Гідроліз солей. Які солі піддаються гідролізу

Процес утворення слабодіссоціірованних з'єднань із зміною водневого показника середовища при взаємодії води і солі називається гідролізом.

Гідроліз солей відбувається у випадку зв'язування одного іона води з утворенням важкорозчинних або слабодіссоціірованних з'єднань за рахунок зміщення рівноваги дисоціації. Здебільшого цей процес є оборотним і при розведенні або збільшенні температури посилюється.

гідроліз солей

Щоб дізнатися, які солі піддаються гідролізу, необхідно знати, які за силою при її утворенні використовувалися підстави і кислоти. Існує кілька видів їх взаємодій.

Отримання солі з основи і кислоти слабкої сили

Прикладами можуть служити сульфід алюмінію і хрому, а також амоній ускуснокіслий і карбонат амонію. Дані солі при розчиненні у воді утворюють підстави і слабодіссоціірующіе кислоти. Щоб простежити оборотність процесу, необхідно скласти рівняння реакції гідролізу солей:

Амоній оцтовокислий + вода harr- аміак + оцтова кислота

В іонному вигляді процес виглядає як:

CH₃COO- + NH₄⁺ + Н₂Про harr- CH₃COOH + NH₄OH.

У вищенаведеної реакції гідролізаціі утворюються аміак і оцтова кислота, тобто слабодіссоціірующіе речовини.

Водневий показник водних розчинів (рН) безпосередньо залежить від відносної сили, тобто констант дисоціації продуктів реакції. Наведена вище реакція буде слабощелочной, так як постійна розпаду оцтової кислоти менше константи гідроксиду амонію, тобто 1,75 • 10^-⁵менше, ніж 6,3 • 10^-5. Якщо підстави і кислоти видаляються з розчину, тоді процес відбувається до кінця.

Розглянемо приклад незворотного гідролізу:

Сульфат алюмінію + вода = гідроокис алюмінію + сірководень

У цьому випадку процес незворотній, тому як один з продуктів реакції віддаляється, тобто випадає в осад.

які солі піддаються гідролізу

Гідроліз сполук, отриманих взаімодествія слабкої основи з сильною кислотою

Цей тип гідролізу описують реакції розкладання сульфату алюмінію, хлориду або броміду міді, а також хлориду заліза або амонію. Розглянемо реакцію хлориду заліза, яка протікає в дві стадії:

Стадія перша:

Хлорид заліза + вода harr- гидроксохлоріда заліза + соляна кислота

Іонне рівняння гідролізу солей хлориду заліза приймає вигляд:

Fe²⁺ + Н₂О + 2Cl^- harr- Fe (OH)⁺ + Н⁺ + 2Cl^-

Друга стадія гідролізу:

Fe (OH) + + Н₂О + Cl^- harr- Fe (OH)₂ + Н⁺ + Cl^-

Через дефіцит іонів гидроксогрупп і накопичення іонів водню гідроліз FeCl₂протікає по першій стадії. Утворюється сильна соляна кислота і слабка основа - гідроокис заліза. У разі подібних реакцій середу виходить кислою.

Негідролізующіеся солі, отримані шляхом взаємодії сильних основ і кислот

Прикладом таких солей можуть бути хлориди кальцію або натрію, сульфат калію і бромід рубідію. Однак наведені речовини не гідролізуються, так як при розчиненні у воді мають нейтральне середовище. Єдиним малодиссоциирующий речовиною в цьому випадку є вода. Для підтвердження цього твердження можна скласти рівняння гідролізу солей хлориду натрію з утворенням кислоти соляної та гідроксиду натрію:

NaCl + Н₂Про harr- NaOH + HCl

Реакція в іонному вигляді:

Na⁺ + Cl^- + Н₂Оharr- Na⁺ + ОН^- + Н⁺ + Cl^-

Н₂Про harr- Н⁺ + ОН^-

Солі як продукт реакції сильної луги і кислоти слабкої сили

В даному випадку гідроліз солей протікає по аніону, що відповідає лужному середовищі водневого показника. В якості прикладів можна назвати ацетат, сульфат і карбонат натрію, силікат і сульфат калію, а також натрієву сіль синильної кислоти. Наприклад, складемо іонно-молекулярні рівняння гідролізу солей сульфіду і ацетату натрію:

Дисоціація сульфіду натрію:

Na₂S harr- 2Na⁺ + S^2-

Перша стадія гідролізу багатоосновної солі, відбувається по катіону:

Na₂S + Н₂Про harr- NaH_S + NaOH

Запис в іонному вигляді:

S^2- + Н₂Про harr- HS^- + ОН^-

Другий ступінь здійсненна в разі підвищення температури реакції:

HS^- + Н₂Про harr- H₂S + ОН^-

Розглянемо ще одну реакцію гідролізу на прикладі натрію оцтовокислого:

Натрій оцтовокислий + вода harr- оцтова кислота + їдкий натр.

