Середовище стає кислою при розчиненні солі. Гідроліз солей. Серед водних розчинів: кисла, нейтральна, лужна

Для того, щоб зрозуміти, що таке гідроліз солей, згадаємо для початку, як диссоциируют кислоти і луги.

Спільним між усіма кислотами є те, що при їх дисоціації обов'язково утворюються катіони водню (Н +), при дисоціації же всіх лугів завжди утворюються гідроксид-іони (ОН -).

У зв'язку з цим, якщо в розчині, з тих чи інших причин, більше іонів Н + кажуть, що розчин має кислу реакцію середовища, якщо ВІН - - лужну реакцію середовища.

Якщо з кислотами і лугами все зрозуміло, то яка ж реакція середовища буде в розчинах солей?

На перший погляд, вона завжди повинна бути нейтральною. І правда ж, звідки, наприклад, в розчині сульфіду натрію взятися надлишку катіонів водню або гідроксид-іонів. Сам сульфід натрію при дисоціації не утворює іонів жодного, ні іншого типу:

Na 2 S \u003d 2Na + + S 2

Проте, якби перед вами опинилися, наприклад, водні розчини сульфіду натрію, хлориду натрію, нітрату цинку і електронний pH-метр (цифровий прилад для визначення кислотності середовища) ви б виявили незвичайне явище. Прилад показав би вам, що рН розчину сульфіду натрію більше 7, тобто в ньому явний надлишок гідроксид-іонів. Середа розчину хлориду натрію виявилася б нейтральною (pH \u003d 7), а розчину Zn (NO 3) 2 кислої.

Єдине, що відповідає нашим очікуванням - це середовище розчину хлориду натрію. Вона виявилася нейтральною, як і передбачалося.

Але звідки ж взявся надлишок гідроксид-іонів в розчині сульфіду натрію, і катіонів-водню в розчині нітрату цинку?

Спробуємо розібратися. Для цього нам потрібно засвоїти такі теоретичні моменти.

Будь-яку сіль можна уявити як продукт взаємодії кислоти і підстави. Кислоти і підстави діляться на сильні і слабкі. Нагадаємо, що сильними називають ті кислоти, і підстави, ступінь дисоціації, яких близька до 100%.

примітка: сірчисту (H 2 SO 3) і фосфорну (H 3 PO 4) частіше відносять до кислот середньої сили, але при розгляді завдань по гідролізу потрібно відносити їх до слабких.

Кислотні залишки слабких кислот, здатні оборотно взаємодіяти з молекулами води, відриваючи від них катіони водню H +. Наприклад, сульфід-іон, будучи кислотним залишком слабкою сірководневою кислоти, взаємодіє з нею в такий спосіб:

S 2 + H 2 O ↔ HS - + OH -

HS - + H 2 O ↔ H 2 S + OH -

Як можна бачити, в результаті такої взаємодії утворюється надлишок гідроксид-іонів, що відповідає за лужну реакцію середовища. Тобто кислотні залишки слабких кислот збільшують лужність середовища. У разі розчинів солей містять такі кислотні залишки говорять, що для них спостерігається гідроліз за аніоном.

Кислотні залишки сильних кислот, на відміну від слабких, з водою не взаємодіють. Тобто вони не впливають на pH водного розчину. Наприклад, хлорид-іон, будучи кислотним залишком сильної соляної кислоти, З водою не реагує:

Тобто, хлорид-іони, не впливають на pН розчину.

З катіонів металів, так само з водою здатні взаємодіяти тільки ті, яким відповідають слабкі підстави. Наприклад, катіон Zn 2+, якому відповідав би слабка основа гідроксид цинку. У водних розчинах солей цинку протікають процеси:

Zn 2+ + H 2 O ↔ Zn (OH) + + H +

Zn (OH) + + H 2 O ↔ Zn (OH) + + H +

Як можна бачити з рівнянь вище, в результаті взаємодії катіонів цинку з водою, в розчині накопичуються катіони водню, що підвищують кислотність середовища, тобто знижують pH. Якщо до складу солі, входять катіони, яким відповідають слабкі підстави, в цьому випадку говорять що сіль гідролізується по катіону.

Катіони металів, яким відповідають сильні підстави, з водою не взаємодіють. Наприклад, катиону Na + відповідає серйозна причина - гідроксид натрію. Тому іони натрію з водою не реагують і ніяк не впливають на pH розчину.

