Гидролиз солей
Оглавление
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.
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:
В водном растворе соли происходят два процесса:
1) незначительная обратимая диссоциация молекул воды (очень слабого амфотерного электролита), которую упрощенно можно записать с помощью уравнения:
2) полная диссоциация соли (сильного электролита):
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):
Этот процесс обратим, и химическое равновесие смещено влево (в сторону образования исходных веществ), т. к. вода — значительно более слабый электролит, чем цианистоводородная кислота HCN:
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:
Происходит гидролиз соли по аниону CO32-. Полное ионное уравнение гидролиза:
Сокращенное ионное уравнение гидролиза:
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.
В водном растворе соли происходят два процесса:
1) незначительная обратимая диссоциация молекул воды (очень слабого амфотерного электролита), которую упрощенно можно записать с помощью уравнения:
2) полная диссоциация соли (сильного электролита):
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:
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:
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+.
Полное ионное уравнение гидролиза:
Сокращенное ионное уравнение:
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 ОН— из 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:
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:
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:
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.
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:
, 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:
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.
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:
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:
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:
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
Справочный материал для прохождения тестирования:
Как объяснить гидролиз нитрата серебра????