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
Гидролиз- обменная реакция соли с водой ( сольволизводой ).При этом исходное вещество разрушается водой, с образованием новых веществ.
Так как гидролиз является реакцией ионного обмена, то его движущей силой является образование слабого электролита (выпадение осадка или(и)выделение газа). Важно помнить, что реакция гидролиза является реакцией обратимой(в большинстве случаев), но также существует необратимый гидролиз(протекает до конца, исходного вещества в растворе не будет). Гидролиз- процесс эндотермический (при повышении температуры возрастает и скорость гидролиза, и выход продуктов гидролиза).
Как видно из определения, что гидролиз обменная реакция, то можно предположить, что к металлу идет OH - группа (+ возможный кислотный остаток, если образуется основная соль (при гидролизе соли, образованной сильной кислотой и слабым многокислотным основанием)), а к кислотному остатку идет протон водорода H + (+ возможный ион металла и ион водорода, с образованием кислой соли, если гидролизуется соль, образованная слабой многоосновной кислотой)).
Существует 4 типа гидролиза:
1. Соль, образованная сильным основанием и сильной кислотой. Так как уже было указанно выше гидролиз- реакция ионного обмена, и она протекает лишь в случае образования слабого электролита. Как описанной выше, к металлу идёт OH - группа, а к кислотному остатку идет протон водорода H + , но ни сильное основание, ни сильная кислота не являются слабыми электролитами, следовательно гидролиз в данном случае не идёт:
NaCl+HOH≠NaOH+HCl
Реакция среды близка к нейтральной: pH≈7
2. Соль образованна слабым основанием и сильной кислотой. Как указанно выше:к металлу идёт OH - группа, а к кислотному остатку идет протон водорода H +. Например:
NH 4 Cl+HOH↔NH 4 OH+HCl
NH 4 + +Cl - +HOH↔NH 4 OH+H + +Cl -
NH 4 + +HOH↔NH 4 OH+H +
Как видно из примера-гидролиз идёт по катиону, реакция среды –кислая pH< 7.При написании уравнений гидролиза для солей, образованных сильной кислотой и слабым многокислотным основанием, то в правой части следует писать основную соль, так как гидролиз идёт только по первой ступени:
FeCl 2 + HOH ↔ FeOHCl + HCl
Fe 2+ +2Cl - +HOH↔FeO + +H + +2Cl -
Fe 2+ + HOH ↔ FeOH + + H +
3. Соль образованна слабой кислотой и сильным основанием.Как указанно выше: к металлу идёт OH - группа, а к кислотному остатку идет протон водорода H + Например:
CH 3 COONa+HOH↔NaOH+CH 3 COOH
СH 3 COO - +Na + +HOH↔Na + +CH 3 COOH+OH -
СH 3 COO - +HOH↔+CH 3 COOH+OH -
Гидролиз идёт по аниону, реакция среды- щелочная, pH>7.При написании уравнений гидролиза соли, образованной слабой многоосновной кислотой и сильным основанием, в правой части следует писать образование кислой соли, гидролиз идёт по 1 ступени. Например:
Na 2 CO 3 +HOH↔NaOH+NaHCO 3
2Na + +CO 3 2- +HOH↔HCO 3 - +2Na + +OH -
CO 3 2- +HOH↔HCO 3 - +OH -
4. Соль образованна слабым основанием и слабой кислотой. Это единственный случай, когда гидролиз идёт до конца, является необратимым(до полного расходования исходной соли).Например:
СH 3 COONH 4 +HOH↔NH 4 OH+CH 3 COOH
Это единственный случай, когда гидролиз идёт до конца. Гидролиз идёт и по аниону, и по катиону, реакцию среды предугадать сложно, но она близка к нейтральной: pH≈7.