Таким чином, виходячи з вищесказаного солі можна розділити на 4 типи, а саме, утворені:

1) сильною основою і сильною кислотою,

Такі солі не містять ні кислотних залишків, ні катіонів металів, які взаємодіють з водою, тобто здатних вплинути на pH водного розчину. Розчини таких солей мають нейтральну реакцію середовища. Про такі солі кажуть, що вони нЕ піддаються гідролізу.

приклади: Ba (NO 3) 2, KCl, Li 2 SO 4 і т.д.

2) сильною основою і слабкою кислотою

У розчинах таких солей, з водою реагують тільки кислотні залишки. середа водних розчинів таких солей лужна, щодо солей такого типу кажуть, що вони гідролізуються по аніону

приклади: NaF, K 2 CO 3, Li 2 S і т.д.

3) слабкою основою і сильною кислотою

У таких солей з водою реагують катіони, а кислотні залишки не реагують - гідроліз солі за катіоном, Середовище кисле.

приклади: Zn (NO 3) 2, Fe 2 (SO 4) 3, CuSO 4 і т.д.

4) слабкою основою і слабкою кислотою.

З водою реагують як катіони, так і аніони кислотних залишків. Гідроліз солей такого роду йде і по катіону, і по аніону. Нерідко такі солі піддаються необоротного гідролізу.

Що ж означає те, що вони є незворотнім гідролізуються?

Оскільки в даному випадку з водою реагують і катіони металу (або NH 4 +) і аніони кислотного залишку, в раcтворе одночасно виникають і іони H +, і іони OH -, які утворюють вкрай малодиссоциирующие речовина - воду (H 2 O).

Це, в свою чергу, призводить до того, що солі утворені кислотними залишками слабких основ і слабких кислот не можуть бути отримані обмінними реакціями, а тільки твердофазним синтезом, або і зовсім не можуть бути отримані. Наприклад, при змішуванні розчину нітрату алюмінію з розчином сульфіду натрію, замість очікуваної реакції:

2Al (NO 3) 3 + 3Na 2 S \u003d Al 2 S 3 + 6NaNO 3 (- так реакція не протікає!)

Спостерігається наступна реакція:

2Al (NO 3) 3 + 3Na 2 S + 6H 2 O \u003d 2Al (OH) 3 ↓ + 3H 2 S + 6NaNO 3

Проте, сульфід алюмінію без проблем може бути отриманий сплавом порошку алюмінію з сіркою:

2Al + 3S \u003d Al 2 S 3

При внесенні сульфіду алюмінію в воду, він також як і при спробі його отримання в водному розчині, піддається необоротного гідролізу.

Al 2 S 3 + 6H 2 O \u003d 2Al (OH) 3 ↓ + 3H 2 S

лекція: Гідроліз солей. Серед водних розчинів: кисла, нейтральна, лужна

гідроліз солей

Ми продовжуємо вивчати закономірності протікання хімічних реакцій. При вивченні теми ви дізналися, що при електролітичноїдисоціації у водному розчині частинки, що беруть участь в реакції речовин розчиняються у воді. Це гідроліз. Йому піддаються різні неорганічні і органічні речовини, Зокрема, солі. Без розуміння процесу гідролізу солей, ви не зможете пояснити явища, що відбуваються в живих організмах.

Сутність гідролізу солей зводиться до обмінного процесу взаємодії іонів (катіонів та аніонів) солі з молекулами води. В результаті утворюється слабкий електроліт - малодиссоциирующие з'єднання. У водному розчині з'являється надлишок вільних іонів Н + або ОН -. Згадайте, дисоціація яких електролітів утворює іони Н +, а будь ОН -. Як ви здогадалися, в першому випадку ми маємо справу з кислотою, значить водне середовище з іонами Н + буде кислою. У другому ж випадку, лужної. У самій воді середовище нейтральна, оскільки вона незначно дисоціюють на однакові за концентрацією іони Н + і ОН -.

Характер середовища можна визначити за допомогою індикаторів. Фенолфталеїн виявляє лужне середовище і забарвлює розчин в малиновий колір. Лакмус під дією кислоти стає червоним, а під дією лугу залишається синім. Метилоранж - помаранчевий, в лужному середовищі стає жовтим, в кислому середовищі - рожевим. Тип гідролізу залежить від типу солі.

типи солей

Отже, будь-яку сіль являє собою можна взаємодія кислоти і підстави, які, як ви зрозуміли, бувають сильними і слабкими. Сильні - це ті, чия ступінь дисоціації α близька до 100%. Слід запам'ятати, що сірчисту (H 2 SO 3) і фосфорну (H 3 PO 4) кислоту частіше відносять до кислот середньої сили. При вирішенні завдань по гідролізу, дані кислоти необхідно відносити до слабких.