В іонному вигляді:

CH₃COO^- + Н₂Про harr- CH₃COOH + ОН^-

В результаті реакції утворюється слабка оцтова кислота. В обох випадках реакції матимуть лужне середовище.

гідроліз водних розчинів солей

Рівновага реакції за принципом Ле-Шательє

Гідроліз, як і решта хімічні реакції, буває оборотним і необоротним. У разі оборотних реакцій один з реагентів витрачається не весь, в той час як незворотні процеси протікають з повним витратою речовини. Це пов'язано зі зміщенням рівноваги реакцій, яке засноване на зміні фізичних характеристик, таких як тиск, температура і масова частка реагентів.

Згідно поняттю принципу Ле-Шательє, система буде вважатися рівноважної до тих пір, поки на неї не буде змінено одне або декілька зовнішніх умов протікання процесу. Наприклад, при зменшенні концентрації одного з речовин рівновагу системи поступово почне зміщуватися в бік утворення цього ж реагенту. Гідроліз солей також має здатність підкорятися принципом Ле-Шательє, за допомогою якого можна послабити або посилити перебіг процесу.

Посилення гідролізу

Гідроліз можна підсилити до повної незворотності декількома способами:

Підвищити швидкість утворення іонів ОН^- і Н⁺. Для цього нагрівають розчин, і за рахунок збільшення поглинання теплоти водою, тобто ендотермічної дисоціації, цей показник підвищується.
Додати води.
Перекласти один з продуктів в газоподібний стан або зв'язати в важко розчинна речовина.

Придушення гідролізу

Придушити процес гідролізаціі, так само як і підсилити, можна кількома способами.

Ввести в розчин один з утворюються в процесі речовин. Наприклад, подщелачивать розчин, у разі якщо рН? 7, або ж навпаки окисліться, де реакційна середу менше 7 по водневого показника.

Взаємне посилення гідролізу

Взаємне посилення гідролізаціі застосовується в тому випадку, якщо система стала рівноважної. Розберемо конкретний приклад, де системи в різних судинах стали рівнозначні:

Al³⁺ + Н₂Про harr- AlOH²⁺ + Н⁺

СО₃^2- + Н₂Про harr- НСО₃^- + ОН^-

Обидві системи мало гідроліз, тому, якщо змішати їх один з одним, відбудеться зв'язування гідроксоінов та іонів водню. В результаті отримаємо молекулярне рівняння гідролізу солей:

Хлорид алюмінію + карбонат натрію + вода = хлорид натрію + гідроокис алюмінію + діоксид вуглецю.

За прініпе Ле-Шательє рівновага системи перейде в бік продуктів реакції, а гідроліз пройде до кінця з утворенням гідроксиду алюмінію, що випав в осад. Таке посилення процесу можливе лише в тому випадку, якщо одна з реакцій протікає по аніону, а інша по катіону.

Гідроліз за аніоном

Гідроліз водних розчинів солей здійснюється за рахунок з'єднання їх іонів з молекулами води. Один із способів гідролізаціі проводиться за аніоном, тобто поповнення водного іона Н⁺.

У більшості своїй цього способу гідролізу схильні солі, які утворюються за допомогою взаємодії сильного гідроксиду і слабкої кислоти. Прикладом солей, що розкладаються по аніону, може виступати сульфат або сульфіт натрію, а також карбонат або фосфат калію. Водневий показник при цьому більше семи. Як приклад розберемо дисоціацію натрію оцтовокислого:

У розчині це з'єднання розділяється на катіон - Na⁺, і аніон - СН₃СОО^-.

Катіон диссоциированного натрію оцтовокислого, утворений сильною основою, не може вступити в реакцію з водою.

При цьому аніони кислоти з легкістю реагують з молекулами Н₂Про:

СН₃СОО^- + НОН = СН₃СООН + ОН^-

Отже, гідролізаціі здійснюється за аніоном, і рівняння приймає вигляд:

CH3COONa + НОН = СН₃СООН + NaOH

У випадку, якщо гідролізу піддаються багатоосновні кислоти, процес відбувається в кілька стадій. У нормальних умовах подібні речовини гідролізуються по першій стадії.

Гідроліз по катіону

Катионному гідролізу в основному схильні солі, утворені шляхом взаємодії сильної кислоти і підстави малої сили. Прикладом служить бромід амонію, нітрат міді, а також хлорид цинку. При цьому середовище в розчині при гідролізаціі відповідає менше семи. Розглянемо процес гідролізу по катіону на прикладі хлориду алюмінію:

У водному розчині він дисоціює на аніон - 3Cl^- і катіон - Al³⁺.

