Лекція: Гідроліз солей. Середовище водних розчинів: кисле, нейтральне, лужне
Гідроліз солейМи продовжуємо вивчати закономірності перебігу хімічних реакцій. При вивченні теми ви дізналися, що при електролітичної дисоціаціїу водному розчині частинки, що беруть участь у реакції речовин, розчиняються у воді. Це гідроліз. Йому піддаються різні неорганічні та органічні речовинизокрема солі. Без розуміння процесу гідролізу солей, ви не зможете пояснити явища, що відбуваються в живих організмах.
Сутність гідролізу солей зводиться до обмінного процесу взаємодії іонів (катіонів та аніонів) солі з молекулами води. У результаті утворюється слабкий електроліт – малодисоціююча сполука. У водному розчині з'являється надлишок вільних іонів Н + або ОН - . Згадайте, дисоціація яких електролітів утворює іони Н + , а яких ОН - . Як ви здогадалися, у першому випадку ми маємо справу з кислотою, отже водне середовище з іонами Н+ буде кислим. У другому випадку, лужний. У самій воді середовище нейтральне, оскільки воно незначно дисоціюється на однакові за концентрацією іони Н+ та ОН-.
Характер середовища можна визначити за допомогою індикаторів. Фенолфталеїн виявляє лужне середовище та забарвлює розчин у малиновий колір. Лакмус під дією кислоти стає червоним, а під дією лугу залишається синім. Метилоранж - помаранчевий, у лужному середовищі стає жовтим, у кислому середовищі – рожевим. Тип гідролізу залежить від типу солі.
Типи солей
Отже, будь-яку сіль являє собою взаємодію кислоти і основи, які, як ви зрозуміли, бувають сильними і слабкими. Сильні – це ті, чий ступінь дисоціації близький до 100%. Слід запам'ятати, що сірчисту (H2SO3) і фосфорну (H3PO4) кислоту частіше відносять до кислот середньої сили. При вирішенні завдань гідролізу, дані кислоти необхідно відносити до слабких.
Кислоти:
Сильні: HCl; HBr; Hl; HNO 3; HClO 4; H 2 SO 4 . Їхні кислотні залишки з водою не взаємодіють.
Слабкі: HF; H 2 CO 3; H 2 SiO 3; H 2 S; HNO 2; H 2 SO 3; H 3 PO 4; органічні кислоти. Їх кислотні залишки взаємодіють із водою, забираючи в її молекул катіони водню H+.
Підстави:
Сильні: розчинні гідроксиди металів; Ca(OH) 2 ; Sr(OH) 2 . Їхні катіони металів з водою не взаємодіють.
Слабкі: нерозчинні гідроксиди металів; гідроксид амонію (NH 4 OH). А катіони металів тут взаємодіють із водою.
Виходячи з даного матеріалу, розглянемотипи солей :
Солі з сильною основою та сильною кислотою. Наприклад: Ba (NO 3) 2 , KCl, Li 2 SO 4 . Особливості: не взаємодіють із водою, а отже гідролізу не піддаються. Розчини таких солей мають нейтральну реакцію середовища.
Солі з сильною основою та слабкою кислотою.Наприклад: NaF, K 2 CO 3 , Li 2 S. Особливості: з водою взаємодіють кислотні залишки цих солей, відбувається гідроліз по аніону. Середовище водних розчинів – лужне.
Солі зі слабкою основоюта сильною кислотою.Наприклад: Zn(NO 3) 2 Fe 2 (SO 4) 3 CuSO 4 . Особливості: з водою взаємодіють тільки катіони металів, відбувається гідроліз катіону. Середовище – кисле.
Солі зі слабкою основою та слабкою кислотою.Наприклад: CH 3 COONН 4 , (NН 4) 2 CO 3 , HCOONН 4. Особливості: з водою взаємодіють як катіони, так і аніони кислотних залишків, гідроліз відбувається по катіону та аніону.
Приклад гідролізу по катіону та утворення кислого середовища:
Гідроліз хлориду заліза FeCl 2
FeCl 2 + H 2 O ↔ Fe(OH)Cl + HCl(Молекулярне рівняння)
Fe 2+ + 2Cl - + H + + OH - ↔ FeOH + + 2Cl - + Н+ (Повне іонне рівняння)
Fe 2+ + H 2 O ↔ FeOH + + Н + (скорочене іонне рівняння)
Приклад гідролізу по аніону та утворення лужного середовища:
Гідроліз ацетату натрію CH 3 COONa
CH 3 COONa + H 2 O ↔ CH 3 COOH + NaOH(Молекулярне рівняння)
Na + + CH 3 COO - + H 2 O ↔ Na + + CH 3 COOH + OH- (Повне іонне рівняння)
CH 3 COO - + H 2 O ↔ CH 3 COOH + OH -(скорочене іонне рівняння)
Приклад спільного гідролізу:
- Гідроліз сульфіду алюмінію Al 2 S 3
Al 2 S 3 + 6H2O ↔ 2Al(OH) 3 ↓+ 3H 2 S
В даному випадку ми бачимо повний гідроліз, який відбувається, якщо сіль утворена слабкою нерозчинною або летючою основою і слабкою нерозчинною або летючою кислотою. У таблиці розчинності стоять прочерки таких солях. Якщо в ході реакції іонного обміну утворюється сіль, яка не існує у водному розчині, треба написати реакцію цієї солі з водою.