кислоти:

Сильні: HCl; HBr; Hl; HNO 3; HClO 4; H 2 SO 4. Їх кислотні залишки з водою не взаємодіють.

Слабкі: HF; H 2 CO 3; H 2 SiO 3; H 2 S; HNO 2; H 2 SO 3; H 3 PO 4; органічні кислоти. А їх кислотні залишки взаємодіють з водою, забираючи у її молекул катіони водню H +.

Основи:

Сильні: розчинні гідроксиди металів; Ca (OH) 2; Sr (OH) 2. Їх катіони металів з водою не взаємодіють.

Слабкі: нерозчинні гідроксиди металів; гідроксид амонію (NH 4 OH). А катіони металів тут взаємодіють з водою.

Виходячи з даного матеріалу, розглянемотипи солей :

Солі з сильною основою і сильною кислотою. Наприклад: Ba (NO 3) 2, KCl, Li 2 SO 4. Особливості: не взаємодіють з водою, а значить гідролізу не піддавалося. Розчини таких солей мають нейтральну реакцію середовища.

Солі з сильною основою і слабкою кислотою. Наприклад: NaF, K 2 CO 3, Li 2 S. Особливості: з водою взаємодіють кислотні залишки цих солей, відбувається гідроліз за аніоном. Серед водних розчинів - лужна.

Солі з слабкою основою і сильною кислотою. Наприклад: Zn (NO 3) 2, Fe 2 (SO 4) 3, CuSO 4. Особливості: з водою взаємодіють тільки катіони металів, відбувається гідроліз по катіону. Середовище - кисла.

Солі зі слабким підставою і слабкої кислотою. Наприклад: CH 3 COONН 4, (NН 4) 2 CО 3, HCOONН 4. Особливості: з водою взаємодіють як катіони, так і аніони кислотних залишків, гідроліз відбувається по катіону і аніону.

Приклад гідролізу по катіону і освіти кислого середовища:

Гідроліз хлориду заліза FeCl 2

FeCl 2 + H 2 O ↔ Fe (OH) Cl + HCl (Молекулярне рівняння)

Fe 2+ + 2Cl - + H + + OH - ↔ FeOH + + 2Cl - + Н + (Повне іонне рівняння)

Fe 2+ + H 2 O ↔ FeOH + + Н + (скорочена іонне рівняння)

Приклад гідролізу за аніоном і освіти лужного середовища:

Гідроліз ацетату натрію CH 3 COONa

CH 3 COONa + H 2 O ↔ CH 3 COOH + NaOH (Молекулярне рівняння)

Na + + CH 3 COO - + H 2 O ↔ Na + + CH 3 COOH + OH - (повне іонне рівняння)

CH 3 COO - + H 2 O ↔ CH 3 COOH + OH - (Скорочене іонне рівняння)

Приклад спільного гідролізу:

• Гідроліз сульфіду алюмінію Al 2 S 3

Al 2 S 3 + 6H2O ↔ 2Al (OH) 3 ↓ + 3H 2 S

В даному випадку ми бачимо повний гідроліз, який відбувається, якщо сіль утворена слабкою нерозчинним або летючим основою і слабкою нерозчинної або летючої кислотою. У таблиці розчинності стоять прочерки на таких солях. Якщо в ході реакції іонного обміну утворюється сіль, яка не існує у водному розчині, то треба написати реакцію цієї солі з водою.

наприклад:

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

Складаємо ці два рівняння, то що повторюється в лівій і правій частинах, Скорочуємо:

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

Хімічним шляхом рН розчину можна визначити за допомогою кислотно-основних індикаторів.

Кислотно-основні індикатори - органічні речовини, забарвлення яких залежить від кислотності середовища.

Найбільш поширеними індикаторами є лакмус, метиловий оранжевий, фенолфталеїн. Лакмус в кислому середовищі забарвлюється в червоний колір, в лужному - в синій. Фенолфталеїн в кислому середовищі - безбарвний, в лужному забарвлюється в малиновий колір. Метиловий оранжевий в кислому середовищі забарвлюється в червоний колір, а в лужному - в жовтий.

У лабораторній практиці часто змішують ряд індикаторів, підібраних таким чином, щоб колір суміші змінювався в широких межах значень рН. З їх допомогою можна визначити рН розчину з точністю до одиниці. Ці суміші називають універсальними індикаторами.

