Print bookPrint book

§ 27.1. Гидролиз солей

Site: Профильное обучение
Course: Химия. 11 класс
Book: § 27.1. Гидролиз солей
Printed by: Guest user
Date: Saturday, 25 May 2024, 8:09 AM

Понятие о реакциях гидролиза

В водном растворе частицы растворённого вещества взаимодействуют с молекулами воды. Такое взаимодействие нередко приводит к реакции гидролиза (от др.-греч. hydro — вода + lysis — разложение).

Гидролиз — это химическая реакция взаимодействия вещества с водой, при которой происходит разложение молекул этого вещества и воды с образованием новых соединений.

Гидролиз соединений различных классов — солей, углеводов, галогеналканов, белков, сложных эфиров (в том числе жиров) и др. существенно различается. С гидролизом галогеналканов, белков (полипептидов), ди- и полисахаридов (на примере сахарозы, крахмала и целлюлозы), а также сложных эфиров вы познакомились в курсе органической химии. В этом разделе мы рассмотрим гидролиз неорганических веществ — солей.

Гидролиз солей — это обменное взаимодействие между молекулами воды и катионами или анионами соли, приводящее к образованию слабых электролитов.

Анионы слабых кислот, взаимодействуя с катионами водорода, могут образовывать слабо диссоциирующие молекулы кислоты. Катионы слабых оснований, взаимодействуя с гидроксид-ионами, могут образовывать малодиссоциирующие основания.

Среда в водных растворах гидролизующихся солей может быть кислой (pH < 7,0) или щелочной (pH > 7,0) потому, что в растворе соли в результате гидролиза появляется избыток ионов Н+ или ОН.

Отличие среды раствора соли от нейтральной — один из признаков гидролиза соли. Насколько велико это отличие, а также кислым или щелочным является раствор соли, зависит от силы основания и кислоты, из которых эта соль образуется по реакции нейтрализации.

Классификация солей по их подверженности реакции гидролиза

Любая соль может быть представлена как продукт реакции нейтрализации (от лат. neuter — ни тот, ни другой) при взаимодействии кислоты и основания. Кислоты и основания могут быть как сильными, так и слабыми электролитами.

Реакция нейтрализации — это реакция обмена между кислотой и основанием с образованием соли и воды:

KOH + HF = KF + H2O.

Кислоты и основания как электролиты различаются по своей силе. Например, соли аммония можно рассматривать как образованные в реакции с участием слабого основания — гидрата аммиака NH3 · H2O. Соль KF образована сильным основанием KОН и слабой кислотой HF, сульфид аммония — слабым основанием и слабой кислотой.

В зависимости от силы основания и кислоты можно выделить четыре типа солей (рис. 60.1).

img
Рис. 60.1. Классификация солей по их подверженности реакции гидролиза

Рассмотрим гидролиз солей всех четырёх типов.

Соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой. В качестве примера можно привести ацетат натрия CH3COONa. Эта соль образована сильным основанием NaОН и слабой кислотой CH3COOH:

NaОН + CH3COOH = CH3COONa + H2O.

В водном растворе ацетата натрия происходят два процесса:

а) полная диссоциация сильного электролита — соли CH3COONa на катион и анион:

CH3COONa → Na+ + CH3COO;

б) взаимодействие ацетат-ионов с молекулами воды с образованием слабого электролита — уксусной кислоты:

CH3COO + H2О rightwards arrow over leftwards arrow CH3COOH + ОН.

Избыток анионов ОН накапливается в растворе и создаёт слабощелочную среду, что свидетельствует о протекании гидролиза по аниону CH3COO.

Уравнение гидролиза ацетата натрия показывает, что:

  • а) в растворе концентрация гидроксид-анионов больше, чем в чистой воде, поэтому раствор СH3COONa имеет слабощелочную среду (pH > 7);
  • б) в реакции обмена с водой и в образовании слабой кислоты участвуют только анионы СH3COO, поэтому говорят, что гидролиз идёт по аниону.

Равновесие гидролиза в данном примере сильно смещено влево — в сторону образования исходных веществ, так как вода — значительно более слабый электролит, чем уксусная кислота СH3COOH.

Гидролиз является реакцией, обратной нейтрализации.