Наприклад:
2FeCl 3 + 3Na 2 CO 3 ↔ Fe 2 (CO 3) 3+ 6NaCl
Fe 2 (CO 3) 3+ 6H 2 O ↔ 2Fe(OH) 3 + 3H 2 O + 3CO 2
Складаємо ці два рівняння, що повторюється в лівій і правій частинах, скорочуємо:
2FeCl 3 + 3Na 2 CO 3 + 3H 2 O ↔ 6NaCl + 2Fe(OH) 3 ↓ + 3CO 2
| | |
У ході уроку вивчимо тему «Гідроліз. Середовище водяних розчинів. Водневий показник». Ви дізнаєтеся про гідроліз - обмінну реакцію речовини з водою, що призводить до розкладання хімічної речовини. Крім того, буде введено визначення водневого показника – так званого РН.
Тема: Розчини та їх концентрація, дисперсні системи, електролітична дисоціація
Урок: Гідроліз. Середовище водяних розчинів. Водневий показник
Гідроліз -це обмінна реакція речовини з водою, що призводить до її розкладання. Спробуємо розібратися внаслідок цього явища.
Електроліти поділяються на сильні електроліти та слабкі. Див Табл. 1.
Табл. 1
Вода відноситься до слабких електролітів і тому дисоціює на іони лише незначною мірою Н 2 О ↔ Н + + ВІН -
Іони речовин, які у розчин, гідратуються молекулами води. Але при цьому може відбуватися інший процес. Наприклад, аніони солі, які утворюються при її дисоціації, можуть взаємодіяти з катіонами водню, які, хай і незначною мірою, але все-таки утворюються при дисоціації води. При цьому може відбуватися усунення рівноваги дисоціації води. Позначимо аніон кислоти Х -.
Припустимо, що сильна кислота. Тоді вона за визначенням практично повністю розпадається на іони. Якщо кислота слабка, вона дисоціює неповністю. Вона утворюватиметься при додаванні у воду з аніонів солі та іонів водню, що виходять при дисоціації води. За рахунок її утворення, в розчині зв'язуватимуться іони водню, і їх концентрація зменшуватиметься. Н + + Х - ↔ НХ
Але, за правилом Ле Шательє, при зменшенні концентрації іонів водню рівновага зміщується в першій реакції у бік їх утворення, тобто вправо. Іони водню зв'язуватимуться з іонами водню води, а гідроксид іони - ні, і їх стане більше, ніж було у воді до додавання солі. Значить, середовище розчину буде лужним. Індикатор фенолфталеїну стане малиновим. рис. 1.
Рис. 1
Аналогічно можна розглянути взаємодію катіонів із водою. Не повторюючи весь ланцюжок міркувань, підсумовуємо, що якщо підстава слабка, то в розчині будуть накопичуватися іони водню, і середа буде кисла.
Катіони та аніони солей можна розділити на два типи. Рис. 2.
Рис. 2. Класифікація катіонів та аніонів за силою електролітів
Оскільки і катіони та аніони, згідно з даною класифікацією, бувають двох типів, то всього існує 4 різноманітні комбінації при утворенні їх солей. Розглянемо, як ставиться до гідролізу кожен із класів цих солей. Табл. 2.
|
Якими за силою кислотою та основою утворена сіль |
Приклади солей |
Ставлення до гідролізу |
Середа |
Забарвлення лакмусу |
|
Сіль сильної основи та сильної кислоти |
NaCl, Ba(NO 3) 2 , K 2 SO 4 |
Гідроліз не піддаються. |
нейтральна |
фіолетовий |
|
Сіль слабкої основи та сильної кислоти |
ZnSO 4 , AlCl 3 , Fe(NO 3) 3 |
Гідроліз по катіону. Zn 2+ + HOH ZnOH + + H + |
||
|
Сіль сильної основи та слабкої кислоти |
Na 2 CO 3 ,К 2 SiO 3 Li 2 SO 3 |
Гідроліз по аніону CO 3 2 + HOH |
лужна |
|
|
Сіль слабкої основи та слабкої кислоти |
FeS, Al(NO 2) 3 , CuS |
Гідроліз і аніону, і катіону. |
середовище розчину залежить від того, яка з сполук, що утворюються, буде більш слабким електролітом. |
залежить від сильнішого електроліту. |
HCO 3 + OHТабл. 2.
Підсилити гідроліз можна розведенням розчину або нагріванням системи.
Солі, які піддаються незворотному гідролізу
Реакції іонного обміну протікають до кінця при випаданні осаду, виділення газу або речовини, що малодисується.
2 Al (NO 3) 3 + 3 Na 2 S +6Н 2 Про→ 2 Al (OH) 3 ↓+ 3 H 2 S+6 NaNO 3(1)
Якщо взяти сіль слабкої основи і слабкої кислоти і при цьому катіон і аніон будуть багатозарядними, то при гідролізі таких солей утворюватиметься і нерозчинний гідроксид відповідного металу, і газоподібний продукт. У разі гідроліз може стати незворотним. Наприклад, реакції (1) не утворюється осад сульфіду алюмінію.
Під це правило підпадають наступні солі: Al 2 S 3 Cr 2 S 3 Al 2 (CO 3) 3 Cr 2 (CO 3) 3 Fe 2 (CO 3) 3 CuCO 3 . Ці солі у водному середовищі піддаються незворотному гідролізу.Їх неможливо одержати у водному розчині.
У органічної хіміїгідроліз має дуже велике значення.
