§ 27.1. Гідроліз солей

Паняцце аб рэакцыях гідролізу

У водным растворы часціцы растворанага рэчыва ўзаемадзейнічаюць з малекуламі вады. Такое ўзаемадзеянне нярэдка прыводзіць да рэакцыі гідролізу (ад ст.-грэч. hydro — вада + lysis — раскладанне).

Гідроліз — гэта хімічная рэакцыя ўзаемадзеяння рэчыва з вадой, пры якім адбываецца раскладанне малекул гэтага рэчыва і вады з ўтварэннем новых злучэнняў.

Гідроліз злучэнняў розных класаў — солей, вугляводаў, галагеналканаў, бялкоў, складаных эфіраў (у тым ліку тлушчаў) і іншых істотна адрозніваецца. З гідролізам галагеналканаў, бялкоў (поліпептыдаў), ды- і поліцукрыдаў (на прыкладзе цукрозы, крухмалу і цэлюлозы), а таксама складаных эфіраў вы пазнаёміліся ў курсе арганічнай хіміі. У гэтым раздзеле мы разгледзім гідроліз неарганічных рэчываў — солей.

Гідроліз солей — гэта абменнае ўзаемадзеянне паміж малекуламі вады і катыёнамі або аніёнамі солі, якое прыводзіць да ўтварэння слабых электралітаў.

Аніёны слабых кіслот, узаемадзейнічаючы з катыёнамі вадароду, могуць утвараць слаба дысацыіраваныя малекулы кіслаты. Катыёны слабых асноў, узаемадзейнічаючы з гідраксід-іонамі, могуць утвараць маладысацыіраваныя асновы.

Асяроддзе ў водных растворах солей, якія гідралізуюцца, можа быць кіслым (pH < 7,0) або шчолачным (pH > 7,0) таму, што ў растворы солі ў выніку гідролізу з’яўляецца лішак іонаў Н⁺ або ОН^–.

Адрозненне асяроддзя раствору солі ад нейтральнага — адна з прыкмет гідролізу солі. Наколькі вялікае гэтае адрозненне, а таксама кіслым або шчолачным з’яўляецца раствор солі, залежыць ад сілы асновы і кіслаты, з якіх гэтая соль утвараецца па рэакцыі нейтралізацыі.

Класіфікацыя солей па іх схільнасці да рэакцыі гідролізу

Любая соль можа быць прадстаўлена як прадукт рэакцыі нейтралізацыі (ад лац. neuter — ні той, ні іншы) пры ўзаемадзеянні кіслаты і асновы. Кіслоты і асновы могуць быць як моцнымі, так і слабымі электралітамі.

Рэакцыя нейтралізацыі — гэта рэакцыя абмену паміж кіслатой і асновай з утварэннем солі і вады:

KOH + HF = KF + H₂O.

Кіслоты і асновы як электраліты адрозніваюцца па сваёй сіле. Напрыклад, солі амонію можна разглядаць як утвораныя ў рэакцыі з удзелам слабай асновы — гідрату аміяку NH₃ · H₂O. Соль KF утворана моцнай асновай KОН і слабай кіслатой HF, сульфід амонію — слабай асновай і слабай кіслатой.

У залежнасці ад сілы асновы і кіслаты можна вылучыць чатыры тыпы солей (мал. 60.1).

Разгледзім гідроліз солей усіх чатырох тыпаў.

Солі, утвораныя моцнай асновай і слабай кіслатой. У якасці прыкладу можна прывесці ацэтат натрыю CH₃COONa. Гэтая соль утворана моцнай асновай NaОН і слабай кіслатой CH₃COOH:

NaОН + CH₃COOH = CH₃COONa + H₂O.

У водным растворы ацэтату натрыю працякаюць два працэсы:

а) поўная дысацыяцыя моцнага электраліту — солі CH₃COONa на катыён і аніён:

CH₃COONa → Na⁺ + CH₃COO^–;

б) узаемадзеянне ацэтат-іонаў з малекуламі вады з утварэннем слабага электраліту — воцатнай кіслаты:

CH₃COO^– + H₂О CH₃COOH + ОН^–.

Лішак аніёнаў ОН^– назапашваецца ў растворы і стварае слабашчолачнае асяроддзе, што сведчыць аб працяканні гідролізу па аніёне CH₃COO^–.