Примеры анионов слабых кислот, соли которых гидролизуются водой:

  • а) анионы слабых одноосновных кислот: HCOO, begin mathsize 16px style NO subscript 2 superscript minus end style, F;
  • б) анионы слабых многоосновных кислот: S2–, begin mathsize 16px style CO subscript 3 superscript 2 minus end superscript end style, begin mathsize 16px style SO subscript 3 superscript 2 minus end superscript end style, begin mathsize 16px style SiO subscript 3 superscript 2 minus end superscript end style, begin mathsize 16px style PO subscript 4 superscript 3 minus end superscript end style.

Рассмотрим гидролиз карбоната натрия Na2СO3 — соли сильного основания NaOH и слабой двухосновной кислоты H2CO3. Гидролиз протекает по аниону CO subscript 3 superscript 2 minus end superscript в соответствии с уравнением в полной ионной форме:

2Na+ + CO subscript 3 superscript 2 minus end superscript+ H2rightwards arrow over leftwards arrow 2Na+ + HCO subscript 3 superscript minus + OH.

Уравнение в сокращённой ионной форме выглядит так:

CO subscript 3 superscript 2 minus end superscript + H2O rightwards arrow over leftwards arrow HCO subscript 3 superscript minus + OH.

В растворе Na2СO3 образуется избыток гидроксид-анионов и создаётся щелочная среда. Раствор Na2CO3 с концентрацией 0,1 моль/дм3 имеет рН около 11,5.

Соли, образованные сильной кислотой и слабым основанием. Рассмотрим гидролиз хлорида аммония NH4Cl. Это соль сильной кислоты — HCl и слабого основания — гидрата аммиака NH3 · H2O.

В водном растворе соли происходят два процесса:

а) полная диссоциация сильного электролита — соли NH4Cl:

NH4Cl → NH subscript 4 superscript plus+ Cl;

б) взаимодействие ионов аммония с молекулами воды с образованием слабого электролита — гидрата аммиака NH3 · H2O:

NH subscript 4 superscript plus+ H2O rightwards arrow over leftwards arrow NH3 · H2O + H+.

Это уравнение показывает, что:

  • а) в растворе накапливаются катионы водорода Н+ и их концентрация становится больше, чем в чистой воде, поэтому раствор NH4Cl имеет кислую среду (pH < 7);
  • б) в реакции обмена с водой с образованием слабого основания участвуют только катионы аммония NH subscript 4 superscript plus, поэтому говорят, что идёт гидролиз по катиону.

В реакцию с водой могут вступать и многозарядные катионы: двухзарядные Ni2+, Cu2+, Zn2+, Mn2+, Fe2+, Co2+, Pb2+ (кроме катионов Mg2+, Ca2+, Sr2+, Ba2+), трёхзарядные Fe3+, Al3+, Сr3+.

Рассмотрим гидролиз нитрата меди(II) Сu(NO3)2. Это соль сильной кислоты — HNO3 и слабого основания — Cu(OH)2.

В этом случае принято говорить, что гидролиз протекает по катиону Cu2+. Уравнение гидролиза в полной ионной форме:

Cu2+ + 2 NO subscript 3 superscript minus+ H2O rightwards arrow over leftwards arrow Cu(OH)+ + 2 NO subscript 3 superscript minus + H+.

Уравнение гидролиза в сокращённой ионной форме:

Cu2+ + H2O rightwards arrow over leftwards arrow Cu(OH)+ + H+.

Продуктами гидролиза являются основная соль Cu(OH)NO3 и азотная кислота HNO3.

Среда водного раствора нитрата меди(II) кислая (pH ≈ 4,5), поскольку в растворе имеется избыток катионов Н+.

Соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой. Такие соли подвергаются гидролизу и по катиону, и по аниону. При этом появляющиеся при гидролизе по катиону ионы Н+ связываются образующимися при гидролизе по аниону ионами ОН, что усиливает гидролиз. Нередко эта реакция необратима. Например, сульфид алюминия Al2S3 в воде подвергается необратимому гидролизу с образованием нерастворимого гидроксида алюминия и газообразного сероводорода:

Al2S3 + 6H2O = 2Al(OH)3↓ + 3H2S↑.

Поэтому сульфид алюминия Al2S3 нельзя получить реакцией обмена между водными растворами двух солей, например, нитрата алюминия Al(NO3)3 и сульфида калия K2S.