При гідроліз змінюється концентрація іонів водню в розчині, а в багатьох реакціях використовуються кислоти або основи. Тому, якщо ми знатимемо концентрацію іонів водню в розчині, то буде легше стежити за процесом і керувати ним. Для кількісної характеристики вмісту іонів у розчині використовується рН розчину. Він дорівнює негативному логарифму концентрації іонів водню.
pН = -lg [ H + ]
Концентрація іонів водню у воді дорівнює 10 -7 ступеня, відповідно, рН = 7 абсолютно чистої води при кімнатній температурі.
Якщо долити розчин кислоти або додати сіль слабкої основи і сильної кислоти, то концентрація іонів водню стане більше 10 -7 і рН< 7.
Якщо додати луги або солі сильної основи та слабкої кислоти, то концентрація іонів водню стане меншою, ніж 10 -7 та рН>7. рис. 3. Знати кількісний показник кислотності необхідно у багатьох випадках. Наприклад, водневий показник шлункового соку дорівнює 1,7. Збільшення чи зменшення цього значення призводить до порушення травних функцій людини. У сільському господарствіведеться контроль кислотності ґрунту. Наприклад, для садівництва найкращим є ґрунт із рН = 5-6. При відхиленні від цих значень в грунт вносять добавки, що підкислюють або підлуговують.
Рис. 3
Підбиття підсумку уроку
У ході уроку вивчили тему «Гідроліз. Середовище водяних розчинів. Водневий показник". Ви дізналися про гідроліз - обмінну реакцію речовини з водою, що призводить до розкладання хімічної речовини. Крім того, було введено визначення водневого показника – так званого рН.
Список літератури
1. Рудзітіс Г.Є. Хімія. Основи загальної хімії. 11 клас: підручник для загальноосвітніх установ: Базовий рівень / Г.Є. Рудзітіс, Ф.Г. Фельдман. - 14-те вид. - М: Просвітництво, 2012.
2. Попіль П.П. Хімія: 8 кл.: підручник для загальноосвітніх навчальних закладів/ П.П. Попель, Л.С.Крівля. – К.: ІЦ «Академія», 2008. – 240 с.: іл.
3. Габрієлян О.С. Хімія. 11 клас. Базовий рівень. 2-ге вид., стер. – М.: Дрофа, 2007. – 220 с.
Домашнє завдання
1. № №6-8 (с. 68) Рудзітіс Г.Є. Хімія. Основи загальної хімії. 11 клас: підручник для загальноосвітніх установ: базовий рівень/Г.Є. Рудзітіс, Ф.Г. Фельдман. - 14-те вид. - М: Просвітництво, 2012.
2. Чому рН дощової води завжди менше 7?
3. Що зумовлює малинове забарвлення розчину карбонату натрію?
Для того, щоб зрозуміти, що таке гідроліз солей, згадаємо для початку, як дисоціюють кислоти та луги.
Спільним між усіма кислотами і те, що з їхньої дисоціації обов'язково утворюються катіони водню (Н +), при дисоціації всіх лугів завжди утворюються гидроксид-ионы (ОН −).
У зв'язку з цим, якщо в розчині, з тих чи інших причин, більше іонів Н + говорять, що розчин має кислу реакцію середовища, якщо ВІН - лужну реакцію середовища.
Якщо з кислотами та лугами все зрозуміло, то яка ж реакція середовища буде у розчинах солей?
На перший погляд, вона завжди має бути нейтральною. І справді ж, звідки, наприклад, у розчині сульфіду натрію взяти надлишку катіонів водню або гідроксид-іонів. Сам сульфід натрію при дисоціації не утворює іонів жодного, ні іншого типу:
Na 2 S = 2Na + + S 2-
Проте, якби перед вами опинилися, наприклад, водні розчини сульфіду натрію, хлориду натрію, нітрату цинку та електронний pH-метр (цифровий прилад для визначення кислотності середовища) ви виявили б незвичайне явище. Прилад показав би вам, що рН розчину натрію сульфіду більше 7, тобто. у ньому явний надлишок гідроксид-іонів. Середовище розчину хлориду натрію виявилося б нейтральним (pH = 7), а розчину Zn(NO 3) 2 кислою.
Єдине, що відповідає нашим очікуванням, – це середовище розчину хлориду натрію. Вона виявилася нейтральною, як і передбачалося.
Але звідки ж узявся надлишок гідроксид-іонів у розчині сульфіду натрію, та катіонів-водню у розчині нітрату цинку?
Спробуємо розібратися. Для цього нам потрібно засвоїти такі теоретичні моменти.
Будь-яку сіль можна представити як продукт взаємодії кислоти та основи. Кислоти та основи поділяються на сильні та слабкі. Нагадаємо, що сильними називають ті кислоти, та основи, ступінь дисоціації, яких близька до 100%.
Примітка: сірчисту (H 2 SO 3) і фосфорну (H 3 PO 4) частіше відносять до кислот середньої сили, але при розгляді завдань гідролізу потрібно відносити їх до слабких.
Кислотні залишки слабких кислот, здатні оборотно взаємодіяти з молекулами води, відриваючи від них катіони водню H+. Наприклад, сульфід-іон, будучи кислотним залишком слабкої сірководневої кислоти, взаємодіє з нею так:
S 2- + H 2 O ↔ HS − + OH −
HS − + H 2 O ↔ H 2 S + OH −
Як можна бачити, в результаті такої взаємодії утворюється надлишок гідроксид-іонів, який відповідає за лужну реакцію середовища. Тобто кислотні залишки слабких кислот збільшують лужність середовища. У разі розчинів солей, що містять такі кислотні залишки, кажуть, що для них спостерігається гідроліз по аніону.
