Medij postane kisel, ko se sol raztopi.

ruski jezik

Da bi razumeli, kaj je hidroliza soli, se najprej spomnimo, kako kisline in alkalije disociirajo.

Vsem kislinam je skupno to, da pri njihovi disociaciji nujno nastanejo vodikovi kationi (H +), pri disociaciji vseh alkalij pa vedno nastanejo hidroksidni ioni (OH −).

V zvezi s tem, če je v raztopini iz enega ali drugega razloga več ionov H +, se reče, da ima raztopina kislo reakcijo medija, če je OH - - alkalno reakcijo medija.

Če je s kislinami in alkalijami vse jasno, kakšna bo reakcija medija v raztopinah soli?

Na prvi pogled mora biti vedno nevtralen. In res, od kod na primer v raztopini natrijevega sulfida presežek vodikovih kationov ali hidroksidnih ionov? Sam natrijev sulfid pri disociaciji ne tvori ionov ene ali druge vrste:

Na 2 S = 2Na + + S 2-

Če pa bi se soočili na primer z vodnimi raztopinami natrijevega sulfida, natrijevega klorida, cinkovega nitrata in elektronskim pH metrom (digitalno napravo za določanje kislosti medija), bi našli nenavaden pojav. Naprava bi vam pokazala, da je pH raztopine natrijevega sulfida večji od 7, tj. obstaja očiten presežek hidroksidnih ionov. Medij raztopine natrijevega klorida bi bil nevtralen (pH = 7), raztopina Zn(NO 3) 2 pa kisla.

Edina stvar, ki izpolnjuje naša pričakovanja, je okolje raztopine natrijevega klorida. Po pričakovanjih se je izkazala za nevtralno.

Od kod pa presežek hidroksidnih ionov v raztopini natrijevega sulfida in vodikovih kationov v raztopini cinkovega nitrata?

Poskusimo ugotoviti. Da bi to naredili, moramo razumeti naslednje teoretične točke.

Vsako sol lahko razumemo kot produkt interakcije kisline in baze. Kisline in baze delimo na močne in šibke. Spomnimo se, da tiste kisline in baze, katerih stopnja disociacije je blizu 100%, imenujemo močne.

opomba: žveplovo (H 2 SO 3) in fosforno (H 3 PO 4) pogosto uvrščamo med srednje močne kisline, vendar jih je treba pri hidroliznih nalogah razvrstiti med šibke.

Kislinski ostanki šibkih kislin so sposobni reverzibilne interakcije z molekulami vode in iz njih odstranijo vodikove katione H +. Na primer, sulfidni ion, ki je kisli ostanek šibke vodikove sulfidne kisline, z njo sodeluje na naslednji način:

HS − + H 2 O ↔ H 2 S + OH −

Kot lahko vidite, se zaradi te interakcije tvori presežek hidroksidnih ionov, ki so odgovorni za alkalno reakcijo medija. To pomeni, da kisli ostanki šibkih kislin povečajo alkalnost okolja. V primeru solnih raztopin, ki vsebujejo take kisle ostanke, velja, da zanje obstaja anionska hidroliza.

Kislinski ostanki močnih kislin, za razliko od šibkih, ne delujejo z vodo. To pomeni, da ne vplivajo na pH vodne raztopine. Na primer, kloridni ion, ki je kisli ostanek močne klorovodikove kisline, ne reagira z vodo:

To pomeni, da kloridni ioni ne vplivajo na pH raztopine.

Od kovinskih kationov lahko le tisti, ki ustrezajo šibkim bazam, sodelujejo z vodo. Na primer kation Zn 2+, ki ustreza šibki bazi cinkovega hidroksida. V vodnih raztopinah cinkovih soli potekajo naslednji procesi:

Zn 2+ + H 2 O ↔ Zn(OH) + + H +

Zn(OH) + + H 2 O ↔ Zn(OH) + + H +

Kot je razvidno iz zgornjih enačb, se zaradi interakcije cinkovih kationov z vodo v raztopini kopičijo vodikovi kationi, ki povečujejo kislost okolja, to je znižanje pH. Če sol vsebuje katione, ki ustrezajo šibkim bazam, v tem primeru rečemo, da je sol hidrolizira pri kationu.

Kovinski kationi, ki ustrezajo močnim bazam, ne delujejo z vodo. Na primer, kation Na + ustreza močni bazi - natrijevemu hidroksidu. Zato natrijevi ioni ne reagirajo z vodo in na noben način ne vplivajo na pH raztopine.

