Гидролиз возможен для каждого из двух веществ. Гидролиз солей. Какие соли подвергаются гидролизу. Рассмотрим поведение солей различных типов в растворе
Согласно теории электролитической диссоциации в водном растворе частицы растворенного вещества взаимодействуют с молекулами воды. Такое взаимодействие может привести к реакции гидролиза.
Гидролиз - это реакция обменного разложения вещества водой.
Гидролизу подвергаются различные вещества: неорганические - соли, карбиды и гидриды металлов, галогениды неметаллов; органические - галогеналканы, сложные эфиры и жиры, углеводы, белки, полинуклеотиды.
Водные растворы солей имеют разные значения рН и различные типы сред - кислотную (рН < 7), щелочную (рН > 7), нейтральную (рН = 7). Это объясняется тем, что соли в водных растворах могут подвергаться гидролизу.
Сущность гидролиза сводится к обменному химическому взаимодействию катионов или анионов соли с молекулами воды. В результате этого взаимодействия образуется малодиссоциирующее соединение (слабый электролит). А в водном растворе соли появляется избыток свободных ионов Н + или ОН — , и раствор соли становится кислотным или щелочным соответственно.
Классификация солей
Любую соль можно представить как продукт взаимодействия основания с кислотой. Например, соль KClO образована сильным основанием KOH и слабой кислотой HClO.
В зависимости от силы основания и кислоты можно выделить четыре типа солей .
Рассмотрим поведение солей различных типов в растворе.
1. Соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой .
Например, соль цианид калия KCN образована сильным основанием KOH и слабой кислотой HCN:
В водном растворе соли происходят два процесса:
2) полная диссоциация соли (сильного электролита):
Образующиеся при этих процессах ионы Н + и CN — взаимодействуют между собой, связываясь в молекулы слабого электролита - цианистоводородной кислоты HCN, тогда как гидроксид - ион ОН — остается в растворе, обусловливая тем самым его щелочную среду. Происходит гидролиз по аниону CN — .
Запишем полное ионное уравнение происходящего процесса (гидролиза):
Этот процесс обратим, и химическое равновесие смещено влево (в сторону образования исходных веществ), т. к. вода - значительно более слабый электролит, чем цианистоводородная кислота HCN:
Уравнение показывает, что:
1) в растворе есть свободные гидроксид-ионы ОН — , и концентрация их больше, чем в чистой воде, поэтому раствор соли KCN имеет щелочную среду (рН > 7);
2) в реакции с водой участвуют ионы CN — , в таком случае говорят, что идет гидролиз по аниону. Другие примеры анионов слабых кислот, которые участвуют в реакции с водой:
Муравьиной HCOOH - анион HCOO — ;
Уксусной CH 3 COOH - анион CH 3 COO — ;
Азотистой HNO 2 - анион NO 2 — ;
Сероводородной H 2 S - анион S 2- ;
Угольной H 2 CO 3 - анион CO 3 2- ;
Сернистой H 2 SO 3 - анион SO 3 2- .
Рассмотрим гидролиз карбоната натрия Na 2 CO 3:
Происходит гидролиз соли по аниону CO 3 2- .
Продукты гидролиза - кислая соль NaHCO 3 и гидроксид натрия NaOH.
Среда водного раствора карбоната натрия - щелочная (рН > 7), потому что в растворе увеличивается концентрация ионов ОН — . Кислая соль NaHCO 3 тоже может подвергаться гидролизу, который протекает в очень незначительной степени, и им можно пренебречь.
Подведем итог тому, что вы узнали о гидролизе по аниону:
1) по аниону соли, как правило, гидролизуются обратимо;
2) химическое равновесие в таких реакциях сильно смещено влево;
3) реакция среды в растворах подобных солей щелочная (рН > 7);
4) при гидролизе солей, образованных слабыми многоосновными кислотами, получаются кислые соли.
2. Соли, образованные сильной кислотой и слабым основанием .
Рассмотрим гидролиз хлорида аммония NH 4 Cl.
В водном растворе соли происходят два процесса:
1) незначительная обратимая диссоциация молекул воды (очень слабого амфотерного электролита), которую упрощенно можно записать с помощью уравнения:
2) полная диссоциация соли (сильного электролита):
Образующиеся при этом ионы OH — и NH 4 взаимодействуют между собой с получением NH 3 H 2 O (слабый электролит), тогда как ионы Н + остаются в растворе, обусловливая тем самым его кислотную среду.
Полное ионное уравнение гидролиза:
Процесс обратим, химическое равновесие смещено в сторону образования исходных веществ, т. к. вода Н 2 О - значительно более слабый электролит, чем гидрат аммиака NH 3 H 2 O.
Сокращенное ионное уравнение гидролиза:
Уравнение показывает, что:
1) в растворе есть свободные ионы водорода Н + , и их концентрация больше, чем в чистой воде, поэтому раствор соли имеет кислотную среду (pH < 7);
2) в реакции с водой участвуют катионы аммония NH + ; в таком случае говорят, что идет гидролиз по катиону.