Кислотні залишки сильних кислот, на відміну слабких, з водою не взаємодіють. Тобто вони не впливають на pH водного розчину. Наприклад, хлорид-іон, будучи кислотним залишком сильної соляної кислоти, з водою не реагує:
Тобто хлорид-іони не впливають на рН розчину.
З катіонів металів так само з водою здатні взаємодіяти тільки ті, яким відповідають слабкі підстави. Наприклад, катіон Zn 2+ , якому відповідає слабка основа гідроксид цинку. У водних розчинах солей цинку протікають процеси:
Zn 2+ + H 2 O ↔ Zn(OH) + + H +
Zn(OH) + + H 2 O ↔ Zn(OH) + + H +
Як можна бачити з рівнянь вище, в результаті взаємодії катіонів цинку з водою, в розчині накопичуються катіони водню, що підвищують кислотність середовища, тобто знижують pH. Якщо до складу солі входять катіони, яким відповідають слабкі підстави, в цьому випадку говорять, що сіль гідролізується по катіону.
Катіони металів, яким відповідають сильні основи, з водою не взаємодіють. Наприклад, катіону Na + відповідає сильна основа - гідроксид натрію. Тому іони натрію з водою не реагують і не впливають на pH розчину.
Таким чином, виходячи зі сказаного вище солі можна розділити на 4 типи, а саме, утворені:
1) сильною основою та сильною кислотою,
Такі солі містять ні кислотних залишків, ні катіонів металів, взаємодіючих із водою, тобто. здатні вплинути на pH водного розчину. Розчини таких солей мають нейтральну реакцію середовища. Про такі солі кажуть, що вони не піддаються гідролізу.
Приклади: Ba(NO 3) 2 KCl, Li 2 SO 4 і т.д.
2) сильною основою та слабкою кислотою
У розчинах таких солей з водою реагують тільки кислотні залишки. Середовище водних розчинів таких солей лужне, щодо солей такого типу кажуть, що вони гідролізуються по аніону
Приклади: NaF, K 2 CO 3 Li 2 S і т.д.
3) слабкою основою та сильною кислотою
Такі солі з водою реагують катіони, а кислотні залишки не реагують – гідроліз солі по катіону, середовище кисле.
Приклади: Zn(NO 3) 2 Fe 2 (SO 4) 3 CuSO 4 і т.д.
4) слабкою основою та слабкою кислотою.
З водою реагують як катіони, і аніони кислотних залишків. Гідроліз солей такого роду йде і по катіону, і по аніонуабо ж. Також говорять про такі солі, що вони піддаються незворотного гідролізу.
Що ж означає те, що вони необоротно гідролізуються?
Оскільки в даному випадку з водою реагують і катіони металу (або NH 4 +) та аніони кислотного залишку, у розчині одночасно виникають і іони H + , і іони OH − , які утворюють вкрай малодисоціюючу речовину – воду (H 2 O).
Це, у свою чергу, призводить до того, що солі утворені кислотними залишками слабких основ і слабких кислот не можуть бути отримані обмінними реакціями, а тільки твердофазним синтезом, або взагалі не можуть бути отримані. Наприклад, при змішуванні розчину нітрату алюмінію з розчином сульфіду натрію замість очікуваної реакції:
2Al(NO 3) 3 + 3Na 2 S = Al 2 S 3 + 6NaNO 3 (− так реакція не протікає!)
Спостерігається така реакція:
2Al(NO 3) 3 + 3Na 2 S + 6H 2 O= 2Al(OH) 3 ↓+ 3H 2 S + 6NaNO 3
Тим не менш, сульфід алюмінію без проблем може бути отриманий сплавленням порошку алюмінію із сіркою:
2Al + 3S = Al 2 S 3
При внесенні сульфіду алюмінію у воду, він як і при спробі його отримання у водному розчині, піддається незворотному гідролізу.
Al 2 S 3 + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 ↓ + 3H 2 S
Гідроліз солей. Середовище водних розчинів: кисле, нейтральне, лужне
Відповідно до теорії електролітичної дисоціації, у водному розчині частинки розчиненої речовини взаємодіють із молекулами води. Така взаємодія може призвести до реакції гідролізу (від грец. hydro- Вода, lysis- Розпад, розкладання).
Гідроліз – це реакція обмінного розкладання речовини водою.
Гідролізу піддаються різні речовини: неорганічні - солі, карбіди та гідриди металів, галогеніди неметалів; органічні - галогеналкани, складні ефіри та жири, вуглеводи, білки, полінуклеотиди.
Водні розчини солей мають різні значення рН і різні типи середовищ - кислотне ($ рН 7 $), нейтральне ($ рН = 7 $). Це тим, що солі у водних розчинах можуть піддаватися гідролізу.
Сутність гідролізу зводиться до обмінного хімічної взаємодіїкатіонів або аніонів солі з молекулами води. В результаті цієї взаємодії утворюється малодисоціююча сполука (слабкий електроліт). А у водному розчині солі з'являється надлишок вільних іонів $Н^(+)$ або $ОН^(-)$, і розчин солі стає кислотним або лужним відповідно.