Также существует константа гидролиза, рассмотрим ее на примере ацетатного иона, обозначив его
Ac - . Как видно из примеров выше уксусная(этановая) кислота является слабой кислотой, а, следовательно, ее соли гидролизуются по схеме:Ac - +HOH↔HAc+OH -
Найдём константу равновесия для этой системы:
Зная ионное произведение воды, мы можем через него выразить концентрацию [ OH ] - ,
Подставляя это выражение в уравнение для константы гидролиза, мы получаем:
Подставляя константу ионизации воды в уравнение, мы получаем:
Но константа диссоциации кислоты(на примере хлороводородной кислоты) равна:
Где представляет собой гидратированный протон водорода: . Аналогично и для уксусной кислоты, как в примере. Подставляя значение для константы диссоциации кислоты в уравнение константы гидролиза, мы получаем:
Как следует из примера, если соль образованна слабым основанием, то в знаменателе будет стоять константа диссоциации основания, вычисляемая по тому же признаку что и константа диссоциации кислоты. Если соль образованна слабым основанием и слабой кислотой, то в знаменателе будет стоять произведение констант диссоциаций кислоты и основания.
Степень гидролиза.
Так же есть еще одна величина, характеризующая гидролиз- степень гидролиза-
α.Которая равна отношение количества (концентрации) соли, подвергающейся гидролизу, к общему количеству (концентрации) растворенной соли Степень гидролиза зависит от концентрации соли, температуры раствора. Она увеличивается при разбавлении раствора соли и при увеличении температуры раствора. Напомним, что больше разбавлен раствор, тем меньше молярная концентрация исходной соли; а степень гидролиза возрастает при повышении температуры, так как гидролиз- процесс эндотермический, как было указанно выше.Степень гидролиза соли тем выше, чем слабее кислота или основание, её образующие. Как следует из уравнения степени гидролиза и типов гидролиза: при необратимом гидролизе
α≈1.Степень гидролиза и константа гидролиза взаимосвязаны через уравнение Оствальда (Вильгельм Фридрих Оствальд-з акон разбавления Оствальда,выведен в 1888году ).Закон разбавления показывает, что степень диссоциации электролита зависит от его концентрации и константы диссоциации. Примем начальную концентрацию вещества за C 0 , а продиссоциировавшую часть вещества- за γ, напомним, схему диссоциации вещества в растворе:
AB↔A + +B -
Тогда закон Оствальда можно выразить следующим образом:
Напомним, что в уравнение стоят концентрации в момент равновесия. Но если вещество малодиссоциировавшее, то (1-γ)→1, что приводит уравнение Оствальда в вид: K д =γ 2 C 0 .
Аналогично связанна степень гидролиза с его константой:
В подавляющем большинстве случаев используется именно эта формула. Но при необходимости, можно выразить степень гидролиза через такую формулу:
Особые случаи гидролиза:
1) Гидролиз гидридов (соединений водорода с элементами (тут мы рассмотрим только металлы 1 и 2 групп и метам), где водород проявляетстепень окисления -1):
NaH+HOH→NaOH+H 2
CaH 2 +2HOH→ Ca(OH) 2 +2H 2
CH 4 +HOH→CO+3H 2
Реакция с метаном- один из промышленных способов получения водорода.
2) Гидролиз пероксидов. Пероксиды щелочных и щелочноземельных металлов разлагаются водой, с образованием соответствующего гидроксида и пероксида водорода (или кислорода):
Na 2 O 2 +2 H 2 O →2 NaOH + H 2 O 2
Na 2 O 2 +2H 2 O→2NaOH+O 2
3) Гидролиз нитридов.
Ca 3 N 2 +6HOH→3Ca(OH) 2 +2NH 3
4) Гидролиз фосфидов.
K 3 P+3HOH→3KOH+PH 3
Выделяющийся газ PH 3 -фосфин, очень ядовит, поражает нервную систему. Так же способен к самовозгоранию при контакте с кислородом. Гуляли когда-нибудь ночью по болоту или ходили мимо кладбищ? Видели редкие всплески огней- «блуждающие огни», появляются, так как горит фосфин.
5) Гидролиз карбидов. Здесь будут приведены две реакции имеющие практическое применение, так как с их помощью получаются 1 члены гомологического ряда алканов (реакция 1) и алкинов (реакция 2):
Al 4 C 3 +12 HOH →4 Al (OH) 3 +3CH 4 (реакция 1)
СaC 2 +2 HOH →Ca(OH) 2 +2C 2 H 2 (реакция 2, продукт – ацителен, по UPA С этин)
6) Гидролиз силицидов. В результате этой реакции образуется 1 представитель гомологического ряда силанов (всего их 8) SiH 4 - мономерный ковалентный гидрид.