Tako lahko na podlagi zgoraj navedenega soli razdelimo na 4 vrste, in sicer tiste, ki nastanejo:

1) močan temelj in močno kislino

Takšne soli ne vsebujejo niti kislih ostankov niti kovinskih kationov, ki medsebojno delujejo z vodo, tj. lahko vpliva na pH vodne raztopine. Raztopine takih soli imajo nevtralno reakcijsko okolje. Za takšne soli pravijo, da jih niso podvrženi hidrolizi.

Primeri: Ba(NO 3) 2, KCl, Li 2 SO 4 itd.

2) močna baza in šibka kislina

V raztopinah takih soli z vodo reagirajo le kisli ostanki. sreda vodne raztopine takšne soli so alkalne, v zvezi s tovrstnimi solmi pravijo, da so hidrolizirajo pri anionu

Primeri: NaF, K 2 CO 3, Li 2 S itd.

3) šibka baza in močna kislina

V takih soli kationi reagirajo z vodo, kisli ostanki pa ne reagirajo - hidroliza soli s kationom, okolje je kislo.

Primeri: Zn(NO 3) 2, Fe 2 (SO 4) 3, CuSO 4 itd.

4) šibka baza in šibka kislina.

Tako kationi kot anioni kislih ostankov reagirajo z vodo. Pojavi se hidroliza tovrstnih soli tako kation kot anion. Pogosto so takšne soli podvržene ireverzibilna hidroliza.

Kaj pomeni, da so nepovratno hidrolizirani?

Ker v tem primeru tako kovinski kationi (ali NH 4 +) kot anioni kislega ostanka reagirajo z vodo, se v raztopini pojavijo tako H + ioni kot OH − ioni, ki tvorijo izjemno slabo disociirajočo snov - vodo (H 2 O) .

To pa vodi v dejstvo, da soli, ki jih tvorijo kisli ostanki šibkih baz in šibkih kislin, ni mogoče dobiti. reakcije izmenjave, ampak samo sinteza trdne faze ali pa jih sploh ni mogoče dobiti. Na primer, pri mešanju raztopine aluminijevega nitrata z raztopino natrijevega sulfida namesto pričakovane reakcije:

2Al(NO 3) 3 + 3Na 2 S = Al 2 S 3 + 6NaNO 3 (− reakcija ne poteka tako!)

Opažena je naslednja reakcija:

2Al(NO 3) 3 + 3Na 2 S + 6H 2 O= 2Al(OH) 3 ↓+ 3H 2 S + 6NaNO 3

Vendar pa je aluminijev sulfid mogoče zlahka pridobiti s taljenjem aluminijevega prahu z žveplom:

2Al + 3S = Al 2 S 3

Ko vodi dodamo aluminijev sulfid, pride do ireverzibilne hidrolize, tako kot pri poskusu pridobivanja v vodni raztopini.

Al 2 S 3 + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 ↓ + 3H 2 S

Predavanje: Hidroliza soli. Okolje vodne raztopine: kislo, nevtralno, alkalno

Hidroliza soli

Še naprej preučujemo vzorce pojavljanja kemične reakcije. Med preučevanjem teme ste izvedeli, da se med elektrolitsko disociacijo v vodni raztopini delci snovi, ki sodelujejo v reakciji, raztopijo v vodi. To je hidroliza. Različne anorganske in organske snovi, zlasti sol. Brez razumevanja procesa hidrolize soli ne boste mogli razložiti pojavov, ki se pojavljajo v živih organizmih.

Bistvo hidrolize soli je izmenjava medsebojnega delovanja ionov (kationov in anionov) soli z molekulami vode. Kot rezultat, šibek elektrolit– nizko disociacijska spojina. V vodni raztopini se pojavi presežek prostih H + ali OH - ionov. Zapomnite si, pri disociaciji katerih elektrolitov nastanejo H + ioni in kateri OH - ioni. Kot ste uganili, imamo v prvem primeru opravka s kislino, kar pomeni, da bo vodni medij z ioni H + kisel. V drugem primeru alkalno. V sami vodi je medij nevtralen, saj rahlo disociira na H + in OH - ione enake koncentracije.

Naravo okolja lahko določimo s pomočjo indikatorjev. Fenolftalein zazna alkalno okolje in raztopino obarva škrlatno. Lakmus postane rdeč, ko je izpostavljen kislini, vendar ostane moder, ko je izpostavljen alkaliji. Metil oranžna - oranžna, v alkalnem okolju postane rumena, kislo okolje– roza. Vrsta hidrolize je odvisna od vrste soli.