Класифікація солей
Будь-яку сіль можна як продукт взаємодії основи з кислотою. Наприклад, сіль $KClO$ утворена сильною основою $KOH$ і слабкою кислотою $HClO$.
Залежно від сили основи та кислоти можна виділити чотири типи солей.
Розглянемо поведінку солей різних типіву розчині.
1. Солі, утворені сильною основою та слабкою кислотою.
Наприклад, сіль ціанід калію $KCN$ утворена сильною основою $KOH$ і слабкою кислотою $HCN$:
$(KOH)↙(\text"сильна однокислотна основа")←KCN→(HCN)↙(\text"слабка однокислотна кислота")$
1) незначна оборотна дисоціація молекул води (дуже слабкого амфотерного електроліту), яку спрощено можна записати за допомогою рівняння
$H_2O(⇄)↖(←)H^(+)+OH^(-);$
$KCN=K^(+)+CN^(-)$
Іони $Н^(+)$ і $CN^(-)$, що утворюються при цих процесах, взаємодіють між собою, зв'язуючись у молекули слабкого електроліту — ціаністоводневої кислоти $HCN$, тоді як гідроксид — іон $ОН^(-)$ залишається в розчині, обумовлюючи тим самим його лужне середовище. Відбувається гідроліз по аніону $CN^(-)$.
Запишемо повне іонне рівняння процесу, що відбувається (гідролізу):
$K^(+)+CN^(-)+H_2O(⇄)↖(←)HCN+K^(+)+OH^(-).$
Цей процес звернемо, і хімічна рівновагазміщено вліво (у бік утворення вихідних речовин), т.к. вода — значно слабший електроліт, ніж ціаністоводнева кислота $HCN$.
$CN^(-)+H_2O⇄HCN+OH^(-).$
Рівняння показує, що:
а) у розчині є вільні гідроксид-іони $ОН^(-)$, і концентрація їх більша, ніж у чистій водітому розчин солі $KCN$ має лужне середовище($ рН > 7 $);
б) у реакції з водою беруть участь іони $CN^(-)$, у такому разі кажуть, що йде гідроліз по аніону. Інші приклади аніонів, які беруть участь у реакції з водою:
Розглянемо гідроліз карбонату натрію $Na_2CO_3$.
$(NaOH)↙(\text"сильна однокислотна основа")←Na_2CO_3→(H_2CO_3)↙(\text"слабка двоосновна кислота")$
Відбувається гідроліз солі по аніону $CO_3^(2-)$.
$2Na^(+)+CO_3^(2-)+H_2O(⇄)↖(←)HCO_3^(-)+2Na^(+)+OH^(-).$
$CO_2^(2-)+H_2O⇄HCO_3^(-)+OH^(-).$
Продукти гідролізу кисла сіль$NaHCO_3$ і гідроксид натрію $NaOH$.
Середовище водного розчину карбонату натрію — лужне ($рН > 7$), оскільки у розчині збільшується концентрація іонів $ОН^(-)$. Кисла сіль $NaHCO_3$ теж може піддаватися гідролізу, який протікає дуже незначною мірою, і ним можна знехтувати.
Підіб'ємо підсумок того, що ви дізналися про гідроліз по аніону:
а) по аніону солі, як правило, гідролізуються оборотно;
б) хімічна рівновага у таких реакціях сильно зміщена вліво;
в) реакція середовища у розчинах подібних солей лужна ($ рН > 7 $);
г) при гідролізі солей, утворених слабкими багатоосновними кислотами, виходять кислі солі.
2. Солі, утворені сильною кислотою та слабкою основою.
Розглянемо гідроліз хлориду амонію $NH_4Cl$.
$(NH_3·H_2O)↙(\text"слабка однокислотна основа")←NH_4Cl→(HCl)↙(\text"сильна одноосновна кислота")$
У водному розчині солі відбуваються два процеси:
1) незначна оборотна дисоціація молекул води (дуже слабкого амфотерного електроліту), яку спрощено можна записати за допомогою рівняння:
$H_2O(⇄)↖(←)H^(+)+OH^(-)$
2) повна дисоціація солі (сильного електроліту):
$NH_4Cl=NH_4^(+)+Cl^(-)$
Іони $OH^(-)$ і $NH_4^(+)$, що утворюються при цьому, взаємодіють між собою з отриманням $NH_3·H_2O$ (слабкий електроліт), тоді як іони $Н^(+)$ залишаються в розчині, обумовлюючи тим самим його кислотне середовище.
Повне іонне рівняння гідролізу:
$NH_4^(+)+Cl^(-)+H_2O(⇄)↖(←)H^(+)+Cl^(-)NH_3·H_2O$
Процес звернемо, хімічна рівновага зміщена у бік утворення вихідних речовин, т.к. вода $Н_2О$ - значно слабший електроліт, ніж гідрат аміаку $NH_3·H_2O$.
Скорочене іонне рівняння гідролізу:
$NH_4^(+)+H_2O⇄H^(+)+NH_3·H_2O.$
Рівняння показує, що:
а) у розчині є вільні іони водню $Н^(+)$, та їх концентрація більша, ніж у чистій воді, тому розчин солі має кислотне середовище($рН
б) у реакції з водою беруть участь катіони амонію $NH_4^(+)$; у такому разі кажуть, що йде гідроліз по катіону.
