Гидролиз солей. Гидролиз солей - один из важных примеров гидролиза веществ

Химическое обменное взаимодействие ионов растворённой соли с водой, приводящее к образованию слабого электролита и сопровождающееся изменением рН среды, называется гидролизом соли.

Вода —не только универсальный растворитель, но и химически активное вещество, она легко вступает в реакции с различными веществами.Вода – слабый электролит.В чистой воде концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов равны. В растворах солей это равновесие нарушается, если соль образована слабым основанием или слабой кислотой.

Взаимодействие ионов растворимой соли с водой, приводящее к образованию слабого электролита и смещению ионного равновесия воды, называется гидролизом.

Гидролизу подвергаются лишь те соли, и в составе которых есть ион слабого основания (гидролиз по катиону) или слабой кислоты (гидролиз по аниону), так как только при этом условии образуется слабый электролит, «несвязанные» ионы воды создают в растворах солей либо кислую, либо щелочную среду.Изменение водородного показателя pH при растворении соли является основным признаком, указывающим на протекание гидролиза.

Для прогнозирования возможности гидролиза соли надо прежде всего проанализировать ее состав: установить, какими кислотой и основанием она образована. Соль может быть образована в соответствии со схемой:

Различают несколько типов гидролиза солей.

1. Соли, образованные сильными основаниями (щелочами) и сильными кислотами, гидролизу не подвергаются, в их растворах нейтральная среда: pH = 7. К таким солям относятся: NaCl, Na₂SO₄, KNO₃ и другие, например:

KNO₃ + H₂O ↔ KOH + HNO₃

K⁺ + N + H₂O ↔ K⁺ + OH^– + H⁺ + NO₃

H₂O ↔ H⁺ + OH^–

2. Соли, образованные сильными основаниями (щелочами)и слабыми кислотами, гидролизуются по аниону, так как анион образует с ионами водорода слабую кислоту.Среда в таких растворах щелочная (pH> 7)К таким солям относятся: NaF, CH₃COONa, K₂S, K₃PO₄, NaClO, LiNO₂ и другие.

КСN + Н₂О ↔ НСN + КОН

СN^‾ + Н₂О ↔ НСN + ОН ‾

В результате гидролиза в растворах таких солей образуются гидроксид-ионы и раствор приобретает щелочную реакцию (рН > 7).

Гидролиз солей, образованных катионом сильного основания и многозарядным анионом слабой кислоты, например, Na₂СО₃, К₂S. Гидролиз таких солей протекает ступенчато, причем гидролиз идет в основном по первой ступени. Продуктами первых ступеней гидролиза являются кислые соли:

1 ступень К₂S + Н₂О ↔ КНS + КОН

S^2- + Н₂О ↔ НS‾ + ОН‾

2 ступень КНS + Н₂О ↔ Н₂S + КОН

НS^- + Н₂О ↔ Н₂S + ОН‾

Гидролиз солей, образованных сильными основаниями и слабыми кислотами, обратим. Равновесие гидролиза можно смещать. Согласно принципу Ле-Шателье для подавления гидролиза в данном случае следует добавить сильной щелочи (возрастет концентрация одного из продуктов реакции). Для увеличения степени гидролиза следует, наоборот, добавить кислоту, повысить температуру раствора (гидролиз — эндотермический процесс) или разбавить раствор (увеличить концентрацию исходного вещества — воды).

3. Гидролиз солей, образованных однозарядным катионом слабого основания и анионом сильной кислоты, например, NН₄Cl, АgNО₃.

NН₄Cl + Н₂О ↔ NН₄ОН + НСl

NН₄⁺ + Н₂О ↔ NН₄ОН + Н⁺

В результате гидролиза в растворах таких солей образуются ионы Н⁺ и раствор приобретает кислую реакцию (рН < 7).

Гидролиз солей, образованных многозарядным катионом слабого основания и анионом сильной кислоты, например, ZnСl₂, АlI₃. Гидролиз таких солей протекает ступенчато, причём продуктами первых ступеней гидролиза являются основные соли:

1 ступень Cu(NO₃)₂ + Н₂О ↔ СuOНNО₃ + НNО₃

Cu²⁺ + Н₂О ↔ Cu(ОН)⁺ + Н⁺

2 ступень Cu(ОН)NО₃ + Н₂О ↔ Сu(ОН)₂ + НNО₃

Сu(ОН)⁺ + Н₂О ↔ Cu(ОН)₂ + Н⁺

Растворы этих солей имеют, кислую реакцию. В холодных и умеренно концентрированных растворах солей гидролиз их практически ограничивается первой ступенью. При повышении температуры растворов, а также по мере их разбавления гидролиз солей усиливается и может протекать по второй ступени. В случае трёхзарядных катионов третья ступень гидролиза практически не протекает (ввиду накопления ионов водорода процесс смещается в сторону исходных веществ), но иногда, например, при добавлении по каплям раствора FеСl₃ в кипящую воду идёт третья стадия гидролиза и образуется Fе(ОН)₃:

Fе(ОН)₂⁺ + Н₂О ↔ Fе(ОН)₃ + Н⁺

Гидролиз солей, образованных слабыми основаниями и сильными кислотами, также обратим. Равновесие гидролиза можно смещать. Согласно принципу Ле-Шателье для подавления гидролиза в данном случае следует добавить сильной кислоты (возрастет концентрация одного из продуктов реакции). Для увеличения степени гидролиза следует, наоборот, добавить щелочи, нагреть раствор (гидролиз — эндотермический процесс) или разбавить его (увеличить концентрацию исходного вещества — воды).