Mg 2 Si+4HOH→2Mg(OH) 2 +SiH 4
7) Гидролиз галогенидов фосфора. Здесь будут рассмотрены хлориды фосфора 3 и 5, являющиеся хлорангидридами фосфористой и фосфорной кислот соответственно:
PCl 3 +3H 2 O=H 3 PO 3 +3HCl
PCl 5 +4H 2 O=H 3 PO 4 +5HCl
8) Гидролиз органических веществ.Жиры гидролизуются, с образованием глицерина (C 3 H 5 (OH) 3) и карбоновой кислоты(пример предельной карбоновой кислоты) (C n H (2n+1) COOH)
Сложные эфиры:
СH 3 COOCH 3 +H 2 O↔CH 3 COOH+CH 3 OH
Алкоголята:
C 2 H 5 ONa+H 2 O↔C 2 H 5 OH+NaOH
Живые организмы осуществляют гидролиз различных органических веществ в ходе реакций катаболизма при участии ферментов. Например, в ходе гидролиза при участии пищеварительных ферментов белки расщепляются на аминокислоты, жиры - на глицерин и жирные кислоты, полисахариды - на моносахариды (например, на глюкозу).
При гидролизе жиров в присутствии щелочей получают мыло; гидролиз жиров в присутствии катализаторов применяется для получения глицина и жирных кислот.
Задачи
1) Степень диссоциации а уксусной кислоты в 0,1 М растворе при 18 °С равна 1,4·10 –2 . Рассчитайте константу диссоциации кислоты К д.(подсказка- используйте уравнение Оствальда.)
2) Какую массу гидрида кальция нужно растворить в воде, чтобы выделившемся газом восстановить до железа 6,96г оксида железа(II , III )?
3) Напишите уравнение реакции Fe 2 (SO 4) 3 + Na 2 CO 3 + H 2 O
4) Рассчитайте степень, константу гидролиза соли Na 2 SO 3 для концентрации См = 0,03 М, учитывая только 1-ю ступень гидролиза. (Константу диссоциации сернистой кислоты принять равной 6,3∙10 -8)
Решения:
a) Подставим данные задачи в закон разбавления Оствальда:
b) K д = ·[C] = (1,4·10 –2)·0,1/(1 – 0,014) = 1,99·10 –5
Ответ. К д = 1,99·10 –5 .
c) Fe 3 O 4 +4H 2 →4H 2 O+3Fe
CaH 2 +HOH→Ca(OH) 2 +2H 2
Находим количество молей оксида железа(II,III), оно равно отношению массы данного вещества к его молярной массе, получаем 0,03(моль).По УХР находим, что моли гидрида кальция равны 0,06(моль).Значит масса гидрида кальция равна 2,52(грамма).
Ответ: 2,52(грамма).
d) Fe 2 (SO 4) 3 +3Na 2 CO 3 +3H 2 O→3СO2+2Fe(OH) 3 ↓+3Na 2 SO 4
e)
Сульфит натрия подвергается гидролизу по аниону, реакция среды раствора соли щелочная (рН > 7):
SO 3 2- + H 2 O <--> OH - + HSO 3 -
Константа гидролиза (уравнение смотрите выше)равна: 10 -14 / 6,3*10 -8 = 1,58*10 -7
Степень гидролиза рассчитывается по формуле α 2 /(1 - α) = К h /С 0 .