Є спеціальні прилади - рН-метри, за допомогою яких можна визначити рН розчинів в діапазоні від 0 до 14 з точністю до 0,01 одиниці рН.

гідроліз солей

При розчиненні деяких солей у воді порушується рівновага процесу дисоціації води і, відповідно, змінюється рН середовища. Це пояснюється тим, що солі реагують з водою.

гідроліз солей – хімічне обмінна взаємодія іонів розчиненої солі з водою, що приводить до утворення слабодіссоціірующіх продуктів (молекул слабких кислот або підстав, аніонів кислих солей або катіонів основних солей) та супроводжується зміною рН середовища.

Розглянемо процес гідролізу в залежності від природи підстав і кислот, що утворюють сіль.

Солі, утворені сильними кислотами і сильними основами (NaCl, kno3, Na2so4 і ін.).

Припустимо, Що при взаємодії хлориду натрію з водою відбувається реакція гідролізу з утворенням кислоти і підстави:

NaCl + H 2 O ↔ NaOH + HCl

Для правильного уявлення про характер цієї взаємодії запишемо рівняння реакції в іонному вигляді, враховуючи, що єдиним слабодіссоціірующім з'єднанням в цій системі є вода:

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

При скороченні однакових іонів в лівій і правій частинах рівняння залишається рівняння дисоціації води:

Н 2 О ↔ Н + + ОН -

Як видно, в розчині немає надлишкових іонів Н + або ОН - в порівнянні з їх вмістом у воді. Крім того, ніяких інших слабодіссоціірующіх або важкорозчинних сполук не утворюється. Звідси робимо висновок, що солі, утворені сильними кислотами і підставами гідролізу не піддавалося, а реакція розчинів цих солей така ж, як і в воді, нейтральна (рН \u003d 7).

При складанні іонно-молекулярних рівнянь реакцій гідролізу необхідно:

1) записати рівняння дисоціації солі;

2) визначити природу катіона і аніона (знайти катіон слабкої основи або аніон слабкої кислоти);

3) записати іонно-молекулярне рівняння реакції, враховуючи, що вода - слабкий електроліт- і що сума зарядів повинна бути однаковою в обох частинах рівняння.

Солі, утворені слабкою кислотою і сильною основою

(Na 2 CO 3 , K 2 S, CH 3 COONa і ін .)

Розглянемо реакцію гідролізу ацетату натрію. Ця сіль в розчині розпадається на іони: CH 3 COONa ↔ CH 3 COO - + Na +;

Na + -катіон сильного підстави, CH 3 COO - - аніон слабкої кислоти.

Катіони Na \u200b\u200b+ не можуть зв'язувати іони води, так як NaОН - серйозна причина - повністю розпадається на іони. Аніони слабкої оцтової кислоти CH 3 COO - пов'язують іони водню з утворенням малодисоційованих оцтової кислоти:

CH 3 COO - + НОН ↔ CH 3 COOН + ОН -

Видно, що в результаті гідролізу CH 3 COONa в розчині утворився надлишок гідроксид-іонів, і реакція середовища стала лужної (рН\u003e 7).

Таким чином можна зробити висновок, що солі, утворені слабкою кислотою і сильною основою гідролізуються по аніону ( An n - ). При цьому аніони солі пов'язують іони Н + , А в розчині накопичуються іони ОН - , Що обумовлює лужне середовище (рН\u003e 7):

An n - + HOH ↔ Han (n -1) - + OH -, (при n \u003d 1 утворюється HAn - слабка кислота).

Гідроліз солей, утворених дво- і триосновними слабкими кислотами і сильними основами, протікає східчасто

Розглянемо гідроліз сульфіду калію. До 2 S дисоціює в розчині:

До 2 S ↔ 2К + + S 2;

До + - катіон сильного підстави, S 2 - аніон слабкої кислоти.

Катіони калію не беруть участі в реакції гідролізу, взаємодіють з водою тільки аніони слабкою сірководневою кислоти. В даній реакції по першій ступені відбувається утворення слабодіссоціірующіх іонів HS -, по другому щаблі - освіту слабкої кислоти H 2 S:

1-й ступінь: S 2 + HOH ↔ HS - + OH -;

2-й ступінь: HS - + HOH ↔ H 2 S + OH -.

Утворені по першій ступені гідролізу іони ОН - значно знижують ймовірність гідролізу по наступному ступені. В результаті практичне значення зазвичай має процес, що йде тільки по першій ступені, яким, як правило, і обмежуються при оцінці гідролізу солей в звичайних умовах.