В реакции с водой могут участвовать и многозарядные катионы: двухзарядные М 2+ (например, Ni 2 +, Cu 2 +, Zn 2+ …), кроме катионов щелочноземельных металлов, трехзарядные М 3 + (например, Fe 3 +, Al 3 +, Cr 3+ …).
Рассмотрим гидролиз нитрата никеля Ni(NO 3) 2 , гидролиз соли по катиону:
Происходит гидролиз соли по катиону Ni 2+ .
Полное ионное уравнение гидролиза:
Сокращенное ионное уравнение:
Продукты гидролиза - основная соль NiOHNO 3 и азотная кислота HNO 3 .
Среда водного раствора нитрата никеля кислотная (рН < 7), потому что в растворе увеличивается концентрация ионов Н + .
Гидролиз соли NiOHNO 3 протекает в значительно меньшей степени, и им можно пренебречь. Таким образом:
1) по катиону соли, как правило, гидролизуются обратимо;
2) химическое равновесие реакций сильно смещено влево;
3) реакция среды в растворах таких солей кислотная (рН < 7);
4) при гидролизе солей, образованных слабыми многокислотными основаниями, получаются основные соли.
3. Соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой .
Такие соли подвергаются гидролизу и по катиону, и по аниону.
Катион слабого основания связывает ионы ОН — из молекул воды, образуя слабое основание; анион слабой кислоты связывает ионы Н + из молекул воды, образуя слабую кислоту. Реакция растворов этих солей может быть нейтральной, слабокислотной или слабощелочной. Это зависит от констант диссоциации двух слабых электролитов - кислоты и основания, которые образуются в результате гидролиза.
Например, рассмотрим гидролиз двух солей: ацетата аммония NH 4 CH 3 COO и формиата аммония NH 4 HCCO:
В водных растворах этих солей катионы слабого основания NH + взаимодействуют с гидроксид-ионами ОН — (напомним, что вода диссоциирует H 2 O = H + + OH —), а анионы слабых кислот CH 3 COO — и HCOO — взаимодействуют с катионами Н + с образованием молекул слабых кислот - уксусной CH 3 COOH и муравьиной HCOOH.
Запишем ионные уравнения гидролиза:
В этих случаях гидролиз тоже обратимый, но равновесие смещено в сторону образования продуктов гидролиза - двух слабых электролитов.
В первом случае среда раствора нейтральная (рН = 7), т. к. K д (CH 3 COOH) = K д (NH 3 H 2 O) = 1,8 10 -5 . Во втором случае среда раствора будет слабокислотной (pH < 7), т. к. K д (HCOOH) = 2,1 10 -4 и K д (NH 3 H 2 O) < K д HCOOH), где K д - константа диссоциации.
Гидролиз большинства солей является обратимым процессом. В состоянии химического равновесия гидролизована лишь часть соли. Однако некоторые соли полностью разлагаются водой, т. е. их гидролиз является необратимым процессом.
Сульфид алюминия Al 2 S 3 в воде подвергается необратимому гидролизу, т. к. появляющиеся при гидролизе по катиону ионы Н + связываются образующимися при гидролизе по аниону ионами ОН — . Это усиливает гидролиз и приводит к образованию нерастворимого гидроксида алюминия и газообразного сероводорода:
Поэтому сульфид алюминия Al 2 S 3 нельзя получить реакцией обмена между водными растворами двух солей, например, хлорида алюминия AlCl 3 и сульфида натрия Na 2 S.
В результате гидролиза и по катиону, и по аниону:
1) если соли гидролизуются и по катиону, и по аниону обратимо, то химическое равновесие в реакциях гидролиза смещено вправо; реакция среды при этом или нейтральная, или слабокислотная, или слабощелочная, что зависит от соотношения констант диссоциации образующихся основания и кислоты;
2) соли могут гидролизоваться и по катиону, и по аниону необратимо, если хотя бы один из продуктов гидролиза уходит из сферы реакции.
4. Соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой , не подвергаются гидролизу .
Рассмотрим «поведение» в растворе хлорида калия KCl.
Соль в водном растворе диссоциирует на ионы (KCl = K + + Cl —), но при взаимодействии с водой слабый электролит образоваться не может. Среда раствора нейтральная (рН = 7), т. к. концентрации ионов Н + и ОН — в растворе равны, как в чистой воде.
Другими примерами подобных солей могут быть галогениды, нитраты, перхлораты, сульфаты, хроматы и дихроматы щелочных металлов, галогениды (кроме фторидов), нитраты и перхлораты щелочноземельных металлов.
