Гидролиз солей

Оглавление

  1. Реакция гидролиза
  2. Классификация солей
  3. Значение гидролиза
  4. Шпаргалка
  5. Задания для самопроверки

Реакция гидролиза

Согласно теории электролитической диссоциации в водном растворе частицы растворенного вещества взаимодействуют с молекулами воды. Такое взаи­модействие может привести к реакции гидролиза.

Гидролиз — это реакция обменного разложе­ния вещества водой.

Гидролиз солей

Гидролизу подвергаются различные вещества: неорганические — соли, карбиды и гидриды метал­лов, галогениды неметаллов; органические — га­логеналканы, сложные эфиры и жиры, углеводы, белки, полинуклеотиды.

Водные растворы солей имеют разные значения рН и различные типы сред — кислотную (рН < 7), щелоч­ную (рН > 7), нейтральную (рН = 7). Это объясняется тем, что соли в водных растворах могут подвергаться гидролизу.

Сущность гидролиза сводится к обменному хи­мическому взаимодействию катионов или анио­нов соли с молекулами воды. В результате этого взаимодействия образуется малодиссоциирующее соединение (слабый электролит). А в водном рас­творе соли появляется избыток свободных ионов Н+ или ОН , и раствор соли становится кислотным или щелочным соответственно.

Классификация солей

Любую соль можно представить как продукт взаимодействия основания с кислотой. Например, соль KClO образована сильным основанием KOH и слабой кислотой HClO.

В зависимости от силы основания и кислоты можно выделить четыре типа солей.

Рассмотрим поведение солей различных типов в растворе.

1. Соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой.

Например, соль цианид калия KCN образована сильным основанием KOH и слабой кислотой HCN:

clip_image003

В водном растворе соли происходят два процесса:

1) незначительная обратимая диссоциация моле­кул воды (очень слабого амфотерного электро­лита), которую упрощенно можно записать с помощью уравнения:

clip_image004

2) полная диссоциация соли (сильного электролита):

clip_image005

Образующиеся при этих процессах ионы Н+ и CN взаимодействуют между собой, связываясь в молекулы слабого электролита — цианистоводо­родной кислоты HCN, тогда как гидроксид — ион ОН остается в растворе, обусловливая тем самым его щелочную среду. Происходит гидролиз по ани­ону CN.

Запишем полное ионное уравнение происходя­щего процесса (гидролиза):

clip_image006

Этот процесс обратим, и химическое равновесие смещено влево (в сторону образования исходных веществ), т. к. вода — значительно более слабый электролит, чем цианистоводородная кислота HCN:

clip_image007

Уравнение показывает, что:

1) в растворе есть свободные гидроксид-ионы ОН, и концентрация их больше, чем в чистой воде, поэтому раствор соли KCN имеет щелочную сре­ду (рН > 7);

2) в реакции с водой участвуют ионы CN, в таком случае говорят, что идет гидролиз по аниону. Другие примеры анионов слабых кислот, кото­рые участвуют в реакции с водой:

•   муравьиной HCOOH — анион HCOO;

•   уксусной CH3COOH — анион CH3COO;

•   азотистой HNO2 — анион NO2;

•   сероводородной H2S — анион S2-;

•   угольной H2CO3 — анион CO32-;

•   сернистой H2SO3 — анион SO32-.

Рассмотрим гидролиз карбоната натрия Na2CO3:

clip_image008

Происходит гидролиз соли по аниону CO32-. Полное ионное уравнение гидролиза:

clip_image009

Сокращенное ионное уравнение гидролиза:

clip_image010

Продукты гидролиза — кис­лая соль NaHCO3 и гидроксид натрия NaOH.

Среда водного раство­ра карбоната натрия — ще­лочная (рН > 7), потому что в растворе увеличивается концентрация ионов ОН. Кислая соль NaHCO3 тоже может подвергаться гидро­лизу, который протекает в очень незначительной степени, и им можно пренебречь.

Подведем итог тому, что вы узнали о гидролизе по аниону:

1)    по аниону соли, как правило, гидролизуются обратимо;

2)    химическое равновесие в таких реакциях силь­но смещено влево;

3)    реакция среды в растворах подобных солей ще­лочная (рН > 7);

4)    при гидролизе солей, образованных слабыми многоосновными кислотами, получаются кис­лые соли.

2. Соли, образованные сильной кислотой и сла­бым основанием.

