РАЗДЕЛ И. ОБЩАЯ ХИМИЯ
6. Смеси веществ. Растворы
6.11. Гидролиз солей как частный случай реакций ионного обмена в водных растворах электролитов
В химии часто сталкиваются с явлением гидролиза1 - химического взаимодействия веществ с водой. Наибольшее практическое значение имеет гидролиз солей.
Гидролиз солей - это химическое взаимодействие солей с водой, в результате которой образуется слабый электролит.
Сущность гидролиза вводится к химическому взаимодействию катионов и анионов соли с гидроксид-ионами ОН- и ионами Н+, образующихся в результате диссоциации молекул воды. В результате такого взаимодействия образуется малодисоційована вещество (слабый электролит).
По способности разлагаться молекулами воды ионы солей классифицируют следующим образом:
• катионы, происходят от слабых оснований, для которых характерны в основном заряды 2+ и 3+ (Cu2+, Fe2+, Fe3+, Zn2+, Al3+, Sn2+, Cd2+). Реакции таких катионов с водой называют гидролизом по катионом;
• анионы, которые происходят от слабых кислот: NO2-, CO32-, SO32-, МnО42-, МnО4-, Сr2O72-, СrO42-. Реакции таких анионов с водой называют гидролизом по анионом. Итак, по природе своих ионов в структуре молекул соли разделяют на 4 типа:
|
1
|
Соли, которые состоят из катионов слабых оснований и анионов сильных кислот. Они гидролизуют за катионом, реакции гидролиза являются обратимыми
|
ZnSO4, CuCl2, Fe(NO3)3, СrВr3, Al2(SO4)3, NHtBr, Mn(NO3)2, Pb(NO3)2
|
|
2
|
Соли, которые состоят из катионов сильных оснований и анионов слабых кислот. Они гидролизуют по анионом, реакции гидролиза являются обратимыми
|
Na2S, K2CO3, Li2SO3, NaF, NaCN, CH3COOK, Ba(NO2)2
|
|
3
|
Соли, которые состоят из катионов слабых оснований и анионов слабых кислот, гидролизуют как за катионом, так и с анионом. Практически эти реакции гидролиза являются необратимыми. Количество солей этого типа, способных к гидролизу, ограниченная
|
NH4NO2, AlF3, CH3COONH4, (NH4)2S, Pb(NO2)2, NH4CN
|
|
4
|
Соли, образованные анионами сильных кислот и катионами сильных оснований, гидролизу не подвергаются
|
NaCl, K2SO4, Ca(NO3)2, KBr, BaI2
|
Рассмотрим примеры гидролиза различных солей.
1. Гидролиз солей, образованных катионами слабого основания и анионами сильной кислоты.
Пример 1. Гидролиз аммоний нитрата:
При растворении в воде соли аммоний нитрата катионы аммония NH4+ связываются с гидроксид-ионами ОН- воды, образуя слабый электролит - аммоний гидроксид. В растворе появляется избыток ионов Н+. Среда раствора становится кислой, pH 7.
Пример 2. Гидролиз купрум(ІІ) хлорида. Гидролиз соли СuСl2 происходит по катиона, так как соль образована слабым основанием Сu(ОН)2. Это двокислотна основа, а поэтому гидролиз может происходить по двум ступеням:
Продуктами гидролиза по первой ступенью является основная соль CuOHCl (слабый электролит) и сильная кислота НСl. Многозарядные катионы (Ме2+, Е3+) гидролизуют преимущественно за первой ступенью.
2. Гидролиз солей, образованных сильным основанием и слабой кислотой.
Пример 1. Гидролиз натрий карбоната:
При растворении в воде натрий карбоната карбонат-ионы связываются с ионами Н+, образуя слабый электролит НСО3-, и в растворе появляется избыток гидроксид-ионов ОН-. Среда раствора становится щелочной, pH > 7.
Гидролиз по второй степенью почти не осуществляется, поскольку уже на первой ступени гидролиза образуется слабая кислота НСО3- по сравнению с Na2CO3, образуется за вторым степенью:
Пример 2. Гидролиз натрий сульфида:
3. Гидролиз солей, образованных слабыми основаниями и слабыми кислотами. Такие реакции являются практически необратимыми, поскольку во время их прохождения образуются два слабые электролиты (малодисоційовані или труднорастворимые).
Пример 1. Гидролиз аммоний нитрата:
Пример 2. Гидролиз аммоний ацетата:
Оба ионы (и катион, и анион) участвуют в реакции гидролиза. Если константы диссоциации основания и кислоты, которые образовались, по значению близкие, то реакция раствора остается практически нейтральной; если же они различаются на несколько порядков, то среда может быть слабокислой или слабо щелочной - в зависимости от силы кислоты и основания. Следует помнить, что растворы некоторых солей (в таблице растворимости они обозначены черточками) получить невозможно. Обычно в воде они полностью (или почти полностью) гидролизуют.
Процессом гидролиза солей можно управлять:
1. Чтобы предотвратить гидролиза или затормозить его, сместив равновесие влево, в раствор нужно добавить одну из тех веществ, которые образуются. Если образуется кислота, добавляют НСl; если же луг, то КОН.
2. Чтобы ускорить гидролиз, в раствор, где образуется кислота, добавляют щелочь. И наоборот, добавляют кислоту в раствор, где образуется щелочь.
3. Если разбавлять раствор, то повышается концентрация воды и, согласно закону действующих масс, происходит смещение равновесия вправо. Это означает, что гидролиз пройдет полнее.
4. Степень диссоциации воды при повышении температуры сильно возрастает, то есть повышается концентрация ионов Н+ и ОН-, что увеличивает вероятность образования малодисоційованих молекул кислоты или основания. Следовательно, гидролиз происходит полнее.
Следовательно, если необходимо замедлить гидролиз, то нужно работать с концентрированными растворами на холоде (полезно также добавить избыток одного из продуктов, образующихся - щелочи или кислоты).
________________________________________________________
1 Слово гидролиз в переводе с греческого означает «разложение водой».