Следует также отметить, что реакция обратимого гидролиза полностью подчиняется принципу Ле Шателье . Поэтому гидролиз соли можно усилить (и даже сделать необратимым) следующими способами:
1) добавить воды (уменьшить концентрацию);
2) нагреть раствор, при этом усиливается эндотермическая диссоциация воды:
А значит, увеличивается количество Н + и ОН — , которые необходимы для осуществления гидролиза соли;
3) связать один из продуктов гидролиза в труднорастворимое соединение или удалить один из продуктов в газовую фазу; например, гидролиз цианида аммония NH 4 CN будет значительно усиливаться за счет разложения гидрата аммиака с образованием аммиака NH 3 и воды Н 2 О:
Гидролиз можно подавить (значительно уменьшить количество подвергающейся гидролизу соли), действуя следующим образом:
1) увеличить концентрацию растворенного вещества;
2) охладить раствор (для ослабления гидролиза растворы солей следует хранить концентрированными и при низких температурах);
3) ввести в раствор один из продуктов гидролиза; например, подкислять раствор, если его среда в результате гидролиза кислотная, или подщелачивать, если щелочная.
Значение гидролиза
Гидролиз солей имеет и практическое, и биологическое значение .
Еще в древности в качестве моющего средства использовали золу. В золе содержится карбонат калия K 2 CO 3 , который в воде гидролизуется по аниону, водный раствор приобретает мылкость за счет образующихся при гидролизе ионов ОН — .
В настоящее время в быту мы используем мыло, стиральные порошки и другие моющие средства. Основной компонент мыла - это натриевые и калиевые соли высших жирных карбоновых кислот: стеараты, пальмитаты, которые гидролизуются.
Гидролиз стеарата натрия C 17 H 35 COONa выражается следующим ионным уравнением:
т. е. раствор имеет слабощелочную среду.
Соли, создающие необходимую щелочную среду раствора, содержатся в фотографическом проявителе. Это карбонат натрия Na 2 CO 3 , карбонат калия K 2 CO 3 , бура Na 2 B 4 O 7 и другие соли, гидролизующиеся по аниону.
Если кислотность почвы недостаточна, у растений появляется болезнь - хлороз. Ее признаки - пожелтение или побеление листьев, отставание в росте и развитии. Если рН > 7,5, то в нее почвы вносят удобрение сульфат аммония (NH 4) 2 SO 4 , которое способствует повышению кислотности благодаря гидролизу по катиону, проходящему в почве:
Неоценима биологическая роль гидролиза некоторых солей, входящих в состав нашего организма.
Например, в состав крови входят соли гидрокарбонат и гидрофосфат натрия. Их роль заключается в поддержании определенной реакции среды.
Это происходит за счет смещения равновесия процессов гидролиза:
Если в крови избыток ионов Н + , они связываются с гидроксид-ионами ОН — , и равновесие смещается вправо. При избытке гидроксид-ионов ОН — равновесие смещается влево. Благодаря этому кислотность крови здорового человека колеблется незначительно.
Или например: в составе слюны человека есть ионы HPO 4 — . Благодаря им в полости рта поддерживается определенная среда (рН = 7-7,5).
Справочный материал для прохождения тестирования:
Таблица Менделеева
Таблица растворимости
1). Гидролиз эндотермическая реакция, поэтому повышение температуры усиливает гидролиз.
2). Повышение концентрации ионов водорода ослабляет гидролиз, в случае гидролиза по катиону. Аналогично, повышение концентрации гидроксид-ионов ослабляет гидролиз, в случае гидролиза по аниону.
3). При разбавлении водой равновесие смещается в сторону протекания реакции, т.е. вправо, степень гидролиза возрастает.
4). Добавки посторонних веществ могут влиять на положение равновесия в том случае, когда эти вещества реагируют с одним из участников реакции. Так, при добавлении к раствору сульфата меди
2CuSO4 + 2H2O <=> (CuOH)2SO4 + H2SO4
раствора гидроксида натрия, содержащиеся в нем гидроксид-ионы будут взаимодействовать с ионами водорода. В результате их концентрация уменьшится, и, по принципу Ле Шателье, равновесие в системе сместится вправо, степень гидролиза возрастет. А если к тому же раствору добавить раствор сульфида натрия, то равновесие сместится не вправо, как можно было бы ожидать (взаимное усиление гидролиза) а наоборот, влево, из-за связывания ионов меди в практически нерастворимый сульфид меди.
5). Концентрация соли. Рассмотрение этого фактора приводит к парадоксальному выводу: равновесие в системе смещается вправо, в соответствии с принципом Ле Шателье, но степень гидролиза уменьшается.