Vrste soli

Torej, katera koli sol je lahko interakcija kisline in baze, ki je, kot razumete, lahko močna in šibka. Močni so tisti, katerih stopnja disociacije α je blizu 100 %. Ne smemo pozabiti, da žveplovo (H 2 SO 3) in fosforno (H 3 PO 4) kislino pogosto uvrščamo med srednje močne kisline. Pri reševanju problemov hidrolize je treba te kisline uvrstiti med šibke.

kisline:

Močna: HCl; HBr; Hl; HNO3; HClO4; H2SO4. Njihovi kisli ostanki ne delujejo z vodo.

Šibko: HF; H2CO3; H2Si03; H2S; HNO2; H2SO3; H3PO4; organske kisline. Njihovi kisli ostanki medsebojno delujejo z vodo in jemljejo vodikove katione H+ iz njenih molekul.

Razlogi:

Močna: topni kovinski hidroksidi; Ca(OH)2; Sr(OH)2. Njihovi kovinski kationi ne delujejo z vodo.

Šibki: netopni kovinski hidroksidi; Amonijev hidroksid (NH 4 OH). Kovinski kationi tukaj medsebojno delujejo z vodo.

Na podlagi tega materiala, razmislitevrste soli :

Soli z močno bazo in močno kislino. Na primer: Ba (NO 3) 2, KCl, Li 2 SO 4. Lastnosti: ne delujejo z vodo, kar pomeni, da niso predmet hidrolize. Raztopine takih soli imajo nevtralno reakcijsko okolje.

Soli z močno bazo in šibko kislino. Na primer: NaF, K 2 CO 3, Li 2 S. Značilnosti: kisli ostanki teh soli medsebojno delujejo z vodo, na anionu pride do hidrolize. Medij vodnih raztopin je alkalni.

Soli s šibko bazo in močno kislino. Na primer: Zn(NO 3) 2, Fe 2 (SO 4) 3, CuSO 4. Značilnosti: samo kovinski kationi komunicirajo z vodo, pride do hidrolize kationa. Okolje je kislo.

Soli s šibko bazo in šibko kislino. Na primer: CH 3 COONH 4, (NH 4) 2 CO 3, HCOONH 4. Značilnosti: tako kationi kot anioni kislih ostankov medsebojno delujejo z vodo, na kationu in anionu pride do hidrolize.

Primer hidrolize pri kationu in tvorba kislega medija:

Hidroliza železovega klorida FeCl 2

FeCl 2 + H 2 O ↔ Fe(OH)Cl + HCl(molekularna enačba)

Fe 2+ + 2Cl - + H + + OH - ↔ FeOH + + 2Cl - + H+ (polna ionska enačba)

Fe 2+ + H 2 O ↔ FeOH + + H + (skrajšana ionska enačba)

Primer hidrolize z anionom in nastanek alkalnega okolja:

Hidroliza natrijevega acetata CH 3 COONa

CH 3 COONa + H 2 O ↔ CH 3 COOH + NaOH(molekularna enačba)

Na + + CH 3 COO - + H 2 O ↔ Na + + CH 3 COOH + OH- (polna ionska enačba)

CH 3 COO - + H 2 O ↔ CH 3 COOH + OH -(kratka ionska enačba)

Primer kohidrolize:

• Hidroliza aluminijevega sulfida Al2S 3

Al 2 S 3 + 6H2O ↔ 2Al(OH) 3 ↓+ 3H 2 S

V tem slučaju vidimo popolno hidrolizo, do katere pride, ako sol tvorita šibka netopna ali hlapna baza in šibka netopna ali hlapna kislina. V tabeli topnosti so na takšnih soli črtice. Če med reakcijo ionske izmenjave nastane sol, ki ne obstaja v vodni raztopini, potem morate napisati reakcijo te soli z vodo.

Na primer:

2FeCl 3 + 3Na 2 CO 3 ↔ Fe 2 (CO 3) 3+ 6NaCl

Fe 2 (CO 3) 3+ 6H 2 O ↔ 2Fe(OH) 3 + 3H 2 O + 3CO 2

Seštejemo ti dve enačbi, kar se ponovi v levi in desni deli, okrajšano:

2FeCl 3 + 3Na 2 CO 3 + 3H 2 O ↔ 6NaCl + 2Fe(OH) 3 ↓ + 3CO 2

Kemično lahko pH raztopine določimo s kislinsko-bazičnimi indikatorji.

Kislinsko-bazični indikatorji so organske snovi, katerih barva je odvisna od kislosti medija.

Najpogostejši indikatorji so lakmus, metiloranž in fenolftalein. Lakmus se v kislem okolju obarva rdeče, v alkalnem pa modro. Fenolftalein je v kislem okolju brezbarven, v alkalnem pa postane škrlaten. V kislem okolju se metiloranž obarva rdeče, v alkalnem pa rumeno.