Гідроліз солей. Серед водних розчинів: кисла, нейтральна, лужна

Відповідно до теорії електролітичноїдисоціації, у водному розчині частинки розчиненої речовини взаємодіють з молекулами води. Така взаємодія може привести до реакції гідролізу (від грец. hydro - вода, lysis - розпад, розкладання).

Гідроліз - це реакція обмінного розкладання речовини водою.

Гідролізу піддаються різні речовини: неорганічні - солі, карбіди і гідриди металів, галогеніди неметалів; органічні - галогеналкани, складні ефіри і жири, вуглеводи, білки, полінуклеотіди.

Водні розчини солей мають різні значення рН і різні типи середовищ - кислотну ($ рН 7 $), нейтральну ($ рН \u003d 7 $). Це пояснюється тим, що солі у водних розчинах можуть піддаватися гідролізу.

Сутність гідролізу зводиться до обмінного хімічної взаємодії катіонів або аніонів солі з молекулами води. В результаті цієї взаємодії утворюється малодиссоциирующие з'єднання (слабкий електроліт). А у водному розчині солі з'являється надлишок вільних іонів $ Н ^ (+) $ або $ ОН ^ (-) $, і розчин солі стає кислотним або лужним відповідно.

Класифікація солей

Будь-яку сіль можна уявити як продукт взаємодії підстави з кислотою. Наприклад, сіль $ KClO $ утворена сильною основою $ KOH $ і слабкою кислотою $ HClO $.

Залежно від сили підстави і кислоти можна виділити чотири типи солей.

Розглянемо поведінку солей різних типів в розчині.

1. Солі, утворені сильною основою і слабкою кислотою.

Наприклад, сіль ціанід калію $ KCN $ утворена сильною основою $ KOH $ і слабкою кислотою $ HCN $:

$ (KOH) ↙ (\\ text "сильне однокіслотное підставу") ← KCN → (HCN) ↙ (\\ text "слабка однокіслотная кислота") $

1) незначна оборотна дисоціація молекул води (дуже слабкого амфотерного електроліту), яку спрощено можна записати за допомогою рівняння

$ H_2O (⇄) ↖ (←) H ^ (+) + OH ^ (-); $

$ KCN \u003d K ^ (+) + CN ^ (-) $

Утворені при цих процесах іони $ Н ^ (+) $ і $ CN ^ (-) $ взаємодіють між собою, зв'язуючись в молекули слабкого електроліту - ціанистоводневої кислоти $ HCN $, тоді як гідроксид - іон $ ОН ^ (-) $ залишається в розчині, обумовлюючи тим самим його лужне середовище. Відбувається гідроліз за аніоном $ CN ^ (-) $.

Запишемо повне іонне рівняння процесу, що відбувається (гідролізу):

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

Цей процес звернемо, і хімічна рівновага зміщене вліво (в сторону утворення вихідних речовин), тому що вода - значно більш слабкий електроліт, ніж ціанистоводнева кислота $ HCN $.

$ CN ^ (-) + H_2O⇄HCN + OH ^ (-). $

Рівняння показує, що:

а) в розчині є вільні гідроксид-іони $ ОН ^ (-) $, і концентрація їх більше, ніж в чистій воді, тому розчин солі $ KCN $ має лужне середовище ($ РН\u003e 7 $);

б) в реакції з водою беруть участь іони $ CN ^ (-) $, в такому випадку говорять, що йде гідроліз за аніоном. Інші приклади аніонів, які беруть участь в реакції з водою:

Розглянемо гідроліз карбонату натрію $ Na_2CO_3 $.

$ (NaOH) ↙ (\\ text "сильне однокіслотное підставу") ← Na_2CO_3 → (H_2CO_3) ↙ (\\ text "слабка двухосновная кислота") $

Відбувається гідроліз солі за аніоном $ CO_3 ^ (2 -) $.

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

$ CO_2 ^ (2 -) + H_2O⇄HCO_3 ^ (-) + OH ^ (-). $

Продукти гідролізу - кисла сіль$ NaHCO_3 $ і гідроксид натрію $ NaOH $.

Серед водних розчину карбонату натрію - лужна ($ рН\u003e 7 $), тому що в розчині збільшується концентрація іонів $ ОН ^ (-) $. кисла сіль $ NaHCO_3 $ теж може піддаватися гідролізу, який протікає в дуже незначній мірі, і їм можна знехтувати.