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. Приведём пример совместного необратимого гидролиза катионов Al3+ и анионов CO subscript 3 superscript 2 minus end superscript:

2Al(NO3)3 + 3Na2CO3 + 3H2O = 2Al(OH)3↓ + 6NaNO3 + 3CO2↑.

Для солей, подвергающихся необратимому гидролизу, в таблице «Растворимость кислот, оснований и солей в воде» вы найдёте примечание: «не существуют в водном растворе».

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

  • а) если соли гидролизуются по катиону и аниону одновременно, то равновесие в этой реакции больше смещено вправо, чем для гидролиза этих ионов по отдельности;
  • б) положение равновесия реакции гидролиза по катиону и аниону не зависит от концентрации соли (докажите это самостоятельно);
  • в) реакция среды при этом виде гидролиза может быть нейтральной, слабокислой или слабощелочной, что зависит от силы образующихся основания и кислоты (слабокислая среда свидетельствует о том, что основание является более слабым электролитом, чем кислота, а слабощелочная среда — наоборот);
  • г) соли могут необратимо гидролизоваться по катиону и аниону при условии, что хотя бы один из продуктов гидролиза уходит из сферы реакции.

Обобщим информацию о гидролизе различных катионов и анионов в составе средних солей по катионам и анионам в таблице 19.1.

Таблица 19.1. Гидролиз катионов и анионов

Состав соли Ионы, по которым не идёт гидролиз Ионы, по которым идёт гидролиз в порядке усиления  Ионы, по которым идёт сильный гидролиз 
Катионы K+, Na+, Li+, Ba2+, Sr2+, Ca2+, Mg2+, Ag+ Mn2+, Co2+, Zn2+, Ni2+, Fe2+, Pb2+, Cu2+,  Be2+ Al3+, Cr3+, Sn2+, Fe3+
Анионы Cl, Br, I, ClO subscript 4 superscript minus, ClO subscript 3 superscript minus, MnO subscript 4 superscript minus, SO subscript 4 superscript 2 minus end superscript F, NO subscript 2 superscript minus,  HCOO, CH3COO, SO subscript 3 superscript 2 minus end superscript, ClO CO subscript 3 superscript 2 minus end superscriptSiO subscript 3 superscript 2 minus end superscript, PO subscript 4 superscript 3 minus end superscript, S2–

Не гидролизуются: растворимые галогениды (кроме фторидов), нитраты, перхлораты, сульфаты и перманганаты щелочных и щёлочноземельных металлов.

Отметим, что реакции обратимого гидролиза подчиняются принципу Ле Шателье, поэтому гидролиз соли можно как усилить, так и ослабить.

Гидролиз солей обусловлен протеканием реакций ионного обмена с участием молекул воды и ионов соли с образованием слабого электролита.

Гидролиз по аниону, как правило, обратим и протекает в небольшой степени. При разбавлении растворов солей равновесие гидролиза смещается вправо, реакция среды в растворах солей слабых кислот слабощелочная, изредка сильнощелочная.

Гидролиз по катиону, как правило, обратим и протекает в небольшой степени. При разбавлении растворов солей равновесие гидролиза смещается вправо, реакция среды в растворах солей слабых оснований слабокислая, изредка сильнокислая.

Гидролиз одновременно по катиону и аниону протекает в значительно большей степени, чем гидролиз этих ионов по отдельности. Положение равновесия реакции гидролиза по катиону и аниону не зависит от концентрации соли, а реакция среды раствора не сильно отклоняется от нейтральной.

Соли слабых кислот и оснований необратимо гидролизуются по катиону и аниону при удалении из раствора одного из продуктов реакции в виде газа.

Вопросы, задания, задачи

1. Соли каких типов подвержены гидролизу?

2. Какие из солей, формулы которых: K3PO4, Al2(SO4)3, MgSO4, NH4NO3, Pb(NO3)2, Na2CO3, подвергаются гидролизу по катиону? Составьте уравнения гидролиза этих солей, укажите реакцию среды.