Пример,
Al(NO 3 ) 3
Соль гидролизуется по катиону. Усилить гидролиз этой соли можно, если:
- нагреть или разбавить раствор водой;
- добавит раствор щёлочи (NaOH);
- добавить раствор соли, гидролизующейся по аниону Nа 2 СО 3 ;
- растворение вести на холоду;
- готовить как можно более концентрированный раствор Al(NO 3 ) 3 ;
- добавить к раствору кислоту, например HCl
Гидролиз солей многокислотных оснований и многоосновных кислот проходит ступенчато
Например, гидролиз хлорида железа (II) включает две ступени:
1-ая ступень
FeCl 2 + HOH <=>Fe(OH)Cl + HCl
Fe
2+
+ 2Cl - + H + + OH - <=>Fe(OH) + + 2Cl - + H +
2-ая ступень
Fe(OH)Cl + HOH <=>Fe(OH) 2 + HCl
Fe(OH) + + Cl - + H + + OH - <=>Fe(ОН) 2 +
Н +
+ Cl -
Гидролиз карбоната натрия включает две ступени:
1-ая ступень
Nа 2 СО 3 + HOH <=>NаНСО 3 + NаОН
СО 3 2- + 2Na + + H + + OH - =>НСО 3 - + ОН - + 2Na +
2-ая ступень
NаНСО 3 + Н 2 О <=>NаОН + Н 2 СО 3
НСО 3 - + Na + + H + + OH - <=>Н 2 СО 3 + ОН - + Na +
Гидролиз - процесс обратимый. Повышение концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов препятствует протеканию реакции до конца. Параллельно с гидролизом проходит реакция нейтрализации, когда образующееся слабое основание (Fe(ОН) 2) взаимодействует с сильной кислотой, а образующаяся слабая кислота (Н 2 СО 3) - со щелочью.
Гидролиз протекает необратимо, если в результате реакции образуется нерастворимое основание и (или) летучая кислота:
Al 2 S 3 + 6H 2 O =>2Al(OH) 3 ↓+ 3H 2 S
Cоли, полностью разлагаемые водой - Al 2 S 3 , нельзя получить по реакции обмена в водных растворах, так как вместо обмена протекает реакция совместного гидролиза:
2AlCl 3 +3Na 2 S≠Al 2 S 3 +6NaCl
2AlCl 3 +3Na 2 S+6H 2 O=2Al(OH) 3 ↓+6NaCl+3H 2 S (взаимное усиление гидролиза)
Поэтому их получают в безводных средах спеканием или другими способами, например:
2Al+3S = t ° C =Al 2 S 3
Примеры реакций гидролиза
(NH 4) 2 CO 3 карбонат аммония – соль, слабой кислоты и слабого основания. Растворима. Гидролизуется по катиону и аниону одновременно. Число ступеней – 2.
1 ступень: (NH 4) 2 CO 3 +H 2 O ↔ NH 4 OH+NH 4 HCO 3
2 ступень: NH 4 HCO 3 +H 2 O ↔NH 4 OH +H 2 CO 3
Реакция раствора слабощелочная pH >7, т.к гидроксид аммония более сильный электролит, чем угольная кислота. К д (NH 4 OH )>К д (H 2 CO 3)
CH 3 COONH 4 ацетат аммония – соль, слабой кислоты и слабого основания. Растворима. Гидролизуется по катиону и аниону одновременно. Число ступеней – 1.
CH 3 COONH 4 +H 2 O ↔NH 4 OH +СH 3 COOH
Реакция раствора нейтральная pH =7, т.к К д (CH 3 COO Н)=К д (NH 4 OH )
K 2 HPO 4 – гидроортофосфат калия - соль, слабой кислоты и сильного основания. Растворима. Гидролизуется по аниону. Число ступеней – 2.
1 ступень: K 2 HPO 4 +H 2 O ↔KH 2 PO 4 +KOH
2 ступень: KH 2 PO 4 +H 2 O ↔H 3 PO 4 +KOH
Реакция раствора 1 ступени слабощелочная pH =8,9 , так как в результате гидролиза в растворе накапливаются ионы OH - и процесс гидролиза преобладает над процессом диссоциации ионов HPO 4 2- , дающим ионы H + (HPO 4 2- ↔H + +PO 4 3-)
Реакция раствора 2 ступени слабокислая pH =6,4 , так как процесс диссоциации дигидроортофосфат ионов преобладает над процессом гидролиза, при этом ионы водорода не только нейтрализуют гидроксид-ионы, но и остаются в избытке, что и обуславливает слабокислую реакцию среды.
Задача: Определите среду растворов гидрокарбоната и гидросульфита натрия.
Решение:
1) Рассмотрим процессы в растворе гидрокарбоната натрия. Диссоцияция этой соли идёт в две ступени, катионы водорода образуются на второй ступени:
NaHCO 3 = Na + + HCO 3 - (I)
HCO 3 - ↔ H + + CO 3 2- (II )
Константа диссоциации по второй ступени - это К 2 угольной кислоты, равная 4,8∙10 -11 .
Гидролиз гидрокарбоната натрия описывается уравнением:
NaHCO 3 +H 2 O ↔ H 2 CO 3 +NaOH
HCO 3 - +H 2 O ↔H 2 CO 3 +OH - , константа которого равна
K г =K w /K 1 (H 2 CO 3)=1∙10 -14 /4,5∙10 -7 =2,2∙10 -8 .
