na₂S+HOH⇆NaHS+NaOH (NH₄)₂S+HOH⇆NH₄OH+NH₄HS

NaHS+HOH⇆H₂S+NaOH NH₄HS+HOH⇆NH₄OH+H₂S

 

Пример 2.8. Запишите в молекулярном и сокращённом ионно-молекулярном виде уравнения реакций гидролиза солей: карбонат и гидрокарбонат калия. Какая из этих солей сильнее гидролизуется? Сравните pH растворов этих солей (молярности растворов одинаковы).

 

Обе соли (K₂CO₃ и KHCO₃) образованы катионом K⁺ сильного основания (KOH) и анионами CO₃^2– и HCO₃^– слабой кислоты (H₂СO₃). Следовательно, и K₂CO₃, и KHCO₃ гидролизуется только по аниону.

 

Гидролиз K₂CO₃ Гидролиз KHCO₃

 

ионный вид:

CO₃^2– + HOH ⇆ HCO₃^– + OH^– ионный вид:

HCO₃^– + HOH ⇆ H₂CO₃ + OH^– HCO₃^– + HOH ⇆ H₂CO₃ + OH^–

молекулярный вид:

K₂CO₃+HOH⇆KHCO₃+KOH молекулярный вид

KHCO₃+HOH⇆H₂CO₃+KOH KHCO₃+HOH⇆H₂CO₃+KOH

 

Как видно из приведённых уравнений, гидролиз KHCO₃ представляет собой вторую стадию гидролиза K₂CO₃. Поскольку гидролиз по второй стадии протекает намного слабее, чем по первой, соль KHCO₃ гидролизуется намного слабее, чем K₂CO₃. Т.к. K₂CO₃ гидролизуется сильнее, в растворе этой соли будет бо́льшая концентрация ионов OH^–, т.е. более щелочная среда и больше pH: pH(K₂CO₃) > pH(KHCO₃).