3. Какие из солей, формулы которых: Na2S, AlCl3, K2SO3, Cr2(SO4)3, (CH3COO)2Ba, AgF, Mg(NO3)2, Na2SiO3, KMnO4, Na3PO4, подвергаются гидролизу по аниону? Составьте уравнения гидролиза этих солей, укажите реакцию среды и окраску лакмуса в растворе.

4. Реакция нейтрализации сильных кислот или оснований протекает с выделением теплоты. Используя принцип Ле Шателье, обоснуйте, почему при нагревании равновесие гидролиза смещается вправо.

5. Степень диссоциации воды возрастает в 7,5 раза при её нагревании от 25 °С до 100 °С и уменьшается в 3 раза при охлаждении воды от 25 °С до 0 °С. Дайте объяснение этим фактам с учётом того, что диссоциация воды — эндотермическая реакция. Куда смещается равновесие гидролиза при повышении и понижении температуры и как оно зависит от степени диссоциации воды?

6. Какие из приведённых солей подвергаются гидролизу и по катиону, и по аниону: NH4F, (CH3COO)3Al, (CH3COO)2Cu, (NH4)2CO3, KNO2, AgNO3, Na3PO4, CrCl3? Составьте уравнения гидролиза этих солей (все реакции обратимы) в полной ионной форме.

7. Добавление каких из указанных веществ к раствору сульфата железа(III) усилит гидролиз соли: НСl, NH3, HNO3, Н2O, K2CO3? Дайте объяснение.

8. Стеарат натрия C17H35COONа (твёрдое мыло) гидролизуется в воде по аниону. Составьте уравнение гидролиза в полной и сокращённой ионной формах и укажите, какую среду имеет раствор. Как влияют температура и разбавление раствора мыла на равновесие реакции гидролиза? Почему сода Na2CO3 препятствует гидролизу мыла?

9. Очистка питьевой воды от взвешенных нерастворимых примесей проводится методом коагуляции — слипания мелких частиц с образованием более крупных хлопьев, которые выпадают в осадок. Коагуляция включает три стадии: смешение реагентов с очищаемой водой, образование хлопьев и осаждение хлопьев вместе с загрязнителем. Для проведения коагуляции воду подщелачивают содой и добавляют растворимую соль алюминия. В воде соль алюминия превращается в Al(OH)3 по схеме одновременного гидролиза по катиону Al3+ и аниону CO subscript 3 superscript 2 minus end superscript. Образующийся Al(OH)3 представляет собой белые хлопья с большой поверхностью. Хлопья захватывают взвешенные частички, бактерии, ионы тяжёлых металлов, затем укрупняются и оседают вместе с загрязнениями на дно отстойника. Напишите уравнение реакции между сульфатом алюминия и карбонатом натрия в молекулярной, полной и сокращённой ионной формах.

10. При сливании растворов FeCl3 и Na2CO3 выпадает осадок бурого цвета и наблюдается выделение газа. Какое вещество выпадает в осадок и какой газ выделяется? Напишите уравнение протекающей реакции и рассчитайте объём (н. у.) выделившегося газа, если к раствору Na2CO3 объёмом 100 см3 с массовой долей растворённого вещества 7,85 % и плотностью 1,080 г/см3 прилили избыток раствора FeCl3.

Самоконтроль

1. Щелочную среду имеют растворы солей:

  • а) ВаCl2 и MgCl2;
  • б) K2SO3 и KNO2;
  • в) С6Н5ОNa и С17Н35СООNa;
  • г) K2СO3 и K2S.

2. рН >7 имеют водные растворы:

  • а) Na2СO3;
  • б) FeCl3;
  • в) CH3COONа;
  • г) CuSO4.

3. Лакмус окрасит в красный цвет раствор:

  • а) Pb(NO3)2;
  • б) ZnCl2;
  • в) KCl;
  • г) NH4Cl.

4. Равновесие реакции гидролиза в растворе медного купороса

Cu2+ + H2O rightwards arrow over leftwards arrow Cu(OH)+ + H+

можно сместить влево («подавить гидролиз»):

  • а) разбавив водой;
  • б) охладив раствор;
  • в) добавив раствор соды;
  • г) добавив серной кислоты.

5. Не образуется соль при сливании растворов:

  • а) FeCl3 и Na2CO3;
  • б) AlCl3 и K2CO3;
  • в) BaCl2 и Na2CO3;
  • г) NH4Cl и AgNO3.