Итак, α = (К h /С 0) 1/2 = (1,58*10 -7 / 0,03) 1/2 = 2,3*10 -3
Ответ: K h = 1,58*10 -7 ;α =2,3*10 -3
Редактор: Харламова Галина Николаевна
Исследуем действие универсального индикатора на растворы некоторых солей
Как мы видим, среда первого раствора — нейтральная (рН=7), второго — кислая (рН < 7), третьего щелочная (рН > 7). Чем же объяснить столь интересный факт? 🙂
Для начала, давайте вспомним, что такое pH и от чего он зависит.
pH- водородный показатель, мера концентрации ионов водорода в растворе (по первым буквам латинских слов potentia hydrogeni - сила водорода).
pH вычисляется как отрицательный десятичный логарифм концентрации водородных ионов, выраженной в молях на один литр:
В чистой воде при 25 °C концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов одинаковы и составляют 10 -7 моль/л (рН=7).
Когда концентрации обоих видов ионов в растворе одинаковы, раствор имеет нейтральную реакцию. Когда > раствор является кислым, а при > - щелочным.
За счет чего же в некоторых водных растворах солей происходит нарушение равенства концентраций ионов водорода и гидроксид-ионов?
Дело в том, что происходит смещение равновесия диссоциации воды вследствие связывания одного из ее ионов ( или ) с ионами соли с образованием малодиссоциированного, труднорастворимого или летучего продукта. Это и есть суть гидролиза.
— это химическое взаимодействие ионов соли с ионами воды, приводящее к образованию слабого электролита -кислоты (или кислой соли), или основания (или основной соли).
Слово «гидролиз» означает разложение водой («гидро»-вода, «лизис» — разложение).
В зависимости от того какой ион соли вступает во взаимодействие с водой, различают три типа гидролиза:
- гидролиз по катиону (в реакцию с водой вступает только катион);
- гидролиз по аниону (в реакцию с водой вступает только анион);
- совместный гидролиз — гидролиз по катиону и по аниону (в реакцию с водой вступает и катион, и анион).
Любую соль можно рассматривать как продукт, образованный взаимодействием основания и кислоты:
Гидролиз соли – взаимодействие ее ионов с водой, приводящее к появлению кислотной или щелочной среды, но не сопровождающееся образованием осадка или газа.
Процесс гидролиза протекает только с участием растворимых
солей и состоит из двух этапов:
1) диссоциация
соли в растворе – необратимая
реакция (степень диссоциации, или 100%);
2) собственно , т.е. взаимодействие ионов соли с водой, — обратимая
реакция (степень гидролиза ˂ 1, или 100%)
Уравнения 1-го и 2-го этапов – первый из них необратим, второй обратим – складывать нельзя!
Отметим, что соли, образованные катионами щелочей
и анионами сильных
кислот, гидролизу не подвергаются, они лишь диссоциируют при растворении в воде. В растворах солей KCl, NaNO 3 , NaSO 4 и BaI среда нейтральная
.
Гидролиз по аниону
В случае взаимодействия анионов
растворенной соли с водой процесс называется гидролизом соли по аниону
.
1) KNO 2 = K + + NO 2 — (диссоциация)
2) NO 2 — + H 2 O ↔ HNO 2 + OH — (гидролиз)
Диссоциация соли KNO 2 протекает полностью, гидролиз аниона NO 2 – в очень малой степени (для 0,1 М раствора – на 0,0014%), но этого оказывается достаточно, чтобы раствор стал щелочным
(среди продуктов гидролиза присутствует ион OH —), в нем p
H = 8,14.
Гидролизу подвергаются анионы только слабых
кислот (в данном примере – нитрит-ион NO 2 , отвечающий слабой азотистой кислоте HNO 2). Анион слабой кислоты притягивает к себе катион водорода, имеющийся в воде, и образует молекулу этой кислоты, а гидроксид-ион остается свободным:
NO 2 — + H 2 O (H +, OH —) ↔ HNO 2 + OH —
Примеры:
а) NaClO = Na + + ClO —
ClO — + H 2 O ↔ HClO + OH —
б) LiCN = Li + + CN —
CN — + H 2 O ↔ HCN + OH —
в) Na 2 CO 3 = 2Na + + CO 3 2-
CO 3 2- + H 2 O ↔ HCO 3 — + OH —
г) K 3 PO 4 = 3K + + PO 4 3-
PO 4 3- + H 2 O ↔ HPO 4 2- + OH —
д) BaS = Ba 2+ + S 2-
S 2- + H 2 O ↔ HS — + OH —
Обратите внимание, что в примерах (в- д) нельзя увеличить число молекул воды и вместо гидроанионов (HCO 3, HPO 4, HS) писать формулы соответствующих кислот (H 2 CO 3, H 3 PO 4, H 2 S). Гидролиз – обратимая реакция, и протекать «до конца» (до образования кислоты) он не может.