Підіб'ємо підсумок того, що ви дізналися про гідролізі по аніону:

а) за аніоном солі, як правило, гідролізуються оборотно;

б) хімічну рівновагу в таких реакціях сильно зміщене вліво;

в) реакція середовища в розчинах подібних солей лужна ($ рН\u003e 7 $);

г) при гідролізі солей, утворених слабкими багатоосновними кислотами, виходять кислі солі.

2. Солі, утворені сильною кислотою і слабкою основою.

Розглянемо гідроліз хлориду амонію $ NH_4Cl $.

$ (NH_3 · H_2O) ↙ (\\ text "слабке однокіслотное підставу") ← NH_4Cl → (HCl) ↙ (\\ text "сильна одноосновная кислота") $

У водному розчині солі відбуваються два процеси:

1) незначна оборотна дисоціація молекул води (дуже слабкого амфотерного електроліту), яку спрощено можна записати за допомогою рівняння:

$ H_2O (⇄) ↖ (←) H ^ (+) + OH ^ (-) $

2) повна дисоціація солі (сильного електроліту):

$ NH_4Cl \u003d NH_4 ^ (+) + Cl ^ (-) $

Утворені при цьому іони $ OH ^ (-) $ і $ NH_4 ^ (+) $ взаємодіють між собою з отриманням $ NH_3 · H_2O $ (слабкий електроліт), тоді як іони $ Н ^ (+) $ залишаються в розчині, обумовлюючи тим самим його кислотне середовище.

Повний іонне рівняння гідролізу:

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

Процес звернемо, хімічна рівновага зміщена в бік утворення вихідних речовин, тому що вода $ Н_2О $ - значно більш слабкий електроліт, ніж гідроксид амонію $ NH_3 · H_2O $.

Скорочена іонне рівняння гідролізу:

$ NH_4 ^ (+) + H_2O⇄H ^ (+) + NH_3 · H_2O. $

Рівняння показує, що:

а) в розчині є вільні іони водню $ Н ^ (+) $, і їх концентрація більше, ніж в чистій воді, тому розчин солі має кислотне середовище ($ РН

б) в реакції з водою беруть участь катіони амонію $ NH_4 ^ (+) $; в такому випадку говорять, що йде гідроліз по катіону.

В реакції з водою можуть брати участь і багатозарядні катіони: двозарядні $ М ^ (2 +) $ (наприклад, $ Ni ^ (2 +), Cu ^ (2 +), Zn ^ (2 +) ... $), крім катіонів лужноземельних металів, трехзарядние $ М ^ (3 +) $ (наприклад, $ Fe ^ (3+), Al ^ (3+), Cr ^ (3+) ... $).

Розглянемо гідроліз нітрату нікелю $ Ni (NO_3) _2 $.

$ (Ni (OH) _2) ↙ (\\ text "слабке двухкіслотное підставу") ← Ni (NO_3) _2 → (HNO_3) ↙ (\\ text "сильна одноосновная кислота") $

Відбувається гідроліз солі за катіоном $ Ni ^ (2 +) $.

Повний іонне рівняння гідролізу:

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

Скорочена іонне рівняння гідролізу:

$ Ni ^ (2 +) + H_2O⇄NiOH ^ (+) + H ^ (+). $

Продукти гідролізу - основна сіль $ NiOHNO_3 $ і азотна кислота $ HNO_3 $.

Серед водних розчину нітрату нікелю кислотна ($ рН

Гідроліз солі $ NiOHNO_3 $ протікає в значно меншому ступені, і їм можна знехтувати.

Підіб'ємо підсумок того, що ви дізналися про гідролізі по катіону:

а) за катіоном солі, як правило, гідролізуються оборотно;

б) хімічну рівновагу реакцій сильно зміщене вліво;

в) реакція середовища в розчинах таких солей кислотна ($ рН

г) при гідролізі солей, утворених слабкими многокіслотнимі підставами, виходять основні солі.

3. Солі, утворені слабкою основою і слабкою кислотою.

Вам, очевидно, вже ясно, що такі солі піддаються гідролізу і по катіону, і по аніону.

Катіон слабкої основи пов'язує іони $ ОН ^ (-) $ з молекул води, утворюючи слабка основа; аніон слабкої кислоти пов'язує іони $ Н ^ (+) $ з молекул води, утворюючи слабку кислоту. Реакція розчинів цих солей може бути нейтральною, слабокислотні або слаболужною. Це залежить від констант дисоціації двох слабких електролітів - кислоти і підстави, які утворюються в результаті гідролізу.

