|
|
Учебник для 11 класса ХИМИЯ§ 16.1. Гидролиз неорганических веществВодные растворы солей имеют разные значения pH и различную среду — кислотную (pH < 7,0), щелочную (pH > 7,0), нейтральную (pH = 7,0). 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).
В водном растворе соли появляется избыток свободных ионов Н+ или ОН-, и раствор соли становится кислотным или щелочным соответственно. Любую соль можно представить как продукт взаимодействия основания с кислотой. Например, соль КСЮ образована сильным основанием КОН и слабой кислотой HClO. В зависимости от силы основания и кислоты можно выделить 4 типа солей (схема 6). Схема 6
Рассмотрим поведение солей различных типов в растворе. I. Соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой. Например, соль цианид калия KCN образована сильным основанием КОН и слабой кислотой HCN:
В водном растворе соли происходят два процесса:
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), так как вода — значительно более слабый электролит, чем цианистоводородная кислота HCN. Сокращенное ионное уравнение гидролиза:
Уравнение показывает, что: а) в растворе есть свободные гидроксид-ионы ОН- и концентрация их больше, чем в чистой воде, поэтому раствор соли KCN имеет щелочную среду (pH > 7,0); б) в реакции с водой участвуют анионы CN-; в таком случае говорят, что идет гидролиз по аниону. Другие примеры анионов, которые участвуют в реакции с водой:
Продукты гидролиза — кислая соль NaHCO2 и гидроксид натрия NaOH. Среда водного раствора карбоната натрия — щелочная (pH > 7,0), потому что в растворе увеличивается концентрация ионов ОН-. Кислая соль NaHCO3 тоже может подвергаться гидролизу, который протекает в очень незначительной степени, и им можно пренебречь. Подведем итог тому, что вы узнали о гидролизе по аниону: а) по аниону соли, как правило, гидролизуются обратимо; б) химическое равновесие в таких реакциях сильно смещено влево; в) реакция среды в растворах подобных солей щелочная (pH > 7,0); г) при гидролизе солей, образованных слабыми многоосновными кислотами, получаются кислые соли. II. Соли, образованные сильной кислотой и слабым основанием. Например, рассмотрим гидролиз хлорида аммония NH4Cl.
В водном растворе соли происходят два процесса:
Образующиеся при этих процессах ионы ОН- и NH4 взаимодействуют между собой, образуя NH3 • H2O (слабый электролит), тогда как ион Н+ остается в растворе, обусловливая тем самым его кислотную среду. Полное ионное уравнение гидролиза:
Процесс обратим, химическое равновесие смещено в сторону образования исходных веществ, так как вода H2O значительно более слабый электролит, чем гидрат аммиака NH3 • Н2O. Сокращенное ионное уравнение гидролиза:
Уравнение показывает, что: а) в растворе есть свободные ионы водорода Н+, и их концентрация больше, чем в чистой воде, поэтому раствор соли имеет кислотную среду (pH < 7,0); б) в реакции с водой участвуют катионы аммония NH+4; в таком случае говорят, что идет гидролиз по катиону. В реакции с водой могут участвовать и многозарядные катионы: двухзарядные М2+ (например, Ni2+, Cu2+, Zn2+, ...), кроме катионов щелочноземельных металлов, трехразрядные М3+ (например, Fe3+, А13+, Сг3+, ...). Рассмотрим гидролиз нитрата никеля Ni(NO3)2.
