Читать онлайн учебники
на ANSEVIK.RU

>>> Перейти на мобильную версию сайта >>>

Учебник для 11 класса

Химия

       

§ 16.1. Гидролиз неорганических веществ

Водные растворы солей имеют разные значения pH и различную среду — кислотную (pH < 7,0), щелочную (pH > 7,0), нейтральную (pH = 7,0). 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).

В водном растворе соли появляется избыток свободных ионов Н+ или ОН-, и раствор соли становится кислотным или щелочным соответственно.

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

В зависимости от силы основания и кислоты можно выделить 4 типа солей (схема 6).

Схема 6
Классификация солей

Рассмотрим поведение солей различных типов в растворе. I. Соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой.

Например, соль цианид калия KCN образована сильным основанием КОН 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), так как вода — значительно более слабый электролит, чем цианистоводородная кислота HCN.

Сокращенное ионное уравнение гидролиза:

Уравнение показывает, что:

а) в растворе есть свободные гидроксид-ионы ОН- и концентрация их больше, чем в чистой воде, поэтому раствор соли KCN имеет щелочную среду (pH > 7,0);

б) в реакции с водой участвуют анионы CN-; в таком случае говорят, что идет гидролиз по аниону.

Другие примеры анионов, которые участвуют в реакции с водой:

Продукты гидролиза — кислая соль NaHCO2 и гидроксид натрия NaOH.

Среда водного раствора карбоната натрия — щелочная (pH > 7,0), 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:

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

б) химическое равновесие в таких реакциях сильно смещено влево;

в) реакция среды в растворах подобных солей щелочная (pH > 7,0);

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

II. Соли, образованные сильной кислотой и слабым основанием.

Например, 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 этих процессах ионы ОН- и NH4 взаимодействуют между собой, образуя NH3 • H2O (слабый электролит), тогда как ион Н+ остается в растворе, обусловливая тем самым его кислотную среду.

Полное ионное уравнение гидролиза:

Процесс обратим, химическое равновесие смещено в сторону образования исходных веществ, так как вода H2O значительно более слабый электролит, чем гидрат аммиака NH3 • Н2O.

Сокращенное ионное уравнение гидролиза:

Уравнение показывает, что:

а) в растворе есть свободные ионы водорода Н+, и их концентрация больше, чем в чистой воде, поэтому раствор соли имеет кислотную среду (pH < 7,0);

б) в реакции с водой участвуют катионы аммония NH+4; 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, трехразрядные М3+ (например, Fe3+, А13+, Сг3+, ...). Рассмотрим гидролиз нитрата никеля Ni(NO3)2.

Происходит гидролиз соли по катиону Ni2+.

Полное ионное уравнение гидролиза:

Сокращенное ионное уравнение:

Продукты гидролиза — основная соль NiOHNO3 и азотная кислота HN03.

Среда водного раствора нитрата никеля кислотная (pH < 7,0), потому что в растворе увеличивается концентрация ионов Н+.

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

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

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

б) химическое равновесие реакций сильно смещено влево;

в) реакция среды в растворах таких солей кислотная (pH < 7,0);

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

III. Соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой.

Вам, очевидно, уже ясно, что 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:

В водных растворах этих солей катионы слабого основания NH+4 взаимодействуют с гидроксид-ионами ОН- (напомним, что вода диссоциирует Н2O Н+ + ОН), а анионы слабых кислот СН3СОО- и НСОО- взаимодействуют с катионами Н+ с образованием молекул слабых кислот — уксусной CH3COOH и муравьиной НСООН.

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 (pH = 7,0), так как Kд(СН3СООН) = Kд(NH3 • Н2O) = 1,8 • 10-5.

Во втором случае среда раствора будет слабокислотной (pH < 7,0), так как Kд(NH3 • Н2O) = 1,8 • 10-5, Kд(НСООН) = 2,1 • 10-4 и Kд(NH3 • Н2O) < Kд(НСООН) (Kд — константа диссоциации).

Как вы уже заметили, 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.

В таблице «Растворимость кислот, оснований и солей в воде» вы найдете примечание: «в водной среде разлагаются» — это значит, что такие соли подвергаются необратимому гидролизу. Например, сульфид алюминия Al2S3 в воде подвергается необратимому гидролизу, так как 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 АlСl3 и сульфида натрия Na2S.

Возможны и другие случаи необратимого гидролиза, их нетрудно предсказать, ведь для необратимости процесса необходимо, чтобы хотя бы один из продуктов гидролиза уходил из сферы реакции.

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

а) если соли гидролизуются и по катиону, и по аниону обратимо, то химическое равновесие в реакциях гидролиза смещено вправо;

б) реакция среды при этом или нейтральная, или слабокислотная, или слабощелочная, что зависит от соотношения констант диссоциации образующегося основания и кислоты;

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

IV. Соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой, не подвергаются гидролизу. К этому выводу вы пришли, очевидно, сами.

Рассмотрим «поведение» в растворе хлорида калия КСl.


Соль в водном растворе диссоциирует на ионы (КСl = К+ + С1-), но при взаимодействии с водой слабый электролит образоваться не может. Среда раствора нейтральная (pH = 7,0), так как 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.

Обобщим информацию о гидролизе различных солей в таблице 15.

Таблица 15
Гидролиз солей

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

  • добавить воды (уменьшить концентрацию);
  • нагреть раствор, так как гидролиз является эндотермическим процессом (в противоположность экзотермической реакции нейтрализации);
  • 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:

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

  • увеличить концентрацию растворенного вещества;
  • охладить раствор (для ослабления гидролиза растворы солей следует хранить концентрированными и при низких температурах);
  • ввести в раствор один из продуктов гидролиза; например, подкислять раствор, если его среда в результате гидролиза кислотная, или подщелачивать, если щелочная.

Гидролиз солей имеет и практическое, и биологическое значение.

Еще в древности в качестве моющего средства использовали золу. В золе содержится карбонат калия К2СO3, 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 или калиевые соли высших жирных карбоновых кислот: стеараты, пальми-таты, которые гидролизуются.

Гидролиз стеарата натрия C17H35COONa выражается следующим ионным уравнением:

т. е. раствор имеет слабощелочную среду.

В состав же стиральных порошков и других моющих средств специально вводят соли неорганических кислот (фосфаты, карбонаты), которые усиливают моющее действие за счет повышения pH среды.

Соли, создающие необходимую щелочную среду раствора, содержатся в фотографическом проявителе. Это карбонат натрия Na2CO3, карбонат калия К2СO3, бура Na2B4O7 и другие соли, гидролизующиеся по аниону.

Если кислотность почвы недостаточная, у растений появляется болезнь — хлороз. Ее признаки — пожелтение или побеление листьев, отставание в росте и развитии. Если рНпочвы > 7,5, то в нее 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 составе крови содержатся 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.

Другой пример: в составе слюны человека есть ионы HPO2-4. Благодаря им в полости рта поддерживается определенная среда (pH = 7,0—7,5).

Рейтинг@Mail.ru