Хімія. 11 клас

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.