Ураўненне гідролізу ацэтату натрыю паказвае, што:

• а) у растворы канцэнтрацыя гідраксід-аніёнаў большая, чым у чыстай вадзе, таму раствор СH₃COONa мае слабашчолачнае асяроддзе (pH > 7);
• б) у рэакцыі абмену з вадой і ва ўтварэнні слабай кіслаты ўдзельнічаюць толькі аніёны СH₃COO^–, таму гавораць, што гідроліз ідзе па аніёне.

Раўнавага гідролізу ў дадзеным прыкладзе моцна зрушана ўлева — у бок утварэння зыходных рэчываў, бо вада — значна больш слабы электраліт, чым воцатная кіслата СH₃COOH.

Гідроліз з’яўляецца рэакцыяй, адваротнай нейтралізацыі.

Прыклады аніёнаў слабых кіслот, солі якіх гідралізуюцца вадой:

• а) аніёны слабых аднаасноўных кіслот: HCOO^–, , F^–;
• б) аніёны слабых шматасноўных кіслот: S^2–, , , , .

Разгледзім гідроліз карбанату натрыю Na₂СO₃ — солі моцнай асновы NaOH і слабай двухасноўнай кіслаты H₂CO₃. Гідроліз працякае па аніёне у адпаведнасці з ураўненнем у поўнай іоннай форме:

2Na⁺ + + H₂O  2Na⁺ + + OH^–.

Ураўненне ў скарочанай іоннай форме выглядае так:

+ H₂O + OH^–.

У растворы Na₂СO₃ утвараецца лішак гідраксід-аніёнаў і ствараецца шчолачнае асяроддзе. Раствор Na₂CO₃ з канцэнтрацыяй 0,1 моль/дм³ мае рН каля 11,5.

Солі, утвораныя моцнай кіслатой і слабай асновай. Разгледзім гідроліз хларыду амонію NH₄Cl. Гэта соль моцнай кіслаты — HCl і слабай асновы — гідрату аміяку NH₃ · H₂O.

У водным растворы солі працякаюць два працэсы:

а) поўная дысацыяцыя моцнага электраліту — солі NH₄Cl:

NH₄Cl →  + Cl^–;

б) узаемадзеянне іонаў амонію з малекуламі вады з утварэннем слабага электраліту — гідрату аміяку NH₃ · H₂O:

+ H₂O NH₃ · H₂O + H⁺.

Гэтае ўраўненне паказвае, што:

• а) у растворы назапшаюцца катыёны вадароду Н⁺ і іх канцэнтрацыя становіцца большай, чым у чыстай вадзе, таму раствор NH₄Cl мае кіслае асяроддзе (pH < 7);
• б) у рэакцыі абмену з вадой з утварэннем слабай асновы ўдзельнічаюць толькі катыёны амонію , таму кажуць, што ідзе гідроліз па катыёне.

У рэакцыю з вадой могуць уступаць і шматзарадныя катыёны: двухзарадныяNi²⁺, Cu²⁺, Zn²⁺, Mn²⁺, Fe²⁺, Co²⁺, Pb²⁺ (акрамя катыёнаў Mg²⁺, Ca²⁺, Sr²⁺, Ba²⁺), трохзарадныя Fe³⁺, Al³⁺, Сr³⁺.

Разгледзім гідроліз нітрату медзі(II) Сu(NO₃)₂. Гэта соль моцнай кіслаты — HNO₃ і слабай асновы — Cu(OH)₂.

У гэтым выпадку прынята гаварыць, што гідроліз солі адбываецца па катыёне Cu²⁺. Ураўненне гідролізу ў поўнай іоннай форме:

Cu²⁺ + + H₂O Cu(OH)⁺ + + H⁺.

Ураўненне гідролізу ў скарочанай іоннай форме:

Cu²⁺ + H₂O Cu(OH)⁺ + H⁺.

Прадуктамі гідролізу з’яўляюцца асноўная соль Cu(OH)NO₃ і азотная кіслата HNO₃.

Асяроддзе воднага раствору нітрату медзі(II) кіслае (pH ≈ 4,5), паколькі ў растворы ёсць лішак катыёнаў Н⁺.