V laboratorijski praksi se pogosto mešajo številni indikatorji, izbrani tako, da se barva mešanice spreminja v širokem območju pH vrednosti. Z njihovo pomočjo lahko določite pH raztopine z natančnostjo ena. Te mešanice se imenujejo univerzalni indikatorji.

Obstajajo posebne naprave - pH-metri, s katerimi lahko določite pH raztopin v območju od 0 do 14 z natančnostjo 0,01 pH enote.

Hidroliza soli

Ko se nekatere soli raztopijo v vodi, se poruši ravnotežje procesa disociacije vode in s tem se spremeni pH okolja. To je zato, ker soli reagirajo z vodo.

Hidroliza soli – kemična izmenjava medsebojnega delovanja raztopljenih solnih ionov z vodo, ki vodi do nastanka šibko disociirajočih produktov (molekul šibkih kislin ali baz, anionov kislinskih soli ali kationov bazičnih soli) in spremlja spremembo pH medija.

Razmislimo o procesu hidrolize glede na naravo baz in kislin, ki tvorijo sol.

Soli, ki jih tvorijo močne kisline in močne baze (NaCl, kno3, Na2so4 itd.).

recimo da ko natrijev klorid reagira z vodo, pride do reakcije hidrolize, da nastane kislina in baza:

NaCl + H 2 O ↔ NaOH + HCl

Da bi dobili pravilno predstavo o naravi te interakcije, zapišimo reakcijsko enačbo v ionski obliki, pri čemer upoštevamo, da je edina šibko disociirajoča spojina v tem sistemu voda:

Na + + Cl - + HOH ↔ Na + + OH - + H + + Cl -

Pri izničevanju enakih ionov na levi in ​​desni strani enačbe ostane enačba disociacije vode:

H 2 O ↔ H + + OH -

Kot lahko vidite, v raztopini ni presežka H + ali OH - ionov v primerjavi z njihovo vsebnostjo v vodi. Poleg tega ne nastanejo nobene druge šibko disociirajoče ali težko topne spojine. Iz tega sklepamo, da soli, ki jih tvorijo močne kisline in baze, se ne hidrolizirajo, reakcija raztopin teh soli pa je enaka kot v vodi, nevtralna (pH = 7).

Pri sestavljanju ionsko-molekularnih enačb za reakcije hidrolize je potrebno:

1) zapišite enačbo disociacije soli;

2) določite naravo kationa in aniona (poiščite kation šibke baze ali anion šibke kisline);

3) zapišite ionsko-molekularno enačbo reakcije, pri čemer upoštevajte, da je voda šibek elektrolit in da mora biti vsota nabojev na obeh straneh enačbe enaka.

Soli, ki jih tvorita šibka kislina in močna baza

(Na 2 CO 3 , K 2 S, CH 3 COONa in itd. .)

Razmislite o reakciji hidrolize natrijevega acetata. Ta sol v raztopini razpade na ione: CH 3 COONa ↔ CH 3 COO - + Na + ;

Na + je kation močne baze, CH 3 COO - je anion šibke kisline.

Kationi Na + ne morejo vezati vodnih ionov, saj NaOH, močna baza, popolnoma razpade na ione. Anioni šibke ocetne kisline CH 3 COO - vežejo vodikove ione in tvorijo rahlo disociirano ocetno kislino:

CH 3 COO - + HON ↔ CH 3 COOH + OH -

Vidimo, da je zaradi hidrolize CH 3 COONa v raztopini nastal presežek hidroksidnih ionov, reakcija medija pa je postala alkalna (pH > 7).

Tako lahko sklepamo, da soli, ki jih tvorita šibka kislina in močna baza, se hidrolizirajo pri anionu ( An n - ). V tem primeru anioni soli vežejo H ione + , in OH ioni se kopičijo v raztopini - , ki povzroči alkalno okolje (pH>7):

An n - + HOH ↔ Han (n -1)- + OH - , (pri n=1 nastane HAn – šibka kislina).

Hidroliza soli, ki jih tvorijo di- in tribazične šibke kisline in močne baze, poteka postopoma

Oglejmo si hidrolizo kalijevega sulfida. K 2 S disociira v raztopini:

K 2 S ↔ 2K + + S 2- ;

K + je kation močne baze, S 2 je anion šibke kisline.

Kalijevi kationi ne sodelujejo pri reakciji hidrolize, le šibki hidrosulfidni anioni sodelujejo z vodo. Pri tej reakciji je prva stopnja tvorba šibko disociirajočih HS - ionov, druga stopnja pa tvorba šibke kisline H 2 S:

1. stopnja: S 2- + HOH ↔ HS - + OH - ;

2. stopnja: HS - + HOH ↔ H 2 S + OH - .