Рассмотрим гидролиз хлорида аммония NH4Cl.

clip_image011

В водном растворе соли происходят два про­цесса:

1) незначительная обратимая диссоциация моле­кул воды (очень слабого амфотерного электро­лита), которую упрощенно можно записать с помощью уравнения:

clip_image012

2) полная диссоциация соли (сильного электро­лита):

clip_image013

Образующиеся при этом ионы OH и NH4 взаимодействуют между собой с получением NH3 • H2O (слабый электролит), тогда как ионы Н+ остаются в растворе, обусловливая тем самым его кислотную среду.

Полное ионное уравнение гидролиза:

clip_image014

Процесс обратим, химическое равновесие сме­щено в сторону образования исходных веществ, т. к. вода Н2О — значительно более слабый элек­тролит, чем гидрат аммиака NH3 • H2O.

Сокращенное ионное уравнение гидролиза:

clip_image015

Уравнение показывает, что:

1) в растворе есть свободные ионы водорода Н+, и их концентрация больше, чем в чистой воде, поэтому раствор соли имеет кислотную среду (pH < 7);

2)     в реакции с водой участвуют катионы аммония NH+; в таком случае говорят, что идет гидролиз по катиону.

В реакции с водой могут участвовать и много­зарядные катионы: двухзарядные М2+ (например, Ni2+, Cu2+, Zn2+…), кроме катионов щелочноземель­ных металлов, трехзарядные М3+ (например, Fe3+, Al3+, Cr3+…).

Рассмотрим гидролиз нитрата никеля Ni(NO3)2, гидролиз соли по катиону:

Происходит гидролиз соли по катиону Ni2+.

clip_image016

Полное ионное уравнение гидролиза:

clip_image017

Сокращенное ионное уравнение:

clip_image018

Продукты гидролиза — основная соль NiOHNO3 и азотная кислота HNO3.

Среда водного раствора нитрата никеля кислот­ная (рН < 7), потому что в растворе увеличивается концентрация ионов Н+.

Гидролиз соли NiOHNO3 протекает в значитель­но меньшей степени, и им можно пренебречь. Таким образом:

1) по катиону соли, как правило, гидролизуются обратимо;

2) химическое равновесие реакций сильно смеще­но влево;

3) реакция среды в растворах таких солей кислот­ная (рН < 7);

4) при гидролизе солей, образованных слабыми многокислотными основаниями, получаются основные соли.

3. Соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой.

Такие соли подвергаются гидролизу и по кати­ону, и по аниону.

Катион слабого основания связывает ионы ОНиз молекул воды, образуя слабое основание; ани­он слабой кислоты связывает ионы Н+ из молекул воды, образуя слабую кислоту. Ре­акция растворов этих солей может быть нейтральной, сла­бокислотной или слабощелоч­ной. Это зависит от констант диссоциации двух слабых электролитов — кислоты и основания, которые об­разуются в результате гидролиза.

Например, рассмотрим гидролиз двух солей: ацетата аммония NH4CH3COO и формиата аммония NH4HCCO:

clip_image019

В водных растворах этих солей катионы сла­бого основания NH+ взаимодействуют с гидрок­сид-ионами ОН (напомним, что вода диссоци­ирует H2O = H+ + OH ), а анионы слабых кислот CH3COO и HCOO взаимодействуют с катионами Н+ с образованием молекул слабых кислот — ук­сусной CH3COOH и муравьиной HCOOH.

Запишем ионные уравнения гидролиза:

clip_image020

В этих случаях гидролиз тоже обратимый, но равновесие смещено в сторону образования про­дуктов гидролиза — двух слабых электролитов.

В первом случае среда раствора нейтральная (рН = 7), т. к. Kд(CH3COOH) = Kд(NH3 • H2O) = 1,8 • 10-5. Во втором случае среда раствора будет сла­бокислотной (pH < 7), т. к. Kд(HCOOH) = 2,1 • 10-4 и Kд(NH3 • H2O) < KдHCOOH), где Kд — константа диссоциации.

Гидролиз большинства солей является обрати­мым процессом. В состоянии химического равно­весия гидролизована лишь часть соли. Однако не­которые соли полностью разлагаются водой, т. е. их гидролиз является необратимым процессом.

Сульфид алюминия Al2S3 в воде подвергается необратимому гидролизу, т. к. появляющиеся при гидролизе по катиону ионы Н+ связываются обра­зующимися при гидролизе по аниону ионами ОН. Это усиливает гидролиз и приводит к образова­нию нерастворимого гидроксида алюминия и газо­образного сероводорода:

clip_image021

Поэтому сульфид алюминия Al2S3 нельзя полу­чить реакцией обмена между водными растворами двух солей, например, хлорида алюминия AlCl3 и сульфида натрия Na2S.

