Гідроліз солей. Які солі піддаються гідролізу

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

Гідроліз солей відбувається в разі 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.

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

Отримання солі з підстави 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 гидролизации 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 слаболужною, так як постійна розпаду оцтової кислоти менше константи гідроксиду амонію, тобто 1,75 10^-5 менше, 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

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

Гідроліз сполук, отриманих взаімодествіі 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 набуває вигляду:

Fe²⁺ + Н₂Про + 2Cl^- harr- Fe (OH)⁺ + Н⁺ + 2Cl^-

Друга стадія гідролізу:

Fe (OH) + + Н₂Про + Cl^- harr- Fe (OH)₂ + Н⁺ + Cl^-

Через дефіцит іонів гидроксогруппа і накопичення іонів водню гідроліз FeCl₂ протікає по першій стадії. Утворюється сильна соляна кислота і слабка основа - гідроокис заліза. У разі подібних реакцій серед отримували кислої.

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 в воді мають нейтральне середовище. Єдиним малодиссоциирующие речовиною в цьому випадку є вода. Для підтвердження цього твердження можна скласти рівняння гідролізу солей хлориду натрію з утворенням кислоти соляної і гідроксиду натрію:

NaCl + Н₂Про harr- NaOH + HCl

Реакція в іонному вигляді:

Na⁺ + Cl^- + Н₂Оharr- Na⁺ + ВІН^- + Н⁺ + Cl^-

Н₂Про harr- Н⁺ + ВІН^-

Солі як продукт реакції сильної луги і кислоти слабкої сили

В даному випадку гідроліз солей протікає по аниону, що відповідає лужному середовищі водневого показника. Як приклади 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⁺ + S²

Перша стадія гідролізу багатоосновної солі, відбувається по катіону:

Na₂S + Н₂Про harr- NaH_S + NaOH

Запис в іонному вигляді:

S² + Н₂Про harr- HS^- + ВІН^-

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.

Рівновага реакції за принципом Ле-Шательє

Гідроліз, як і інші 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 кілька зовнішніх умов протікання процесу. Наприклад, при зменшенні концентрації одного з речовин рівновагу системи поступово почне зміщуватися в бік освіти 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 посилити 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 гидролизации, так само як і посилити, можна кількома способами.

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

Взаємне посилення гідролізу

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

Al³⁺ + Н₂Про harr- AlOH²⁺ + Н⁺

СО₃² + Н₂Про harr- НСО₃^- + ВІН^-

Обидві системи мало гідроліз, тому, якщо змішати їх один з одним, відбудеться зв`язування гідроксоінов і 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 сторону продуктів реакції, а гідроліз пройде до кінця з утворенням гідроксиду алюмінію, який випав в осад. Таке посилення процесу можливо лише в тому випадку, якщо одна з реакцій протікає по аниону, а інша по катіону.

Гідроліз за аніоном

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

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

У розчині ця сполука 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, гідролізаціей здійснюється за аніоном, і рівняння набуває вигляду:

CH3COONa + НОН = СН₃СООН + NaOH

У разі, 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 до 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 гидролизации відповідає менш 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 до гідролізу:

Al³⁺ + НОН = AlOH²⁺ + Н⁺

В молекулярному вигляді гідролізаціей хлориду алюмінію виглядає наступним чином:

AlCl3 + Н₂О = AlOHCl + HCl

При нормальних умовах переважно нехтувати гідролізаціей по другого і третього ступеня.

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 ставлення 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 гидролизации. При дисоціації многоосновних 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 буде дорівнює більш 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, в залежності 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 протікання процесу стає можливим. До найбільш значущих кількісним характеристикам відноситься константа і ступінь гідролізу. Зупинимося докладніше на кожному з них.

ступінь гідролізу

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

h = n / N 100%,

де ступінь гідролізу - h;

кількість частинок солі, підданих гидролизации - n;

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

До факторів, що впливає на ступінь гидролизации, відносяться:

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

Константа гідролізу

Вона є другою за значимістю кількісної 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 і 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 гидролизации. Цей параметр залежить від природи речовини і його концентрації.