OH ioni, ki nastanejo v prvi stopnji hidrolize, bistveno zmanjšajo verjetnost hidrolize v naslednji stopnji. Kot rezultat praktični pomen običajno ima proces, ki se pojavi samo v prvi fazi, ki je praviloma omejena na ocenjevanje hidrolize soli v normalnih pogojih.

Hidroliza soli. Okolje vodne raztopine: kislo, nevtralno, alkalno

Po teoriji elektrolitske disociacije v vodni raztopini delci topljenca medsebojno delujejo z molekulami vode. Takšna interakcija lahko vodi do reakcije hidrolize (iz grščine. hidro- voda, liza- gnitje, razkroj).

Hidroliza je reakcija presnovne razgradnje snovi z vodo.

Hidrolizirajo se različne snovi: anorganske - soli, kovinski karbidi in hidridi, nemetalni halogenidi; organski - haloalkani, estri in maščobe, ogljikovi hidrati, beljakovine, polinukleotidi.

Vodne raztopine soli imajo različne pomene pH in različne vrste medijev - kislo ($pH 7$), nevtralno ($pH = 7$). To je razloženo z dejstvom, da so soli v vodnih raztopinah lahko podvržene hidrolizi.

Bistvo hidrolize je izmenjava kemična interakcija kationi ali anioni soli z molekulami vode. Kot rezultat te interakcije nastane rahlo disociacijska spojina (šibek elektrolit). In v vodni raztopini soli se pojavi presežek prostih ionov $H^(+)$ ali $OH^(-)$ in raztopina soli postane kisla oziroma alkalna.

Razvrstitev soli

Vsako sol lahko razumemo kot produkt reakcije baze s kislino. Na primer, sol $KClO$ tvorita močna baza $KOH$ in šibka kislina $HClO$.

Glede na jakost baze in kisline ločimo štiri vrste soli.

Oglejmo si obnašanje soli različnih vrst v raztopini.

1. Soli, ki jih tvorita močna baza in šibka kislina.

Na primer, sol kalijevega cianida $KCN$ tvorita močna baza $KOH$ in šibka kislina $HCN$:

$(KOH)↙(\text"močna monokislinska baza") ←KCN→(HCN)↙(\text"šibka monokislina")$

1) rahla reverzibilna disociacija molekul vode (zelo šibek amfoteren elektrolit), ki jo lahko poenostavimo z enačbo

$H_2O(⇄)↖(←)H^(+)+OH^(-);$

$KCN=K^(+)+CN^(-)$

Pri teh procesih nastali ioni $Н^(+)$ in $CN^(-)$ medsebojno delujejo in se vežejo v molekule šibkega elektrolita - cianovodikove kisline $HCN$, medtem ko hidroksid - $ОН^(-) $ ion ostane v raztopini, kar določa njegovo alkalno okolje. Do hidrolize pride pri anionu $CN^(-)$.

Zapišimo celotno ionsko enačbo potekajočega procesa (hidroliza):

$K^(+)+CN^(-)+H_2O(⇄)↖(←)HCN+K^(+)+OH^(-).$

Ta proces je reverzibilen in kemijsko ravnovesje premaknjena v levo (proti tvorbi izhodnih snovi), ker voda je veliko šibkejši elektrolit kot cianovodikova kislina $HCN$.

$CN^(-)+H_2O⇄HCN+OH^(-).$

Enačba kaže, da:

a) v raztopini so prosti hidroksidni ioni $OH^(-)$, njihova koncentracija pa je večja kot v čisti vodi, zato ima raztopina soli $KCN$ alkalno okolje($pH > 7$);

b) $CN^(-)$ ioni sodelujejo pri reakciji z vodo, v tem primeru tako pravijo anionska hidroliza. Drugi primeri anionov, ki reagirajo z vodo:

Oglejmo si hidrolizo natrijevega karbonata $Na_2CO_3$.

$(NaOH)↙(\text"močna monokislinska baza") ←Na_2CO_3→(H_2CO_3)↙(\text"šibka dvobazična kislina")$

Do hidrolize soli pride pri anionu $CO_3^(2-)$.

$2Na^(+)+CO_3^(2-)+H_2O(⇄)↖(←)HCO_3^(-)+2Na^(+)+OH^(-).$

$CO_2^(2-)+H_2O⇄HCO_3^(-)+OH^(-).$

Izdelki hidrolize - kisla sol$NaHCO_3$ in natrijev hidroksid $NaOH$.

Medij vodne raztopine natrijevega karbonata je bazičen ($pH > 7$), ker se koncentracija $OH^(-)$ ionov v raztopini poveča. Kisla sol$NaHCO_3$ je lahko tudi podvržen hidrolizi, ki se zgodi v zelo majhni meri in jo lahko zanemarimo.