В результате гидролиза и по катиону, и по аниону:

1) если соли гидролизуются и по катиону, и по аниону обратимо, то химическое равновесие в реакциях гидролиза смещено вправо; реак­ция среды при этом или нейтральная, или сла­бокислотная, или слабощелочная, что зависит от соотношения констант диссоциации образу­ющихся основания и кислоты;

2) соли могут гидролизоваться и по катиону, и по аниону необратимо, если хотя бы один из про­дуктов гидролиза уходит из сферы реакции.

4. Соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой, не подвергаются гидролизу.

Рассмотрим «поведение» в растворе хлорида калия KCl.

clip_image022

Соль в водном растворе диссоциирует на ионы (KCl = K+ + Cl), но при взаимодействии с водой сла­бый электролит образоваться не может. Среда рас­твора нейтральная (рН = 7), т. к. концентрации ио­нов Н+ и ОН в растворе равны, как в чистой воде.

Другими примерами подобных солей могут быть галогениды, нитраты, перхлораты, сульфаты, хроматы и дихроматы щелочных металлов, гало­гениды (кроме фторидов), нитраты и перхлораты щелочноземельных металлов.

Следует также отметить, что реакция обратимого гидролиза полностью подчиняется принципу Ле Шателье. Поэтому гидролиз соли можно усилить (и да­же сделать необратимым) следующими способами:

1) добавить воды (уменьшить концентрацию);

2) нагреть раствор, при этом усиливается эндотер­мическая диссоциация воды:

clip_image023

, а значит, увеличивается количество Н+ и ОН, которые необходимы для осуществления гидро­лиза соли;

3) связать один из продуктов гидролиза в труд­норастворимое соединение или удалить один из продуктов в газовую фазу; например, ги­дролиз цианида аммония NH4CN будет зна­чительно усиливаться за счет разложения ги­драта аммиака с образованием аммиака NH3 и воды Н2О:

clip_image024

Гидролиз можно подавить (значительно умень­шить количество подвергающейся гидролизу со­ли), действуя следующим образом:

1) увеличить концентрацию растворенного веще­ства;

2) охладить раствор (для ослабления гидролиза растворы солей следует хранить концентриро­ванными и при низких температурах);

3) ввести в раствор один из продуктов гидролиза; например, подкислять раствор, если его среда в результате гидролиза кислотная, или подще­лачивать, если щелочная.

clip_image026clip_image027

 

Значение гидролиза

Гидролиз солей имеет и практическое, и био­логическое значение.

Еще в древности в качестве моющего средства использовали золу. В золе содержится карбонат калия K2CO3, который в воде гидролизуется по аниону, во­дный раствор приобретает мылкость за счет образу­ющихся при гидролизе ионов ОН.

В настоящее время в бы­ту мы используем мыло, сти­ральные порошки и другие моющие средства. Основной компонент мыла — это на­триевые и калиевые соли высших жирных кар­боновых кислот: стеараты, пальмитаты, которые гидролизуются.

Гидролиз стеарата натрия C17H35COONa выра­жается следующим ионным уравнением:

clip_image028

т. е. раствор имеет слабощелочную среду.

Соли, создающие необходимую щелочную среду раствора, содержатся в фотографическом прояви­теле. Это карбонат натрия Na2CO3, карбонат калия K2CO3, бура Na2B4O7 и другие соли, гидролизующи­еся по аниону.

Если кислотность почвы недостаточна, у рас­тений появляется болезнь — хлороз. Ее призна­ки — пожелтение или побеление листьев, отстава­ние в росте и развитии. Если рН > 7,5, то в нее почвы вносят удобрение сульфат аммония (NH4)2SO4, которое способствует повышению кислотности благодаря гидролизу по катиону, проходящему в почве:

clip_image029

Неоценима биологическая роль гидролиза не­которых солей, входящих в состав нашего орга­низма.

Например, в состав крови входят соли гидро­карбонат и гидрофосфат натрия. Их роль заклю­чается в поддержании определенной реакции среды.

Это происходит за счет смещения равновесия процессов гидролиза:

clip_image030

Если в крови избыток ионов Н+, они связыва­ются с гидроксид-ионами ОН, и равновесие сме­щается вправо. При избытке гидроксид-ионов ОН равновесие смещается влево. Благодаря этому кислотность крови здорового человека колеблется незначительно.

Или например: в составе слюны человека есть ионы HPO4. Благодаря им в полости рта поддер­живается определенная среда (рН = 7-7,5).

Шпаргалка

Гидролиз солей шпаргалка

 

Справочный материал для прохождения тестирования:

1 КОММЕНТАРИЙ

ОСТАВЬТЕ ОТВЕТ

Please enter your comment!
Please enter your name here