Константа гидролиза заметно больше константы диссоциации, поэтому раствор NaHCO 3 имеет щелочную среду .
2) Рассмотрим процессы в растворе гидросульфита натрия. Диссоцияция этой соли идёт в две ступени, катионы водорода образуются на второй ступени:
NaHSO 3 = Na + + HSO 3 - (I)
HSO 3 - ↔ H + + SO 3 2- (II)
Константа диссоциации по второй ступени - это К 2 сернистой кислоты, равная 6,2∙10 -8 .
Гидролиз гидросульфита натрия описывается уравнением:
NaHSO 3 +H 2 O ↔H 2 SO 3 +NaOH
HSO 3 - +H 2 O ↔H 2 SO 3 +OH - , константа которого равна
K г =K w /K 1 (H 2 SO 3)=1∙10 -14 /1,7∙10 -2 =5,9∙10 -13 .
В этом случае костанта диссоциации больше константы гидролиза, поэтому раствор
NaHSO 3 имеет кислую среду .
Задача: Определить среду раствора соли цианида аммония.
Решение:
NH 4 CN ↔NH 4 + + CN –
NH 4 + + 2H 2 O ↔NH 3 . H 2 O + H 3 O +
CN – + H 2 O ↔HCN + OH –
NH 4 CN +H 2 O ↔ NH 4 OH + HCN
К д (HCN) =7.2∙10 -10 ; К д (NH 4 OH) =1.8∙10 -5
Ответ: Гидролиз по катиону и аниону, т.к. K o > K к, слабощелочная среда, pH > 7
Процесс образования слабодиссоциированных соединений с изменением водородного показателя среды при взаимодействии воды и соли называется гидролизом.
Гидролиз солей происходит в случае связывания одного иона воды с образованием труднорастворимых или слабодиссоциированных соединений за счет смещения равновесия диссоциации. По большей части этот процесс является обратимым и при разбавлении или увеличении температуры усиливается.
Чтобы узнать, какие соли подвергаются гидролизу, необходимо знать, какие по силе при ее образовании использовались основания и кислоты. Существует несколько видов их взаимодействий.
Получение соли из основания и кислоты слабой силы
Примерами могут служить сульфид алюминия и хрома, а также аммоний ускуснокислый и карбонат аммония. Данные соли при растворении в воде образуют основания и слабодиссоциирующие кислоты. Чтобы проследить обратимость процесса, необходимо составить уравнение реакции гидролиза солей:
Аммоний уксуснокислый + вода ↔ аммиак + уксусная кислота
В ионном виде процесс выглядит как:
CH 3 COO- + NH 4 + + Н 2 О ↔ CH 3 COOH + NH 4 OH.
В вышеприведенной реакции гидролизации образуются аммиак и уксусная кислота, то есть слабодиссоциирующие вещества.
Водородный показатель водных растворов (рН) напрямую зависит от относительной силы, то есть констант диссоциации продуктов реакции. Приведенная выше реакция будет слабощелочной, так как постоянная распада уксусной кислоты меньше константы гидроокиси аммония, то есть 1,75 ∙ 10 - 5 меньше, чем 6,3 ∙ 10 -5 . Если основания и кислоты удаляются из раствора, тогда процесс происходит до конца.
Рассмотрим пример необратимого гидролиза:
Сульфат алюминия + вода = гидроокись алюминия + сероводород
В этом случае процесс необратим, потому как один из продуктов реакции удаляется, то есть выпадает в осадок.
Гидролиз соединений, полученных взаимодествием слабого основания с сильной кислотой
Этот тип гидролиза описывают реакции разложения сульфата алюминия, хлорида или бромида меди, а также хлорида железа или аммония. Рассмотрим реакцию хлорида железа, которая протекает в две стадии:
Стадия первая:
Хлорид железа + вода ↔ гидроксохлорид железа + соляная кислота
Ионное уравнение гидролиза солей хлорида железа принимает вид:
Fe 2+ + Н 2 О + 2Cl - ↔ Fe(OH) + + Н + + 2Cl -
Вторая стадия гидролиза:
Fe(OH)+ + Н 2 О + Cl - ↔ Fe(OH) 2 + Н + + Cl -
По причине дефицита ионов гидроксогруппы и накапливания ионов водорода гидролиз FeCl 2 протекает по первой стадии. Образуется сильная соляная кислота и слабое основание - гидрокись железа. В случае подобных реакций среда получается кислой.