Če povzamemo, kaj ste se naučili o anionski hidrolizi:

a) glede na anion se soli praviloma hidrolizirajo reverzibilno;

b) kemijsko ravnovesje pri takih reakcijah je močno premaknjeno v levo;

c) reakcija medija v raztopinah podobnih soli je alkalna ($pH > 7$);

d) pri hidrolizi soli, ki jih tvorijo šibke polibazične kisline, nastanejo kisle soli.

2. Soli, ki jih tvorita močna kislina in šibka baza.

Oglejmo si hidrolizo amonijevega klorida $NH_4Cl$.

$(NH_3·H_2O)↙(\text"šibka monokislinska baza") ←NH_4Cl→(HCl)↙(\text"močna monobazična kislina")$

V vodni raztopini soli potekata dva procesa:

1) rahla reverzibilna disociacija molekul vode (zelo šibek amfoteren elektrolit), ki jo lahko poenostavimo z enačbo:

$H_2O(⇄)↖(←)H^(+)+OH^(-)$

2) popolna disociacija soli (močan elektrolit):

$NH_4Cl=NH_4^(+)+Cl^(-)$

Nastali ioni $OH^(-)$ in $NH_4^(+)$ medsebojno delujejo, da proizvedejo $NH_3·H_2O$ (šibek elektrolit), medtem ko ioni $H^(+)$ ostanejo v raztopini, kar povzroči najbolj kislo okolje.

Popolna ionska enačba za hidrolizo je:

$NH_4^(+)+Cl^(-)+H_2O(⇄)↖(←)H^(+)+Cl^(-)NH_3·H_2O$

Proces je reverzibilen, kemijsko ravnovesje se premakne v smeri tvorbe izhodnih snovi, ker voda $Н_2О$ je veliko šibkejši elektrolit kot amonijev hidrat $NH_3·H_2O$.

Skrajšana ionska enačba za hidrolizo:

$NH_4^(+)+H_2O⇄H^(+)+NH_3·H_2O.$

Enačba kaže, da:

a) v raztopini so prosti vodikovi ioni $H^(+)$, njihova koncentracija pa je večja kot v čisti vodi, zato ima raztopina soli kislo okolje($pH

b) pri reakciji z vodo sodelujejo amonijevi kationi $NH_4^(+)$; v tem primeru pravijo, da prihaja hidroliza s kationom.

V reakciji z vodo lahko sodelujejo tudi večnabiti kationi: dvojno napolnjena$М^(2+)$ (na primer $Ni^(2+), Cu^(2+), Zn^(2+)…$), razen kationov zemeljskoalkalijskih kovin, tri-polnilec$M^(3+)$ (na primer $Fe^(3+), Al^(3+), Cr^(3+)…$).

Oglejmo si hidrolizo nikljevega nitrata $Ni(NO_3)_2$.

$(Ni(OH)_2)↙(\text"šibka dikislinska baza") ←Ni(NO_3)_2→(HNO_3)↙(\text"močna monobazična kislina")$

Do hidrolize soli pride pri kationu $Ni^(2+)$.

Popolna ionska enačba za hidrolizo je:

$Ni^(2+)+2NO_3^(-)+H_2O(⇄)↖(←)NiOH^(+)+2NO_3^(-)+H^(+)$

Skrajšana ionska enačba za hidrolizo:

$Ni^(2+)+H_2O⇄NiOH^(+)+H^(+).$

Izdelki hidrolize - bazična sol$NiOHNO_3$ in dušikova kislina$HNO_3$.

Medij vodne raztopine nikljevega nitrata je kisel ($рН

Hidroliza soli $NiOHNO_3$ se pojavi v veliko manjšem obsegu in jo lahko zanemarimo.

Če povzamemo, kaj ste se naučili o kationski hidrolizi:

a) glede na kation so soli praviloma hidrolizirane reverzibilno;

b) kemijsko ravnotežje reakcij je močno premaknjeno v levo;

c) reakcija medija v raztopinah takih soli je kisla ($pH

d) pri hidrolizi soli, ki jo tvorijo šibke polikislinske baze, nastanejo bazične soli.

3. Soli, ki jih tvorita šibka baza in šibka kislina.

Očitno vam je že jasno, da takšne soli hidrolizirajo tako kation kot anion.

Šibek bazni kation veže ione $OH^(-)$ iz molekul vode, pri čemer nastane šibka podlaga; anion šibke kisline veže $H^(+)$ ione iz molekul vode in tvori šibka kislina. Reakcija raztopin teh soli je lahko nevtralna, šibko kisla ali rahlo alkalna. To je odvisno od disociacijskih konstant dveh šibkih elektrolitov - kisline in baze, ki nastaneta kot posledica hidrolize.