Солі, утвораныя слабай асновай і слабай кіслатой. Такія солі падвяргаюцца гідролізу і па катыёне, і па аніёне. Пры гэтым іоны Н⁺, якія з’яўляюцца пры гідролізе па катыёне, звязваюцца ўтворанымі пры гідролізе па аніёне іонамі ОН^–, што ўзмацняе гідроліз. Нярэдка гэтая рэакцыя неабарачальная. Напрыклад, сульфід алюмінію Al₂S₃ у вадзе падвяргаецца неабарачальнаму гідролізу з утварэннем нерастваральнага гідраксіду алюмінію і газападобнага серавадароду:

Al₂S₃ + 6H₂O = 2Al(OH)₃↓ + 3H₂S↑.

Таму сульфід алюмінію Al₂S₃ нельга атрымаць рэакцыяй абмену паміж воднымі растворамі дзвюх солей, напрыклад нітрату алюмінію Al(NO₃)₃ і сульфіду калію K₂S.

Магчымыя і іншыя выпадкі незваротнага гідролізу. Іх няцяжка прадказаць, бо для незваротнасці працэсу неабходна, каб прынамсі адзін з прадуктаў гідролізу сыходзіў са сферы рэакцыі. Прывядзём прыклад сумеснага неабарачальнага гідролізу катыёнаў Al³⁺ і аніёнаў :

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

Для солей, якія падвяргаюцца неабарачальнаму гідролізу, у табліцы «Растваральнасць кіслот, асноў і солей у вадзе» вы знойдзеце заўвагу: «не існуюць у водным растворы».

Падвядзём вынік таму, што вы даведаліся пра гідроліз і па катыёне, і па аніёне:

• а) калі солі гідралізуюцца па катыёне і аніёне адначасова, то раўнавага ў гэтай рэакцыі больш зрушана ўправа, чым для гідролізу гэтых іонаў паасобку;
• б) становішча раўнавагі рэакцыі гідролізу па катыёне і аніёне не залежыць ад канцэнтрацыі солі (дакажыце гэта самастойна);
• в) рэакцыя асяроддзя пры гэтым відзе гідролізу можа быць нейтральнай, слабакіслай або слабашчолачнай, што залежыць ад сілы ўтвораных асновы і кіслаты (слабакіслае асяроддзе сведчыць, што аснова з’яўляецца больш слабым электралітам, чым кіслата, а слабашчолачнае асяроддзе — наадварот);
• г) солі могуць неабарачальна гідралізавацца па катыёне і аніёне пры ўмове, што прынамсі адзін з прадуктаў гідролізу сыходзіць са сферы рэакцыі.

Абагульнім інфармацыю пра гідроліз сярэдніх солей па катыёнам і аніёнам у табліцы 19.1.

Табліца 19.1. Параўнанне солей па гідралізуемасці

Гідралізавальнасць	Не схільныя да гідролізу	Схільныя да слабага гідролізу і пералічаныя ў парадку яго ўзмацнення	Схільныя да моцнага гідролізу і пералічаныя ў парадку яго ўзмацнення
Катыёны	K+, Na+, Li+, Ba2+, Sr2+, Ca2+, Mg2+, Ag+	Mn2+, Co2+, Zn2+, Ni2+, Fe2+, Pb2+, Cu2+, Be2+	Al3+, Cr3+, Sn2+, Fe3+
Аніёны	Cl–, Br–, I–, , , ,	F–, , HCOO–, CH3COO–,  , ClO–	, , , S2–

Не гідралізуюцца: растваральныя галагеніды (акрамя фтарыдаў), нітраты, перхлараты, сульфаты і перманганаты шчолачных і шчолачназямельных металаў.

Адзначым, што рэакцыі абарачальнага гідролізу падпарадкоўваюцца прынцыпу Ле Шатэлье, таму гідроліз солі можна як узмацніць, так і аслабіць.

Пытанні, заданні, задачы

1. Солі якіх тыпаў схільныя да гідролізу?

2. Якія з солей, формулы якіх: K₃PO₄, Al₂(SO₄)₃, MgSO₄, NH₄NO₃, Pb(NO₃)₂, Na₂CO₃, падвяргаюцца гідролізу па катыёне? Складзіце ўраўненні гідролізу гэтых солей, укажыце рэакцыю асяроддзя.

3. Якія з солей, формулы якіх: Na₂S, AlCl₃, K₂SO₃, Cr₂(SO₄)₃, (CH₃COO)₂Ba, AgF, Mg(NO₃)₂, Na₂SiO₃, KMnO₄, Na₃PO₄, падвяргаюцца гідролізу па аніёне? Складзіце ўраўненні гідролізу гэтых солей, укажыце рэакцыю асяроддзя і афарбоўку лакмусу ў растворы.

