Гидролиз. Гидролиз солей.

I. Понятие о гидролизе.

● Гидролиз – это процесс разложения вещества под действием воды («гидро» - вода, «лизис» - разложение).

СаС₂ + 2Н₂О  Са(ОН)₂ + С₂Н₂

РCl₅ + 4H₂O  H₃PO₄ + 5HCl

● Гидролиз солей – процесс разложения солей под действием воды.

● Гидролиз солей – процесс взаимодействия ионов соли с водой, в результате которого образуются слабые электролиты.

Сущность гидролиза заключается в химическом взаимодействии катионов или (и) анионов соли гидроксид-ионами ОН^- или протонами Н⁺ из молекул воды. В результате образуется слабый электролит.

Н₂О Н⁺ + ОН^-

При этом химическое равновесие смещается вправо, так как происходит понижение концентрации ионов Н⁺ или ОН^-.

Если связываются катионы водорода Н⁺, то создаётся щелочная среда, если связываются гидроксид-ионы ОН^-, то среда – кислая.

Для большинства солей гидролиз – процесс обратимый. Нерастворимые в воде соли гидролизу не подвергаются.

II. Типы солей.

В зависимости от силы исходной кислоты и основания, которые образуют соль, выделяют четыре типа солей.

1. Соли образованы сильным основанием и сильной кислотой. Например, NaCl, K₂SO₄, Ca(NO₃)₂ и другие.

2. Соли образованы сильным основанием и слабой кислотой. Например, Na₂CO₃, Ba(NO₂)₂, KNO₂ и другие.

3. Соли образованы слабым основанием и сильной кислотой. Например, СuSO₄, MnCl₂, Fe(NO₃)₃ и другие.

4. Соли образованы слабым основанием и слабой кислотой. Например, (NH₄)₂S, NH₄CN, CH₃COONH₄ и другие.

III. Типы гидролиза

В зависимости от типа соли, т.е. от того, какое из веществ (кислота или основание) слабое, выделяют следующие типы гидролиза солей.

 Гидролиз по аниону (соли образованы сильным основанием и слабой кислотой).

Рассмотрим данный тип гидролиза на примере карбоната калия:

Сильное основание

Слабая кислота

Молекулярное уравнение гидролиза:

Полное ионное уравнение гидролиза:

2K⁺ + CO₃^2- + H₂O K⁺ + OH^- + K⁺ + HCO₃^-

Сокращённое ионное уравнение гидролиза:

CO₃^2- + H₂O OH^- + HCO₃^-

КОН – сильный электролит, КНСО₃ – слабый электролит. Следовательно, ионы ОН^- будут определять характер среды и в данном случае она щелочная (ионы Н⁺ связываются), рН  7.

Вывод: соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой, при растворении в воде показывают щелочную реакцию среды, и гидролиз идёт по аниону.

 Гидролиз по катиону (соли образованы слабым основанием и сильной кислотой).

Рассмотрим данный тип гидролиза на примере хлорида марганца (II):

Слабое основание

Слабая кислота

Молекулярное уравнение гидролиза:

Полное ионное уравнение гидролиза:

Mn²⁺ + 2Cl^- + H₂O MnOH⁺ + Cl^- + H⁺ + Cl^-

Сокращённое ионное уравнение гидролиза:

Mn²⁺ + H₂O MnOH⁺ + H⁺

MnОН⁺ – слабый электролит, Н⁺ – сильный электролит. Следовательно, ионы Н⁺ будут определять характер среды и в данном случае она кислая (ионы ОН^- связываются), рН  7.

Вывод: соли, образованные слабым основанием и сильной кислотой, при растворении в воде показывают кислую реакцию среды, и гидролиз идёт по катиону.

 Совместный гидролиз (гидролиз по катиону и аниону; соли образованы слабым основанием и слабой кислотой).

Реакция растворов (среда) этих солей может быть нейтральной, слабокислой или слабощелочной. Это зависит от констант диссоциации слабой кислоты и слабого основания, которые образуются в результате гидролиза.

Рассмотрим данный тип гидролиза на примере сульфида аммония:

Слабое основание

Слабая кислота

Молекулярное уравнение гидролиза:

(NH₄)₂S + HOH NH₄OH + NH₄HS

Полное ионное уравнение гидролиза:

2NH₄⁺ + S^2- + HOH NH₄OH + NH₄⁺ + HS^-

Сокращённое ионное уравнение гидролиза:

2NH₄⁺ + S^2- + HOH NH₄OH + HS^-

Для того чтобы определить характер среды, необходимо сравнить константы диссоциации полученных слабых электролитов: К_Д(NH₄OH) = 1,8 10^-5, К_Д(H₂S)_{по первой ступени} = 6 10^-8. Так как сероводородная кислота более слабый электролит, следовательно, ионы ОН^- будут определять характер среды и в данном случае она слабощелочная (ионы Н⁺ связываются лучше), рН  7.

 Соли, которые образованы сильной кислотой и сильным основанием гидролизу не подвергаются, так как катионы и анионы этих солей не связываются с ионами водорода Н⁺ или гидроксид-ионами ОН^-  не образуется слабых электролитов. Среда растворов таких солей – нейтральная (рН = 7), так как концентрации ионов Н⁺ и ОН^- в их растворах одинаковы.

 Необратимый гидролиз (полный гидролиз). Данному гидролизу подвергаются соли, которые образованы слабым нерастворимым или летучим основанием и слабой нерастворимой или летучей кислотой.

Рассмотрим данный тип гидролиза на примере сульфида алюминия:

Слабое нерастворимое основание

Слабая летучая кислота

Молекулярное уравнение полного необратимого гидролиза:

Al₂S₃ + 6H₂O  2Al(OH)₃ + 3H₂S

В данном случае никаких ионов в растворе не образуется, поэтому ионных уравнений (полных и ионных) написать невозможно.

В таблице растворимости веществ напротив соединения можно встретить прочерк «—». Это означает, что данное вещество либо не существует в природе, но чаще – разлагается под действием воды в растворах. Такие вещества получить в водных растворах нельзя. Рассмотрим данный факт на примере взаимодействия растворов карбоната натрия и хлорида алюминия:

3Na₂CO₃ + 2AlCl₃  Al₂(CO₃)₃ + 6NaCl

Однако в водном растворе получить карбонат алюминия не удаётся. Причиной этого является полный необратимый гидролиз. Поэтому при сливании растворов двух исходных солей будет протекать следующий процесс:

Молекулярное уравнение:

3Na₂CO₃ + 2AlCl₃ + 3Н₂О  2Al(OH)₃ + 3CO₂ + 6NaCl

Полное ионное уравнение:

6Na⁺ + 3CO₃^2- + 2Al³⁺ + 6Cl^- + 3Н₂О  2Al(OH)₃ + 3CO₂ + 6Na⁺ + 6Cl^-

Сокращённое ионное уравнение:

3CO₃^2- + 2Al³⁺ + 3Н₂О  2Al(OH)₃ + 3CO₂