У реакції з водою можуть брати участь і багатозарядні катіони: двозарядні$М^(2+)$ (наприклад, $Ni^(2+), Cu^(2+), Zn^(2+)…$), крім катіонів лужноземельних металів, тризарядні$М^(3+)$ (наприклад, $Fe^(3+), Al^(3+), Cr^(3+)…$).
Розглянемо гідроліз нітрату нікелю $Ni(NO_3)_2$.
$(Ni(OH)_2)↙(\text"слабка двокислотна основа")←Ni(NO_3)_2→(HNO_3)↙(\text"сильна одноосновна кислота")$
Відбувається гідроліз солі за катіоном $Ni^(2+)$.
Повне іонне рівняння гідролізу:
$Ni^(2+)+2NO_3^(-)+H_2O(⇄)↖(←)NiOH^(+)+2NO_3^(-)+H^(+)$
Скорочене іонне рівняння гідролізу:
$Ni^(2+)+H_2O⇄NiOH^(+)+H^(+).$
Продукти гідролізу основна сіль$NiOHNO_3$ та азотна кислота$HNO_3$.
Середовище водного розчину нітрату нікелю кислотне ($рН
Гідроліз солі $NiOHNO_3$ протікає значно меншою мірою, і ним можна знехтувати.
Підіб'ємо підсумок того, що ви дізналися про гідроліз по катіону:
а) по катіону солі, як правило, гідролізуються оборотно;
б) хімічна рівновага реакцій сильно зміщена вліво;
в) реакція середовища у розчинах таких солей кислотна ($рН
г) при гідролізі солей, утворених слабкими багатокислотними основами, виходять основні солі.
3. Солі, утворені слабкою основою та слабкою кислотою.
Вам, очевидно, вже ясно, що такі солі піддаються гідролізу і катіону, і аніону.
Катіон слабкої основи пов'язує іони $ОН^(-)$ з молекул води, утворюючи слабка основа; аніон слабкої кислоти пов'язує іони $Н^(+)$ з молекул води, утворюючи слабку кислоту. Реакція розчинів цих солей може бути нейтральною, слабокислотною або слаболужною. Це залежить від констант дисоціації двох слабких електролітів - кислоти та основи, які утворюються в результаті гідролізу.
Наприклад, розглянемо гідроліз двох солей: ацетату амонію $NH_4(CH_3COO)$ і форміату амонію $NH_4(HCОO)$:
1) $(NH_3·H_2O)↙(\text"слабка однокислотна основа")←NH_4(CH_3COO)→(CH_3COOH)↙(\text"сильна одноосновна кислота");$
2) $(NH_3·H_2O)↙(\text"слабка однокислотна основа")←NH_4(HCOO)→(HCOOH)↙(\text"слабка одноосновна кислота").$
У водних розчинах цих солей катіони слабкої основи $NH_4^(+)$ взаємодіють з гідроксидіонами $ОН^(-)$ (нагадаємо, що вода дисоціює $H_2O⇄H^(+)+OH^(-)$), а аніони слабких кислот $CH_3COO^(-)$ і $HCOO^(-)$ взаємодіють з катіонами $Н^(+)$ з утворенням молекул слабких кислот — оцтової $CH_3COOH$ і мурашиною $HCOOH$.
Запишемо іонні рівняннягідролізу:
1) $CH_3COO^(-)+NH_4^(+)+H_2O⇄CH_3COOH+NH_3·H_2O;$
2) $HCOO^(-)+NH_4^(+)+H_2O⇄NH_3·H_2O+HCOOH.$
У цих випадках гідроліз теж оборотний, але рівновага зміщена у бік утворення продуктів гідролізу - двох слабких електролітів.
У першому випадку середовище розчину нейтральна ($ рН = 7 $), т.к. $К_Д(СН_3COOH)=К+Д(NH_3·H_2O)=1.8·10^(-5)$. У другому випадку середовище розчину слабокислотне ($ pH
Як ви вже помітили, гідроліз більшості солей є оборотним процесом. У стані хімічної рівноваги гідролізована лише частина солі. Проте, деякі солі повністю розкладаються водою, тобто. їхній гідроліз є незворотним процесом.
У таблиці "Розчинність кислот, основ і солей у воді" ви знайдете примітку: "у водному середовищі розкладаються" - це означає, що такі солі піддаються незворотному гідролізу. Наприклад, сульфід алюмінію $Al_2S_3$ у воді піддається незворотному гідролізу, тому що іони, що з'являються при гідролізі за катіоном $Н^(+)$ зв'язуються утворюються при гідролізі по аніону іонами $ОН^(-)$. Це посилює гідроліз і призводить до утворення нерозчинного гідроксиду алюмінію та газоподібного сірководню:
$Al_2S_3+6H_2O=2Al(OH)_3↓+3H_2S$
Тому сульфід алюмінію $Al_2S_3$ не можна отримати реакцією обміну між водними розчинами двох солей, наприклад, хлориду алюмінію $AlCl_3$ та сульфіду натрію $Na_2S$.
Можливі й інші випадки незворотного гідролізу, їх неважко передбачити, адже для незворотності процесу необхідно, щоб хоча б один із продуктів гідролізу йшов із сфери реакції.
Підіб'ємо підсумок тому, що ви дізналися про гідроліз і по катіону, і по аніону:
а) якщо солі гідролізуються і по катіону, і по аніону звернено, то хімічна рівновага в реакціях гідролізу зміщена праворуч;
б) реакція середовища при цьому або нейтральна, або слабокислотна, або слаболужна, що залежить від співвідношення констант дисоціації утворюються основи та кислоти;
в) солі можуть гідролізуватися і по катіону, і по аніону необоротно, якщо хоча б один із продуктів гідролізу йде зі сфери реакції.