Негидролизующиеся соли, полученные путем взаимодействия сильных оснований и кислот
Примером таких солей могут быть хлориды кальция или натрия, сульфат калия и бромид рубидия. Однако приведенные вещества не гидролизуются, так как при растворении в воде имеют нейтральную среду. Единственным малодиссоциирующим веществом в этом случае является вода. Для подтверждения этого утверждения можно составить уравнение гидролиза солей хлорида натрия с образованием кислоты соляной и гидроокиси натрия:
NaCl + Н 2 О ↔ NaOH + HCl
Реакция в ионном виде:
Na + + Cl - + Н 2 О↔ Na + + ОН - + Н + + Cl -
Н 2 О ↔ Н + + ОН -
Соли как продукт реакции сильной щелочи и кислоты слабой силы
В данном случае гидролиз солей протекает по аниону, что соответствует щелочной среде водородного показателя. В качестве примеров можно назвать ацетат, сульфат и карбонат натрия, силикат и сульфат калия, а также натриевую соль синильной кислоты. Например, составим ионно-молекулярные уравнения гидролиза солей сульфида и ацетата натрия:
Диссоциация сульфида натрия:
Na 2 S ↔ 2Na + + S 2-
Первая стадия гидролиза многоосновной соли, происходит по катиону:
Na 2 S + Н 2 О ↔ NaH S + NaOH
Запись в ионном виде:
S 2- + Н 2 О ↔ HS - + ОН -
Вторая ступень осуществима в случае повышения температуры реакции:
HS - + Н 2 О ↔ H 2 S + ОН -
Рассмотрим еще одну реакцию гидролиза на примере натрия уксуснокислого:
Натрий уксуснокислый + вода ↔ уксусная кислота + едкий натр.
В ионном виде:
CH 3 COO - + Н 2 О ↔ CH 3 COOH + ОН -
В результате реакции образуется слабая уксусная кислота. В обоих случаях реакции будут иметь щелочную среду.
Равновесие реакции по принципу Ле-Шателье
Гидролиз, как и остальные химические реакции, бывает обратимым и необратимым. В случае обратимых реакций один из реагентов расходуется не весь, в то время как необратимые процессы протекают с полным расходом вещества. Это связано со смещением равновесия реакций, которое основано на изменении физических характеристик, таких как давление, температура и массовая доля реагентов.
Согласно понятию принципа Ле-Шателье, система будет считаться равновесной до тех пор, пока на нее не будет изменено одно или несколько внешних условий протекания процесса. К примеру, при уменьшении концентрации одного из веществ равновесие системы постепенно начнет смещаться в сторону образования этого же реагента. Гидролиз солей также имеет способность подчиняться принципу Ле-Шателье, с помощью которого можно ослабить или усилить протекание процесса.
Усиление гидролиза
Гидролиз можно усилить до полной необратимости несколькими способами:
- Повысить скорость образования ионов ОН - и Н + . Для этого нагревают раствор, и за счет увеличения поглощения теплоты водой, то есть эндотермической диссоциации, этот показатель повышается.
- Прибавить воды.
- Перевести один из продуктов в газообразное состояние либо связать в тяжело растворимое вещество.
Подавление гидролиза
Подавить процесс гидролизации, так же как и усилить, можно несколькими способами.
Ввести в раствор один из образующихся в процессе веществ. Например, подщелачивать раствор, в случае если рН˃7, или же наоборот подкислять, где реакционная среда меньше 7 по водородному показателю.
Взаимное усиление гидролиза
Взаимное усиление гидролизации применяется в том случае, если система стала равновесной. Разберем конкретный пример, где системы в разных сосудах стали равновесны:
Al 3+ + Н 2 О ↔ AlOH 2+ + Н +
СО 3 2- + Н 2 О ↔ НСО 3 - + ОН -
Обе системы мало гидролизованы, поэтому, если смешать их друг с другом, произойдет связывание гидроксоинов и ионов водорода. В результате получим молекулярное уравнение гидролиза солей:
Хлорид алюминия + карбонат натрия + вода = хлорид натрия + гидроокись алюминия + диоксид углерода.
По принипу Ле-Шателье равновесие системы перейдет в сторону продуктов реакции, а гидролиз пройдет до конца с образованием гидроксида алюминия, выпавшего в осадок. Такое усиление процесса возможно лишь в том случае, если одна из реакций протекает по аниону, а другая по катиону.
Гидролиз по аниону
Гидролиз водных растворов солей осуществляется за счет соединения их ионов с молекулами воды. Один из способов гидролизации производится по аниону, то есть прибавление водного иона Н + .
В большинстве своем этому способу гидролиза подвержены соли, которые образуются посредством взаимодействия сильного гидроксида и слабой кислоты. Примером солей, разлагающихся по аниону, может выступать сульфат или сульфит натрия, а также карбонат или фосфат калия. Водородный показатель при этом более семи. В качестве примера разберем диссоциацию натрия уксуснокислого:
В растворе это соединение разделяется на катион - Na + , и анион - СН 3 СОО - .
Катион диссоциированного натрия уксуснокислого, образованный сильным основанием, не может вступить в реакцию с водой.