Наприклад, розглянемо гідроліз двох солей: ацетату амонію $ NH_4 (CH_3COO) $ і форміату амонію $ NH_4 (HCОO) $:

1) $ (NH_3 · H_2O) ↙ (\\ text "слабке однокіслотное підставу") ← NH_4 (CH_3COO) → (CH_3COOH) ↙ (\\ text "сильна одноосновная кислота"); $

2) $ (NH_3 · H_2O) ↙ (\\ text "слабке однокіслотное підставу") ← NH_4 (HCOO) → (HCOOH) ↙ (\\ text "слабка одноосновная кислота"). $

У водних розчинах цих солей катіони слабкої основи $ NH_4 ^ (+) $ взаємодіють з гідроксідіонамі $ ОН ^ (-) $ (нагадаємо, що вода дисоціює $ H_2O⇄H ^ (+) + OH ^ (-) $), а аніони слабких кислот $ CH_3COO ^ (-) $ і $ HCOO ^ (-) $ взаємодіють з катіонами $ Н ^ (+) $ з утворенням молекул слабких кислот - оцтової $ CH_3COOH $ і мурашиної $ HCOOH $.

запишемо іонні рівняння гідролізу:

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

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

У цих випадках гідроліз теж оборотний, але рівновагу зміщений в бік утворення продуктів гідролізу - двох слабких електролітів.

У першому випадку серед розчину нейтральна ($ рН \u003d 7 $), тому що $ К_Д (СН_3COOH) \u003d К + Д (NH_3 · H_2O) \u003d 1.8 · 10 ^ (- 5) $. У другому випадку серед розчину слабокислотні ($ pH

Як ви вже помітили, гідроліз більшості солей є оборотним процесом. У стані хімічної рівноваги Гідролізований лише частина солі. Однак деякі солі повністю розкладаються водою, тобто їх гідроліз є незворотнім процесом.

У таблиці «Розчинність кислот, основ і солей у воді» ви знайдете примітка: «у водному середовищі розкладаються» - це значить, що такі солі піддаються необоротного гідролізу. Наприклад, сульфід алюмінію $ Al_2S_3 $ в воді піддається необоротного гідролізу, т. К. З'являються при гідролізі по катіону іони $ Н ^ (+) $ зв'язуються утворюються при гідролізі по аниону іонами $ ОН ^ (-) $. Це підсилює гідроліз і призводить до утворення нерозчинного гідроксиду алюмінію і газоподібного сірководню:

$ Al_2S_3 + 6H_2O \u003d 2Al (OH) _3 ↓ + 3H_2S $

Тому сульфід алюмінію $ Al_2S_3 $ можна отримати реакцією обміну між водними розчинами двох солей, наприклад хлориду алюмінію $ AlCl_3 $ і сульфіду натрію $ Na_2S $.

Можливі й інші випадки незворотного гідролізу, їх неважко передбачити, адже для незворотності процесу необхідно, щоб хоча б один з продуктів гідролізу йшов зі сфери реакції.

Підіб'ємо підсумок того, що ви дізналися про гідролізі і по катіону, і по аніону:

а) якщо солі гідролізуються і по катіону, і по аніону оборотно, то хімічна рівновага в реакціях гідролізу зміщене вправо;

б) реакція середовища при цьому або нейтральна, або слабокислотні, або слаболужна, що залежить від співвідношення констант дисоціації які виникають підстави і кислоти;

в) солі можуть гидролизоваться і по катіону, і по аніону необоротно, якщо хоча б один з продуктів гідролізу йде зі сфери реакції.

4. Солі, утворені сильною основою і сильною кислотою, що не піддаються гідролізу.

До цього висновку, очевидно, ви прийшли самі.

Розглянемо поведінку в розчині хлориду калію $ KCl $.

$ (KOH) ↙ (\\ text "сильне однокіслотное підставу") ← KCl → (HCl) ↙ (\\ text "сильна одноосновная кислота"). $

Сіль у водному розчині дисоціює на іони ($ KCl \u003d K ^ (+) + Cl ^ (-) $), але при взаємодії з водою слабкий електроліт утворитися не може. Середа розчину нейтральна ($ рН \u003d 7 $), тому що концентрації іонів $ Н ^ (+) $ і $ ОН ^ (-) $ в розчині рівні, як в чистій воді.