4. Гидролиз солей, образованных слабым основанием и слабой кислотой. В зависимости от зарядности катиона и аниона при гидролизе солей, образованных слабым основанием и слабой кислотой, могут образоваться слабое основание и слабая кислота:

NН₄F + Н₂О ↔ NН₄ОН + НF

NН₄⁺ + F‾ + Н₂О ↔ NН₄ОН + НF

или слабая кислота и основная соль (если катион многозарядный):

Fе(СН₃СОО)₃ + Н₂О ↔ СН₃СООН + FеОН(СН₃СОО)₂

Fe³⁺ + 3СН₃СОО‾ + Н₂О ↔ СН₃СООН + (FеОН)²⁺ + 2СН₃СОО‾

или слабое основание и кислая соль (если анион многозарядный):

(NН₄)₂S + Н₂О ↔ NН₄ОН + NН₄НS

2NН₄⁺ + S^2- + Н₂О ↔ NН₄ОН + NН₄⁺ + НS‾

При гидролизе солей, образованных слабым основанием и слабой кислотой, рН раствора может быть равен ≈ 7, если образующаяся кислота и основание примерно одинаковы по силе.

Соли, образованные очень слабыми основаниями или амфотерными гидроксидами (Cr(OH)₃, Al(OH)₃) и слабыми кислотами (H₂S, H₂CO₃), подвергаются гидролизу и по катиону (катиону слабого основания), и по аниону (аниону слабой кислоты). Гидролиз таких солей происходит практически необратимо, если выделяется газ или осадок, либо если то и другое образуется одновременно. В таблице растворимости такие соли отмечены прочерком.

Например, при внесении в воду сульфида алюминия или карбоната алюминия мгновенно происходит полный необратимый гидролиз соли, в результате которого выпадает в осадок амфотерный гидроксид алюминия Al(OH)₃ и выделяется газ — сероводород H₂S или углекислый газ CO₂:

Аl₂S₃ + 6Н₂О = 2Аl(ОН)₃ + 3Н₂S

Аl₂(CО₃)₃ + 6Н₂О = 2Аl(ОН)₃ + 3Н₂О + 3СО₂

Поэтому сульфиды и карбонаты таких элементов могут быть получены только сухим путём, так как при взаимодействии с водой они полностью разлагаются.

Более сложно проходит гидролиз карбонатов двухзарядных катионов. При сливании двух растворов, один из которых содержит карбонат- ион, а другой – ион двухзарядного металла, в результате гидролиза образуется основная соль:

2ВеSО₄ + 2Nа₂СО₃ + Н₂O ↔ (Ве ОН)₂СО₃ + 2Nа₂SО₄ + СО₂

Если к раствору соли, которая гидролизуется по аниону, добавить раствор соли, которая подвергается гидролизу по катиону, то будет наблюдаться совместный гидролиз. Например, при сливании растворов карбоната натрия и хлорида алюминия наблюдается выпадение осадка гидроксида алюминия и выделение углекислого газа:

3Na₂CO₃ + 2AlCl₃ + 3H₂O = 2Al(OH)₃↓ + 3CO₂↑ + 6NaCl

6Na⁺+3CO₃^2–+2Al³⁺+6Cl^–+3H₂O = 2Al(OH)₃↓ +3CO₂↑ +6Na⁺+6Cl^–

3CO₃^2– + 2Al³⁺ + 3H₂O = 2Al(OH)₃↓ + 3CO₂↑

Нерастворимые в воде соли гидролизу практически не подвергаются.

Ионы трёхзарядных металлов (Аl³⁺, Fе³⁺, Сr³⁺) при участии карбонат-ионов подвергаются полному гидролизу.

Сr₂(CО₃)₃ + 6Н₂О = 2Сr(ОН)₃ + 3Н₂СО₃

Константа гидролиза и степень гидролиза солей. Количественно гидролиз можно охарактеризовать с помощью константы гидролиза и степени гидролиза.

Степень гидролиза (a_г) есть отношение числа молекул, подвергающихся гидролизу, к общему числу молекул в растворе. Степень гидролиза зависит от природы растворённого вещества, от концентрации (чем меньше концентрация вещества, тем больше степень гидролиза), от температуры (с увеличением температуры степень гидролиза увеличивается).