Na primer, upoštevajte hidrolizo dveh soli: amonijevega acetata $NH_4(CH_3COO)$ in amonijevega formata $NH_4(HCOO)$:

1) $(NH_3·H_2O)↙(\text"šibka monokislinska baza") ←NH_4(CH_3COO)→(CH_3COOH)↙(\text"močna monobazična kislina");$

2) $(NH_3·H_2O)↙(\text"šibka monokislinska baza") ←NH_4(HCOO)→(HCOOH)↙(\text"šibka monobazična kislina").$

V vodnih raztopinah teh soli šibki bazični kationi $NH_4^(+)$ medsebojno delujejo s hidroksi ioni $OH^(-)$ (spomnimo se, da voda disociira $H_2O⇄H^(+)+OH^(-)$), in anioni šibke kisline $CH_3COO^(-)$ in $HCOO^(-)$ medsebojno delujejo s kationi $Н^(+)$ in tvorijo molekule šibkih kislin - ocetne $CH_3COOH$ in mravljinčne $HCOOH$.

Zapišimo ionske enačbe hidroliza:

1) $CH_3COO^(-)+NH_4^(+)+H_2O⇄CH_3COOH+NH_3·H_2O;$

2) $HCOO^(-)+NH_4^(+)+H_2O⇄NH_3·H_2O+HCOOH.$

Tudi v teh primerih je hidroliza reverzibilna, vendar se ravnotežje premakne v smeri tvorbe produktov hidrolize - dveh šibkih elektrolitov.

V prvem primeru je medij raztopine nevtralen ($pH = 7$), ker $K_D(CH_3COOH)=K+D(NH_3·H_2O)=1,8·10^(-5)$. V drugem primeru je medij raztopine šibko kisel ($pH

Kot ste že opazili, je hidroliza večine soli reverzibilen proces. V stanju kemijskega ravnovesja se hidrolizira le del soli. Nekatere soli pa voda popolnoma razgradi, t.j. njihova hidroliza je ireverzibilen proces.

V tabeli "Topnost kislin, baz in soli v vodi" boste našli opombo: "razgradijo se v vodnem okolju" - to pomeni, da so takšne soli podvržene nepovratni hidrolizi. Na primer, aluminijev sulfid $Al_2S_3$ v vodi je podvržen ireverzibilni hidrolizi, saj ione $H^(+)$, ki se pojavijo med hidrolizo kationa, vežejo ioni $OH^(-)$, ki nastanejo med hidrolizo aniona. To poveča hidrolizo in povzroči nastanek netopnega aluminijevega hidroksida in plina vodikovega sulfida:

$Al_2S_3+6H_2O=2Al(OH)_3↓+3H_2S$

Zato aluminijevega sulfida $Al_2S_3$ ni mogoče dobiti z reakcijo izmenjave med vodnimi raztopinami dveh soli, na primer aluminijevega klorida $AlCl_3$ in natrijevega sulfida $Na_2S$.

Možni so tudi drugi primeri ireverzibilne hidrolize, ki jih ni težko predvideti, saj je za ireverzibilnost procesa potrebno, da vsaj eden od produktov hidrolize zapusti reakcijsko sfero.

Če povzamemo, kaj ste se naučili o kationski in anionski hidrolizi:

a) če se soli hidrolizirajo tako pri kationu kot pri anionu reverzibilno, se kemijsko ravnovesje v reakcijah hidrolize premakne v desno;

b) reakcija medija je nevtralna, ali šibko kisla, ali šibko alkalna, kar je odvisno od razmerja disociacijskih konstant nastale baze in kisline;

c) soli lahko ireverzibilno hidrolizirajo tako kation kot anion, če vsaj eden od produktov hidrolize zapusti reakcijsko sfero.

4. Soli, ki jih tvorita močna baza in močna kislina, ne hidrolizirajo.

Do te ugotovitve ste očitno prišli sami.

Oglejmo si obnašanje kalijevega klorida $KCl$ v raztopini.

$(KOH)↙(\text"močna monokislinska baza") ←KCl→(HCl)↙(\text"močna monokislinska baza").$

Sol v vodni raztopini disociira na ione ($KCl=K^(+)+Cl^(-)$), vendar pri interakciji z vodo ne more nastati šibek elektrolit. Medij raztopine je nevtralen ($pH=7$), ker koncentraciji $H^(+)$ in $OH^(-)$ ionov v raztopini sta enaki, kot v čisti vodi.