4. Рэакцыя нейтралізацыі моцных кіслот або асноў працякае з вылучэннем цеплаты. Выкарыстоўваючы прынцып Ле Шатэлье, абгрунтуйце, чаму пры награванні раўнавага гідролізу зрушваецца ўправа.

5. Ступень дысацыяцыі вады ўзрастае ў 7,5 разоў пры яе награванні ад 25 °С да 100 °С і памяншаецца ў 3 разы пры астуджэнні вады ад 25 °С да 0 °С. Дайце тлумачэнне гэтым фактам з улікам таго, што дысацыяцыя вады — эндатэрмічная рэакцыя. Куды зрушваецца раўнавага гідролізу пры павышэнні і паніжэнні тэмпературы і як яна залежыць ад ступені дысацыяцыі вады?

6. Якія з прыведзеных солей падвяргаюцца гідролізу і па катыёне, і па аніёне: NH₄F, (CH₃COO)₃Al, (CH₃COO)₂Cu, (NH₄)₂CO₃, KNO₂, AgNO₃, Na₃PO₄, CrCl₃? Складзіце ўраўненні гідролізу гэтых солей (усе рэакцыі абарачальныя) у поўнай іоннай форме.

7. Дадаванне якіх з названых рэчываў да раствору сульфату жалеза(III) узмоцніць гідроліз солі: НСl, NH₃, HNO₃, Н₂O, K₂CO₃? Дайце тлумачэнне.

8. Стэарат натрыю C₁₇H₃₅COONа (цвёрдае мыла) гідралізуецца ў вадзе па аніёне. Састаўце ўраўненне гідролізу ў поўнай і скарочанай іоннай формах і ўкажыце, якое асяроддзе мае раствор. Як уплываюць тэмпература і разбаўленне раствору мыла на раўнавагу рэакцыі гідролізу? Чаму сода Na₂CO₃ перашкаджае гідролізу мыла?

9. Ачыстка пітной вады ад узважаных нерастваральных прысей праводзіцца метадам каагуляцыі — зліпання дробных часціц з утварэннем больш буйных шматкоў, якія выпадаюць у асадак. Каагуляцыя ўключае тры стадыі: змешванне рэагентаў з ачышчанай вадой, утварэнне шматкоў і асаджэнне шматкоў разам з забруджвальнікам. Для правядзення каагуляцыі ваду падшчалочваюць содай і дадаюць растваральную соль алюмінію. У вадзе соль алюмінію ператвараецца ў Al(OH)₃ па схеме адначасовага гідролізу па катыёне Al³⁺ і аніёне . Утвораны Al(OH)₃ уяўляе сабой белыя шматкі з вялікай паверхняй. Шматкі захопліваюць узважаныя часціцы, бактэрыі, іоны цяжкіх металаў, потым узбуйняюцца і асядаюць разам з забруджваннямі на дно адстойніка. Напішыце ўраўненне рэакцыі паміж сульфатам алюмінію і карбанатам натрыю ў малекулярнай, поўнай і скарочанай іоннай формах.

10. Пры зліванні раствораў FeCl₃ і Na₂CO₃ выпадае асадак бурага колеру і назіраецца вылучэнне газу. Якое рэчыва выпадае ў асадак і які газ вылучаецца? Напішыце ўраўненне рэакцыі, якая працякае, і разлічыце аб’ём (н. у.) вылучанага газу, калі да раствору Na₂CO₃ аб’ёмам 100 см³ з масавай доляй растворанага рэчыва 7,85 % і шчыльнасцю 1,080 г/см³ прылілі лішак раствору FeCl₃.

Самакантроль

1. Шчолачнае асяроддзе маюць растворы солей:

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

2. рН > 7 маюць водныя растворы:

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

3. Лакмус афарбуе ў чырвоны колер раствор:

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

4. Раўнавагу рэакцыі гідролізу ў растворы меднага купарвасу

Cu²⁺ + H₂O Cu(OH)⁺ + H⁺

можна зрушыць улева («падавіць гідроліз»):

• а) развёўшы вадой;
• б) астудзіўшы раствор;
• в) дадаўшы раствор соды;
• г) дадаўшы сернай кіслаты.

5. Не ўтвараецца соль пры зліванні раствораў:

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