Происходит гидролиз соли по катиону Ni2+. Полное ионное уравнение гидролиза:
Сокращенное ионное уравнение:
Продукты гидролиза — основная соль NiOHNO3 и азотная кислота HN03. Среда водного раствора нитрата никеля кислотная (pH < 7,0), потому что в растворе увеличивается концентрация ионов Н+. Гидролиз соли NiOHNO3 протекает в значительно меньшей степени, и им можно пренебречь. Подведем итог тому, что вы узнали о гидролизе по катиону: а) по катиону соли, как правило, гидролизуются обратимо; б) химическое равновесие реакций сильно смещено влево; в) реакция среды в растворах таких солей кислотная (pH < 7,0); г) при гидролизе солей, образованных слабыми многокислотными основаниями, получаются основные соли. III. Соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой. Вам, очевидно, уже ясно, что 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:
В водных растворах этих солей катионы слабого основания NH+4 взаимодействуют с гидроксид-ионами ОН- (напомним, что вода диссоциирует Н2O Н+ + ОН), а анионы слабых кислот СН3СОО- и НСОО- взаимодействуют с катионами Н+ с образованием молекул слабых кислот — уксусной CH3COOH и муравьиной НСООН. 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 (pH = 7,0), так как Kд(СН3СООН) = Kд(NH3 • Н2O) = 1,8 • 10-5. Во втором случае среда раствора будет слабокислотной (pH < 7,0), так как Kд(NH3 • Н2O) = 1,8 • 10-5, Kд(НСООН) = 2,1 • 10-4 и Kд(NH3 • Н2O) < Kд(НСООН) (Kд — константа диссоциации). Как вы уже заметили, 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. В таблице «Растворимость кислот, оснований и солей в воде» вы найдете примечание: «в водной среде разлагаются» — это значит, что такие соли подвергаются необратимому гидролизу. Например, сульфид алюминия Al2S3 в воде подвергается необратимому гидролизу, так как 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 Al2S3 нельзя получить реакцией обмена между водными растворами двух солей, например хлорида алюминия АlСl3 и сульфида натрия Na2S. Возможны и другие случаи необратимого гидролиза, их нетрудно предсказать, ведь для необратимости процесса необходимо, чтобы хотя бы один из продуктов гидролиза уходил из сферы реакции. Подведем итог тому, что вы узнали о гидролизе и по катиону, и по аниону: а) если соли гидролизуются и по катиону, и по аниону обратимо, то химическое равновесие в реакциях гидролиза смещено вправо; б) реакция среды при этом или нейтральная, или слабокислотная, или слабощелочная, что зависит от соотношения констант диссоциации образующегося основания и кислоты; в) соли могут гидролизоваться и по катиону, и по аниону необратимо, если хотя бы один из продуктов гидролиза уходит из сферы реакции. IV. Соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой, не подвергаются гидролизу. К этому выводу вы пришли, очевидно, сами. Рассмотрим «поведение» в растворе хлорида калия КСl.
Соль в водном растворе диссоциирует на ионы (КСl = К+ + С1-), но при взаимодействии с водой слабый электролит образоваться не может. Среда раствора нейтральная (pH = 7,0), так как 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. Обобщим информацию о гидролизе различных солей в таблице 15. Таблица 15
Следует также отметить, что реакции обратимого гидролиза полностью подчиняются принципу Ле Шателье. Поэтому гидролиз соли можно усилить (и даже сделать необратимым) следующими способами:
Гидролиз можно подавить (значительно уменьшить количество подвергающейся гидролизу соли), действуя следующим образом:
Гидролиз солей имеет и практическое, и биологическое значение. Еще в древности в качестве моющего средства использовали золу. В золе содержится карбонат калия К2СO3, 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 или калиевые соли высших жирных карбоновых кислот: стеараты, пальми-таты, которые гидролизуются. Гидролиз стеарата натрия C17H35COONa выражается следующим ионным уравнением:
т. е. раствор имеет слабощелочную среду. В состав же стиральных порошков и других моющих средств специально вводят соли неорганических кислот (фосфаты, карбонаты), которые усиливают моющее действие за счет повышения pH среды. Соли, создающие необходимую щелочную среду раствора, содержатся в фотографическом проявителе. Это карбонат натрия Na2CO3, карбонат калия К2СO3, бура Na2B4O7 и другие соли, гидролизующиеся по аниону.
Если кислотность почвы недостаточная, у растений появляется болезнь — хлороз. Ее признаки — пожелтение или побеление листьев, отставание в росте и развитии. Если рНпочвы > 7,5, то в нее вносят удобрение сульфат аммония (NH4)2SO4, которое способствует повышению кислотности, благодаря гидролизу по катиону, проходящему в почве:
Неоценима биологическая роль гидролиза некоторых солей, входящих в состав нашего организма. Например, в составе крови содержатся 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. Другой пример: в составе слюны человека есть ионы HPO2-4. Благодаря им в полости рта поддерживается определенная среда (pH = 7,0—7,5).
|
|
|