Іони сильної соляної кислоти не взаємодіють з водою.

Іони (катіони) підстави, навпаки, схильні гідролізу:

Al³⁺+ НОН = AlOH²⁺ + Н⁺

В молекулярному вигляді гідролізаціі хлориду алюмінію виглядає наступним чином:

AlCl3 + Н₂О = AlOHCl + HCl

При нормальних умовах переважно нехтувати гідролізаціей по другій і третій ступені.

Ступінь дисоціації

Будь-яка реакція гідролізу солей характеризується ступенем дисоціації, яка показує відношення між загальним числом молекул і молекулами, здатними переходити в іонну стан. Ступінь дисоціації характеризується кількома показниками:

Температура, при якій здійснюється гідроліз.
Концентрація діссоцііруемого розчину.
Походження розчиняється солі.
Природа самого розчинника.

За ступенем дисоціації всі розчини діляться на сильні і слабкі електроліти, які, в свою чергу, при розчиненні в різних розчинниках виявляють різну ступінь.

Речовини зі ступенем дисоціації більше 30% є сильними електролітами. Наприклад, їдкий натр, їдкий калій, гідроксид барію і кальцію, а також сірчана, соляна і азотна кислоти.
Електроліти, ступінь яких менше 2%, називаються слабкими. До них відносяться органічні кислоти, гідроксид амонію, сірководень і вугільна кислота, а також ряд підстав р-, d-, f-елементів періодичної системи.

Константа дисоціації

Кількісним показником можливості речовини розпадатися на іони є константа дисоціації, також звана константою рівноваги. Говорячи простою мовою, постійна рівноваги є відношення розклалися на іони електролітів до непродіссоціірованним молекулам.

На відміну від ступеня дисоціації, цей параметр не залежить від зовнішніх умов і концентрації сольового розчину в процесі гідролізаціі. При дисоціації багатоосновних кислот ступінь дисоціації на кожному ступені стає на порядок менше.

Показник кислотно-основних властивостей розчинів

Водневий показник або рН - міра для визначення кислотно-основних властивостей розчину. Вода в обмеженій кількості дисоціює на іони і є слабким електролітом. При розрахунку водневого показника використовують формулу, яка є негативним десятковим логарифмом скупчення водневих іонів в розчинах:

рН = -lg [Н⁺]

Для лужного середовища цей показник дорівнюватиме більше семи. Наприклад, [Н⁺] = 10^-8 моль / л, тоді рН = -lg [10^-8] = 8, тобто рН? 7.
Для кислого середовища, навпаки, водневий показник повинен бути менше семи. Наприклад, [Н⁺] = 10^-4 моль / л, тоді рН = -lg [10^-4] = 4, тобто рН? 7.
Для нейтрального середовища, рН = 7.

Дуже часто для визначення рН-розчинів використовують експрес-метод за індикаторами, які, залежно від рН, змінюють свій колір. Для більш точного визначення користуються Іономір і рН-метрами.

Кількісні характеристики гідролізу

Гідроліз солей, як і будь-який інший хімічний процес, має ряд характеристик, відповідно до яких перебіг процесу стає можливим. До найбільш значущих кількісним характеристикам відноситься константа і ступінь гідролізу. Зупинимося докладніше на кожному з них.

іонне рівняння гідролізу солей

Ступінь гідролізу

Щоб дізнатися, які солі піддаються гідролізу і в якій кількості, використовують кількісний показник - ступінь гідролізу, який характеризує повноту протікання гідролізаціі. Ступенем гідролізу називають частину речовини від загальної кількості молекул, здатного до гідролізаціі, записується в процентному співвідношенні:

h = n / N • 100%,

де ступінь гідролізу - h;

кількість частинок солі, підданих гідролізаціі - n;

загальна сума молекул солі, що беруть участь в реакції - N.

До факторів, що впливає на ступінь гідролізаціі, відносяться:

постійна гідролізаціі;
температура, при підвищенні якої ступінь зростає за рахунок посилення взаємодії іонів;
концентрація солі в розчині.

Константа гідролізу

Вона є другою за значимістю кількісною характеристикою. У загальному вигляді рівняння гідролізу солей можна записати як:

МА + НОН harr- МОН + НА

Звідси випливає, що константа рівноваги і концетрация води в одному і тому ж розчині є величини постійні. Відповідно, твір цих двох показників буде також постійною величиною, що й означає константу гідролізу. У загальному вигляді Кг можна записати, як:

Кг = ([НА] • [МОН]) / [МА],

де НА - кислота,

МОН - підстава.

У фізичному сенсі константа гідролізу описує здатність певної солі піддаватися процесу гідролізаціі. Цей параметр залежить від природи речовини та її концентрації.

Особистість