Drugi primeri takih soli vključujejo halogenide alkalijskih kovin, nitrate, perklorate, sulfate, kromate in dikromate, halogenide zemeljskoalkalijskih kovin (razen fluoridov), nitrate in perklorate.

Prav tako je treba opozoriti, da reakcija reverzibilne hidrolize popolnoma upošteva Le Chatelierjevo načelo. zato se lahko poveča hidroliza soli(in ga celo narediti nepovratnega) na naslednje načine:

a) dodajte vodo (zmanjšajte koncentracijo);

b) segrejte raztopino in s tem povečajte endotermno disociacijo vode:

$H_2O⇄H^(+)+OH^(-)-57$ kJ,

kar pomeni, da se poveča količina $H^(+)$ in $OH^(-)$, ki sta potrebna za hidrolizo soli;

c) veže enega od produktov hidrolize v težko topno spojino ali odstrani enega od produktov v plinsko fazo; na primer, hidroliza amonijevega cianida $NH_4CN$ bo znatno povečana zaradi razgradnje amonijevega hidrata v amoniak $NH_3$ in vodo $H_2O$:

$NH_4^(+)+CN^(-)+H_2O⇄NH_3·H_2O+HCN.$

$NH_3()↖(⇄)H_2$

Hidroliza soli

Legenda:

Hidrolizo lahko zavremo (občutno zmanjšamo količino hidrolizirane soli) z naslednjim:

a) povečati koncentracijo raztopljene snovi;

b) ohladite raztopino (za zmanjšanje hidrolize je treba raztopine soli hraniti koncentrirane in pri nizkih temperaturah);

c) v raztopino uvedemo enega od produktov hidrolize; na primer raztopino nakisajte, če je njeno okolje zaradi hidrolize kislo, ali alkalizirajte, če je alkalno.

Pomen hidrolize

Hidroliza soli je praktična in biološki pomen. Tudi v starih časih so pepel uporabljali kot detergent. Pepel vsebuje kalijev karbonat $K_2CO_3$, ki v vodi hidrolizira v anion, vodna raztopina postane milna zaradi ionov $OH^(-)$, ki nastanejo med hidrolizo.

Trenutno v vsakdanjem življenju uporabljamo milo, pralne praške in druge detergente. Glavna sestavina mila so natrijeve in kalijeve soli višjih maščobnih kislin. karboksilne kisline: stearati, palmitati, ki so hidrolizirani.

Hidrolizo natrijevega stearata $C_(17)H_(35)COONa$ izrazimo z naslednjo ionsko enačbo:

$C_(17)H_(35)COO^(-)+H_2O⇄C_(17)H_(35)COOH+OH^(-)$,

tiste. raztopina ima rahlo alkalno okolje.

Soli so posebej dodane sestavi pralnih praškov in drugih detergentov. anorganske kisline(fosfati, karbonati), ki povečajo učinek čiščenja s povečanjem pH okolja.

Fotografski razvijalec vsebuje soli, ki ustvarjajo potrebno alkalno okolje raztopine. To so natrijev karbonat $Na_2CO_3$, kalijev karbonat $K_2CO_3$, boraks $Na_2B_4O_7$ in druge soli, ki hidrolizirajo pri anionu.

Če je kislost tal nezadostna, rastline razvijejo bolezen, imenovano kloroza. Njeni znaki so rumenenje ali beljenje listov, zaostala rast in razvoj. Če je $pH_(tla) > 7,5$, mu dodamo gnojilo z amonijevim sulfatom $(NH_4)_2SO_4$, ki pomaga povečati kislost zaradi hidrolize kationa, ki se pojavi v tleh:

$NH_4^(+)+H_2O⇄NH_3·H_2O$

Neprecenljivo biološko vlogo hidroliza nekaterih soli, ki sestavljajo naše telo. Na primer, kri vsebuje natrijev bikarbonat in natrijev hidrogenfosfat. Njihova vloga je vzdrževati določeno reakcijo okolja. To se zgodi zaradi premika v ravnovesju hidroliznih procesov:

$HCO_3^(-)+H_2O⇄H_2CO_3+OH^(-)$

$HPO_4^(2-)+H_2O⇄H_2PO_4^(-)+OH^(-)$

Če je v krvi presežek $H^(+)$ ionov, se ti vežejo na $OH^(-)$ hidroksidne ione in ravnovesje se premakne v desno. S presežkom $OH^(-)$ hidroksidnih ionov se ravnovesje premakne v levo. Zaradi tega kislost krvi pri zdravem človeku rahlo niha.

Drug primer: človeška slina vsebuje $HPO_4^(2-)$ ione. Zahvaljujoč njim se v ustni votlini vzdržuje določeno okolje ($pH=7-7,5$).