При этом анионы кислоты с легкостью реагируют с молекулами Н 2 О:
СН 3 СОО - + НОН = СН 3 СООН +ОН -
Следовательно, гидролизация осуществляется по аниону, и уравнение принимает вид:
CH3COONa + НОН = СН 3 СООН + NaOH
В случае, если гидролизу подвергаются многоосновные кислоты, процесс происходит в несколько стадий. В нормальных условиях подобные вещества гидролизуются по первой стадии.
Гидролиз по катиону
Катионному гидролизу в основном подвержены соли, образованные путем взаимодействия сильной кислоты и основания малой силы. Примером служит бромид аммония, нитрат меди, а также хлорид цинка. При этом среда в растворе при гидролизации соответствует менее семи. Рассмотрим процесс гидролиза по катиону на примере хлорида алюминия:
В водном растворе он диссоциирует на анион - 3Cl - и катион - Al 3+ .
Ионы сильной хлороводородной кислоты не взаимодействуют с водой.
Ионы (катионы) основания, напротив, подвержены гидролизу:
Al 3+ + НОН = AlOH 2+ + Н +
В молекулярном виде гидролизация хлорида алюминия выглядит следующим образом:
AlCl3 + Н 2 О = AlOHCl + HCl
При нормальных условиях предпочтительно пренебрегать гидролизацией по второй и третьей ступени.
Степень диссоциации
Любая реакция гидролиза солей характеризуется степенью диссоциации, которая показывает отношение между общим числом молекул и молекулами, способными переходить в ионное состояние. Степень диссоциации характеризуется несколькими показателями:
- Температура, при которой осуществляется гидролиз.
- Концентрация диссоциируемого раствора.
- Происхождение растворяемой соли.
- Природа самого растворителя.
По степени диссоциации все растворы делятся на сильные и слабые электролиты, которые, в свою очередь, при растворении в различных растворителях проявляют разную степень.
Константа диссоциации
Количественным показателем возможности вещества распадаться на ионы является константа диссоциации, также называемая константой равновесия. Говоря простым языком, постоянная равновесия есть отношение разложившихся на ионы электролитов к непродиссоциированным молекулам.
В отличие от степени диссоциации, этот параметр не зависит от внешних условий и концентрации солевого раствора в процессе гидролизации. При диссоциации многоосновных кислот степень диссоциации на каждой ступени становится на порядок меньше.
Показатель кислотно-основных свойств растворов
Водородный показатель или рН - мера для определения кислотно-основных свойств раствора. Вода в ограниченном количестве диссоциирует на ионы и является слабым электролитом. При расчете водородного показателя используют формулу, которая является отрицательным десятичным логарифмом скопления водородных ионов в растворах:
рН = -lg[Н + ]
- Для щелочной среды этот показатель будет равен более семи. Например, [Н + ] = 10 -8 моль/л, тогда рН = -lg = 8, то есть рН ˃ 7.
- Для кислой среды, напротив, водородный показатель должен быть менее семи. Например, [Н + ] = 10 -4 моль/л, тогда рН = -lg = 4, то есть рН ˂ 7.
- Для нейтральной среды, рН = 7.
Очень часто для определения рН-растворов используют экспресс-метод по индикаторам, которые, в зависимости от рН, меняют свой цвет. Для более точного определения пользуются иономерами и рН-метрами.
Количественные характеристики гидролиза
Гидролиз солей, как и любой другой химический процесс, имеет ряд характеристик, в соответствии с которыми протекание процесса становится возможным. К наиболее значимым количественным характеристикам относится константа и степень гидролиза. Остановимся подробнее на каждом из них.
Степень гидролиза
Чтобы узнать, какие соли подвергаются гидролизу и в каком количестве, используют количественный показатель - степень гидролиза, который характеризует полноту протекания гидролизации. Степенью гидролиза называют часть вещества от общего количества молекул, способного к гидролизации, записывается в процентном соотношении:
h = n/N∙ 100%,
где степень гидролиза - h;
количество частиц соли, подвергнутых гидролизации - n;
общая сумма молекул соли, участвующих в реакции - N.
К факторам, влияющим на степень гидролизации, относятся:
- постоянная гидролизации;
- температура, при повышении которой степень возрастает за счет усиления взаимодействия ионов;
- концентрация соли в растворе.
Константа гидролиза
Она является второй по значимости количественной характеристикой. В общем виде уравнения гидролиза солей можно записать как:
МА + НОН ↔ МОН + НА
Отсюда следует, что константа равновесия и концетрация воды в одном и том же растворе есть величины постоянные. Соответственно, произведение этих двух показателей будет также постоянной величиной, что и означает константу гидролиза. В общем виде Кг можно записать, как:
Кг = ([НА]∙[МОН])/[МА],
где НА - кислота,
МОН - основание.
В физическом смысле константа гидролиза описывает способность определенной соли подвергаться процессу гидролизации. Этот параметр зависит от природы вещества и его концентрации.
Гидролизомназывают
реакции
обменного
взаимодействия
вещества с водой, приводящие к их
разложению.