4. Солі, утворені сильною основою та сильною кислотою, не піддаються гідролізу.
Цього висновку, очевидно, ви дійшли самі.
Розглянемо поведінку у розчині хлориду калію $KCl$.
$(KOH)↙(\text"сильна однокислотна основа")←KCl→(HCl)↙(\text"сильна одноосновна кислота").$
Сіль у водному розчині дисоціює на іони ($KCl=K^(+)+Cl^(-)$), але при взаємодії з водою слабкий електроліт утворитися не може. Середовище розчину нейтральна ($ рН = 7 $), т.к. концентрації іонів $Н^(+)$ і $ОН^(-)$ у розчині рівні, як у чистій воді.
Іншими прикладами подібних солей можуть бути галогеніди, нітрати, перхлорати, сульфати, хромати та дихромати лужних металів, галогеніди (крім фторидів), нітрати та перхлорати лужноземельних металів.
Слід зазначити, що реакція оборотного гідролізу повністю підпорядковується принципу Ле Шательє. Тому гідроліз солі можна посилити(і навіть зробити незворотнім) наступними способами:
а) додати води (зменшити концентрацію);
б) нагріти розчин, при цьому посилюється ендотермічна дисоціація води:
$H_2O⇄H^(+)+OH^(-)-57$ кДж,
отже, збільшується кількість $Н^(+)$ і $ОН^(-)$, які необхідні здійснення гідролізу солі;
в) зв'язати один із продуктів гідролізу у важкорозчинну сполуку або видалити один із продуктів у газову фазу; наприклад, гідроліз ціаніду амонію $NH_4CN$ значно посилюватиметься за рахунок розкладання гідрату аміаку з утворенням аміаку $NH_3$ і води $Н_2О$:
$NH_4^(+)+CN^(-)+H_2O⇄NH_3·H_2O+HCN.$
$NH_3()↖(⇄)H_2$
Гідроліз солей
Умовні позначення:
Гідроліз можна придушити (значно зменшити кількість солі, що піддається гідролізу), діючи наступним чином:
а) збільшити концентрацію розчиненої речовини;
б) охолодити розчин (для ослаблення гідролізу розчини солей слід зберігати концентрованими та при низьких температурах);
в) ввести в розчин один із продуктів гідролізу; наприклад, підкислювати розчин, якщо його середовище в результаті гідролізу кислотне, або підлужувати, якщо лужна.
Значення гідролізу
Гідроліз солей має і практичне, і біологічне значення. Ще в давнину як миючий засіб використовували золу. У золі міститься карбонат калію $K_2CO_3$, який у воді гідролізується по аніону, водний розчин набуває милості за рахунок іонів, що утворюються при гідролізі $ОН^(-)$.
В даний час ми використовуємо мило, пральні порошки та інші миючі засоби. Основний компонент мила - це натрієві та калієві солі вищих жирних карбонових кислот: стеарати, пальмітати, що гідролізуються.
Гідроліз стеарату натрію $С_(17)Н_(35)COONa$ виражається наступним іонним рівнянням:
$C_(17)H_(35)COO^(-)+H_2O⇄C_(17)H_(35)COOH+OH^(-)$,
тобто. розчин має слаболужне середовище.
До складу пральних порошків та інших миючих засобів спеціально вводять солі неорганічних кислот(фосфати, карбонати), які посилюють мийну дію за рахунок підвищення рН середовища.
Солі, що створюють необхідне лужне середовище розчину, містяться у фотографічному проявнику. Це карбонат натрію $Na_2CO_3$, карбонат калію $K_2CO_3$, бура $Na_2B_4O_7$ та інші солі, що гідролізуються по аніону.
Якщо кислотність грунту недостатня, рослин з'являється хвороба — хлороз. Її ознаки - пожовтіння або побіління листя, відставання у зростанні та розвитку. Якщо $рН_(ґрунти) > 7.5$, то до неї вносять добриво сульфат амонію $(NH_4)_2SO_4$, яке сприяє підвищенню кислотності завдяки гідролізу по катіону, що проходить у ґрунті:
$NH_4^(+)+H_2O⇄NH_3·H_2O$
Неоціненна біологічна рольгідролізу деяких солей, що входять до складу нашого організму. Наприклад, до складу крові входять солі гідрокарбонат та гідрофосфат натрію. Їхня роль полягає у підтримці певної реакції середовища. Це відбувається за рахунок усунення рівноваги процесів гідролізу:
$HCO_3^(-)+H_2O⇄H_2CO_3+OH^(-)$
$HPO_4^(2-)+H_2O⇄H_2PO_4^(-)+OH^(-)$
Якщо в крові надлишок іонів $Н^(+)$, вони зв'язуються з гідроксид-іонами $ОН^(-)$, і рівновага зміщується вправо. При надлишку гідроксид-іонів $ОН^(-)$ рівновага зміщується вліво. Завдяки цьому кислотність крові здорової людини коливається незначною мірою.
Інший приклад: у складі слини людини є іони $HPO_4^(2-)$. Завдяки їм у порожнині рота підтримується певне середовище ($рН = 7-7.5 $).
Солі – це іонні сполуки, при попаданні у воду вони дисоціюють на іони. У водному розчині ці іони ГІДРАТОВАНІ – оточені молекулами води.