Іншими прикладами подібних солей можуть бути нітрати, нітрати, перхлорати, сульфати, хромати і дихромати лужних металів, галогеніди (крім фторидів), нітрати і перхлорати лужноземельних металів.

Слід також зазначити, що реакція оборотного гідролізу повністю підпорядковується принципу Ле Шательє. з цього гідроліз солі можна посилити (І навіть зробити необоротним) наступними способами:

а) додати води (зменшити концентрацію);

б) нагріти розчин, при цьому посилюється ендотермічна дисоціація води:

$ H_2O⇄H ^ (+) + OH ^ (-) - 57 $ кДж,

а значить, збільшується кількість $ Н ^ (+) $ і $ ОН ^ (-) $, які необхідні для здійснення гідролізу солі;

в) зв'язати один з продуктів гідролізу в важкорозчинні сполуки або видалити один з продуктів в газову фазу; наприклад, гідроліз ціаніду амонію $ NH_4CN $ буде значно посилюватися за рахунок розкладання гідрату аміаку з утворенням аміаку $ NH_3 $ і води $ Н_2О $:

$ NH_4 ^ (+) + CN ^ (-) + H_2O⇄NH_3 · H_2O + HCN. $

$ NH_3 () ↖ (⇄) H_2 $

гідроліз солей

Умовні позначення:

Гідроліз можна придушити (значно зменшити кількість піддається гідролізу солі), діючи в такий спосіб:

а) збільшити концентрацію розчиненої речовини;

б) охолодити розчин (для ослаблення гідролізу розчини солей слід зберігати концентрованими і при низьких температурах);

в) ввести в розчин один з продуктів гідролізу; наприклад, окисліться розчин, якщо його середовище в результаті гідролізу кислотна, або подщелачивать, якщо лужна.

значення гідролізу

Гідроліз солей має і практичне, і біологічне значення. Ще в давнину в якості миючого засобу використовували золу. В золі міститься карбонат калію $ K_2CO_3 $, який у воді гідролізується за аніоном, водний розчин набуває милкость за рахунок утворюються при гідролізі іонів $ ОН ^ (-) $.

В даний час в побуті ми використовуємо мило, пральні порошки та інші миючі засоби. Основний компонент мила - це натрієві і калієві солі вищих жирних карбонових кислот: Стеарати, пальмітат, які гідролізуються.

Гідроліз стеарат натрію $ С_ (17) Н_ (35) COONa $ виражається наступним іонним рівнянням:

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

тобто розчин має слаболужну середу.

До складу ж пральних порошків та інших миючих засобів спеціально вводять солі неорганічних кислот (Фосфати, карбонати), які підсилюють миючу дію за рахунок підвищення рН середовища.

Солі, що створюють необхідну лужне середовище розчину, містяться в фотографічному проявнику. Це карбонат натрію $ Na_2CO_3 $, карбонат калію $ K_2CO_3 $, бура $ Na_2B_4O_7 $ і інші солі, гидролизующиеся за аніоном.

Якщо кислотність грунту недостатня, у рослин з'являється хвороба - хлороз. Її ознаки - пожовтіння або побіління листя, відставання в рості і розвитку. Якщо $ рН_ (грунту)\u003e 7.5 $, то в неї вносять добриво сульфат амонію $ (NH_4) _2SO_4 $, яке сприяє підвищенню кислотності завдяки гідролізу по катіону, що проходить в грунті:

$ NH_4 ^ (+) + H_2O⇄NH_3 · H_2O $

неоціненна біологічна роль гідролізу деяких солей, що входять до складу нашого організму. Наприклад, до складу крові входять солі гідрокарбонат і гідрофосфат натрію. Їх роль полягає в підтримці певної реакції середовища. Це відбувається за рахунок зміщення рівноваги процесів гідролізу:

$ HCO_3 ^ (-) + H_2O⇄H_2CO_3 + OH ^ (-) $

$ HPO_4 ^ (2 -) + H_2O⇄H_2PO_4 ^ (-) + OH ^ (-) $

Якщо в крові надлишок іонів $ Н ^ (+) $, вони зв'язуються з гідроксид-іонами $ ОН ^ (-) $, і рівновагу зміщується вправо. При надлишку гідроксид-іонів $ ОН ^ (-) $ рівновагу зміщується вліво. Завдяки цьому кислотність крові здорової людини коливається незначно.

Інший приклад: у складі слини людини є іони $ HPO_4 ^ (2 -) $. Завдяки їм в порожнині рота підтримується певне середовище ($ рН \u003d 7-7.5 $).