Если бы такая неустойчивая кислота, как H 2 CO 3 , образовывалась в растворе своей соли NaCO 3 , то наблюдалось бы выделение из раствора газа CO 2 (H 2 CO 3 = CO 2 + H 2 O). Однако, при растворении соды в воде образуется прозрачный раствор без газовыделения, что является свидетельством неполноты протекания гидролиза аниона с появлением в растворе только гидранионов угольной кислоты HCO 3 — .
Степень гидролиза соли по аниону зависит от степени диссоциации продукта гидролиза – кислоты. Чем слабее кислота, тем выше степень гидролиза.
Например, ионы CO 3 2- , PO 4 3- и S 2- подвергаются гидролизу в большей степени, чем ион NO 2 , так как диссоциация H 2 CO 3 и H 2 S по 2-й ступени, а H 3 PO 4 по 3-тей ступени протекает значительно меньше, чем диссоциация кислоты HNO 2 . Поэтому растворы, например, Na 2 CO 3 , K 3 PO 4 и BaS будут сильнощелочными
(в чем легко убедиться по мылкости соды на ощупь).
Избыток ионов ОН в растворе легко обнаружить индикатором или измерить специальными приборами (рН-метрами).
Если в концентрированный раствор сильно гидролизующейся по аниону соли,
например Na 2 CO 3 , внести алюминий, то последний (вследствие амфотерности) прореагирует со щелочью и будет наблюдаться выделение водорода. Это – дополнительное доказательство протекания гидролиза, ведь в раствор соды мы не добавляли щелочь NaOH!
Обратите особое внимание на соли кислот средней силы — ортофосфорной и сернистой. По первой ступени эти кислоты диссоциируют довольно хорошо, поэтому их кислые соли гидролизу не подвергаются, и среда раствора таких солей — кислая (из-за наличия катиона водорода в составе соли). А средние соли гидролизуются по аниону — среда щелочная. Итак, гидросульфиты, гидрофосфаты и дигидрофосфаты — не гидролизуются по аниону, среда кислая. Сульфиты и фосфаты — гидролизуются по аниону, среда щелочная.
Гидролиз по катиону
В случае взаимодействия катиона растворенной соли с водой процесс называется
гидролизом соли по катиону
1) Ni(NO 3) 2 = Ni 2+ + 2NO 3 − (диссоциация)
2) Ni 2+ + H 2 O ↔ NiOH + + H + (гидролиз)
Диссоциация соли Ni(NO 3) 2 протекает нацело, гидролиз катиона Ni 2+ − в очень малой степени (для 0,1М раствора − на 0,001%), но этого оказывается достаточно, чтобы среда стала кислотной (среди продуктов гидролиза присутствует ион H +).
Гидролизу подвергаются катионы только малорастворимых основных и амфотерных гидроксидов и катион аммония NH 4 + . Катион металла отщепляет от молекулы воды гидроксид-ион и освобождает катион водорода H + .
Катион аммония в результате гидролиза образует слабое основание − гидрат аммиака и катион водорода:
NH 4 + + H 2 O ↔ NH 3 · H 2 O + H +
Обратите внимание, что нельзя увеличивать число молекул воды и вместо гидроксокатионов (например, NiOH +) писать формулы гидроксидов (например, Ni(OH) 2). Если бы гидроксиды образовались, то из растворов солей выпали бы осадки, чего не наблюдается (эти соли образуют прозрачные растворы).
Избыток катионов водорода легко обнаружить индикатором или измерить специальными приборами. В концентрированный раствор сильно гидролизующейся по катиону соли, вносится магний или цинк, то последние реагируют с кислотой с выделением водорода.
Если соль нерастворимая — то гидролиза нет, т.к ионы не взаимодействуют с водой.
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