Виявлено, що водні розчини багатьох солей мають не нейтральне середовище, а або слабокисле, або лужне.
Пояснення цього – взаємодія іонів солі із водою. Цей процес називається ГІДРОЛІЗ.
Катіони та аніони, утворені слабкою основою або слабкою кислотою, що взаємодіють з водою, відриваючи від неї Н або ВІН.
Причина цього: утворення міцнішого зв'язку, ніж у самій воді.
По відношенню до води солі можна поділити на 4 групи:
1) Сіль, утворена сильною основою та сильною кислотою - НЕ ГІДРОЛІЗУЄТЬСЯ , у розчині тільки дисоціює на іони.Середовище нейтральне. ПРИКЛАД:Не гідролізуються солі – NaCl, KNO3, RbBr, Cs2SO4, KClO3 тощо. У розчині ці солі тільки дисоціюють: Cs2SO4 à 2 Cs++SO42- | 2) Сіль, утворена сильною основою та слабкою кислотою - гідроліз ПО аніону . Аніон слабкої кислоти відриває від води іони водню, пов'язує їх. У розчині утворюється надлишок іонів ВІН - - середовище лужне. ПРИКЛАД:Гідролізу по аніону піддаються солі - Na2S, KF, K3PO4, Na2CO3, Cs2SO3, KCN, KClO, та кислі солі цих кислот. K3 PO 4 – сіль, утворена слабкою кислотою та сильною основою. Гідролізується фосфат-аніон. PO4 3- + НОН⇄ НРО42-+ОН- K3 PO4 + Н2О⇄ К2НРО4 + КОН (це перший ступінь гідролізу, інші 2 йдуть дуже мало) |
3) Сіль,утворена слабкою основою та сильною кислотою - гідроліз за катіоном . Катіон слабкої основи відриває від води іон ОН-, пов'язує його. У розчині залишається надлишок іонів H+ - Середовище кисле. ПРИКЛАД:Гідролізу катіону піддаються солі - CuCl2, NH4Cl, Al(NO3)3, Cr2(SO4)3 . Cu SO4 – сіль, утворена слабкою основою та сильною кислотою. Гідролізується катіон міді: Cu+2 + НОН⇄ CuOH+ + H+ 2 CuSO4 +2 H2 O ⇄ (CuOH)2 SO4 + H2 SO4 | 4) Сіль, утворена слабкою основою та слабкою кислотою - гідроліз І ЗА КАТІОНОМ І ЗА АНІОНОМ. Якщо якісь із продуктів виділяються у вигляді осаду або газу, то гідроліз незворотний , якщо обидва продукти гідролізу залишаються в розчині - гідроліз оборотний. ПРИКЛАД:Гідролізуються солі - · Al2S3, Cr2S3 (незворотно): Al2S3 + H2Oà Al(OH)3¯ + H2S · NH4F, CH3COONH4(оборотно) NH4F + H2 O⇄ NH4OH + HF |
Взаємний гідроліз двох солей.
Він відбувається при спробі одержати за допомогою обмінної реакції солей, які у водному розчині повністю гідролізовані. При цьому відбувається взаємний гідроліз - тобто катіон металу пов'язує ОН-групи, а аніон кислоти - Н+
1) Солі металів зі ступенем окислення +3 та солі летких кислот (карбонати, сульфіди, сульфіти)– при їх взаємному гідролізі утворюється осад гідроксиду та газ:
2AlCl3 + 3K2S + 6H2O à 2Al(OH)3 + 3H2S + 6KCl
(Fe3+, Cr3+) (SO32-, CO32-) (SO2, CO2)
2) Солі металів зі ступенем окислення +2 (крім кальцію, стронцію та барію) та розчинні карбонатитакож разом гідролізуються, але при цьому утворюється осад ОСНОВНОГО КАРБОНАТУ металу:
2 CuCl2 + 2Na2CO3 + H2O à (CuOH)2CO3 + CO2 + 4 NaCl
(Всі 2+, крім Са, Sr, Ba)
Характеристика процесу гідролізу:
1) Процес гідролізу є оборотним, Протікає не до кінця, а тільки до моменту РІВНОВАГИ;
2) Процес гідролізу – зворотний для реакції НЕЙТРАЛІЗАЦІЇ, отже, гідроліз - ендотермічнийпроцес (протікає із поглинанням теплоти).
KF + H2O ⇄ HF + KOH – Q
Які фактори посилюють гідроліз?
1. Нагрівання –при збільшенні температури рівновага зміщується у бік ендотермічної реакції - гідроліз посилюється;
2. Додавання води- т. К. Вода є вихідною речовиною в реакції гідролізу, то розведення розчину посилює гідроліз.
Як придушити (послабити) процес гідролізу?
Часто необхідно не допустити гідролізу. Для цього:
1. Розчин роблять максимально концентрованим (зменшують кількість води);
2. Для усунення рівноваги вліво додають один із продуктів гідролізу –кислотуякщо йде гідроліз по катіону або луг,якщо йде гідроліз аніоном.
Приклад: як придушити гідроліз хлориду алюмінію?
Хлорид алюмініюAlCl3 – це сіль, утворена слабкою основою та сильною кислотою – гідролізується по катіону:
Al+3 + HOH ⇄ AlOH +2 + H+
Середовище – кисле. Отже, придушення гідролізу необхідно додати ще кислоти. З іншого боку, слід зробити розчин найбільш концентрованим.