Особенности
Гидролиз органическихвеществ
Живые организмы осуществляют
гидролиз различных органических
веществ в ходе реакций при
участии ФЕРМЕНТОВ.
Например, в ходе гидролиза при
участии пищеварительных
ферментов БЕЛКИ расщепляются
на АМИНОКИСЛОТЫ,
ЖИРЫ - на ГЛИЦЕРИН и
ЖИРНЫЕ КИСЛОТЫ,
ПОЛИСАХАРИДЫ (например,
крахмал и целлюлоза) - на
МОНОСАХАРИДЫ (например, на
ГЛЮКОЗУ), НУКЛЕИНОВЫЕ
КИСЛОТЫ - на свободные
НУКЛЕОТИДЫ.
При гидролизе жиров в
присутствии щёлочей
получают мыло; гидролиз
жиров в присутствии
катализаторов применяется
для получения глицерина и
жирных кислот. Гидролизом
древесины получают этанол, а
продукты гидролиза торфа
находят применение в
производстве кормовых
дрожжей, воска, удобрений и
др.
Гидролиз органических соединений
жиры гидролизуются с получением глицерина икарбоновых кислот (с NaOH – омыление).
крахмал и целлюлоза гидролизуются до
глюкозы:
Обратимый и необратимый гидролиз
Почти все реакции гидролизаорганических веществ
обратимы. Но есть и
необратимый гидролиз.
Общее свойство необратимого
гидролиза - один (лучше оба)
из продуктов гидролиза должен
быть удален из сферы реакции
в виде:
- ОСАДКА,
- ГАЗА.
СаС₂ + 2Н₂О = Са(ОН)₂↓ + С₂Н₂
При гидролизе солей:
Al₄C₃ + 12 H₂O = 4 Al(OH)₃↓ + 3CH₄
Al₂S₃ + 6 H₂O = 2 Al(OH)₃↓ + 3 H₂S
CaH₂ + 2 H₂O = 2Ca(OH)₂↓ + H₂
Г И Д Р О Л И З С О Л Е Й
ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙГидролиз солей -
разновидность реакций
гидролиза, обусловленного
протеканием реакций
ионного обмена в растворах
(водных) растворимых
солей-электролитов.
Движущей силой процесса
является взаимодействие
ионов с водой, приводящее к
образованию слабого
электролита в ионном или
молекулярном виде
(«связывание ионов»).
Различают обратимый и
необратимый гидролиз солей.
1. Гидролиз соли слабой
кислоты и сильного основания
(гидролиз по аниону).
2. Гидролиз соли сильной
кислоты и слабого основания
(гидролиз по катиону).
3. Гидролиз соли слабой
кислоты и слабого основания
(необратимый).
Соль сильной кислоты и
сильного основания не
подвергается гидролизу.
Уравнения реакций
Гидролиз соли слабой кислоты и сильного основания(гидролиз по аниону):
(раствор имеет щелочную среду, реакция протекает
обратимо, гидролиз по второй ступени протекает в
ничтожной степени).
Гидролиз соли сильной кислоты и слабого основания
(гидролиз по катиону):
(раствор имеет кислую среду, реакция протекает обратимо,
гидролиз по второй ступени протекает в ничтожной
степени).
10.
Гидролиз соли слабой кислоты и слабого основания:(равновесие смещено в сторону продуктов, гидролиз
протекает практически полностью, так как оба продукта
реакции уходят из зоны реакции в виде осадка или
газа).
Соль сильной кислоты и сильного основания не
подвергает- ся гидролизу, и раствор нейтрален.
11. СХЕМА ГИДРОЛИЗА КАРБОНАТА НАТРИЯ
Na₂CO₃NaOH
сильное основание
H₂CO₃
слабая кислота
ЩЕЛОЧНАЯ СРЕДА
СОЛЬ КИСЛАЯ, гидролиз по
АНИОНУ
12. СХЕМА ГИДРОЛИЗА ХЛОРИДА МЕДИ (II)
CuCl₂Cu(OH)₂↓
слабое основание
HCl
сильная кислота
КИСЛАЯ СРЕДА
СОЛЬ ОСНОВНАЯ, гидролиз по
КАТИОНУ
13. СХЕМА ГИДРОЛИЗА СУЛЬФИДА АЛЮМИНИЯ
Al₂S₃Al(OH)₃↓
слабое основание
H₂S
слабая кислота
НЕЙТРАЛЬНАЯ РЕАКЦИЯ
СРЕДЫ
гидролиз необратимый
14.
РОЛЬ ГИДРОЛИЗА В ПРИРОДЕПреобразование земной коры
Обеспечение слабощелочной среды морской
воды
РОЛЬ ГИДРОЛИЗА В ЖИЗНИ
ЧЕЛОВЕКА
Стирка
Мытье посуды
Умывание с мылом
Процессы пищеварения