Сущность гидролиза солей

Соли, реагирующие с водой	Сокращенные ионные, полные ионные и молекулярные уравнения реакций	Среда раствора
Хлорид натрия	H2O H^+ + OH^–, Na^+ + Cl^– + H2O Na^+ + Cl^– + H^+ + OH^–, NaCl + H2O (нет реакции)	Нейтральная
Kарбонат натрия	+ НОН + OН^–, 2Na^+ + + H2O + OН^–, Na2CО3 + H2O NaHCО3 + NaOН	Щелочная
Хлорид алюминия	Al^3+ + НОН AlOH^2+ + Н^+, Al^3+ + 3Cl^– + H2O AlОH^2+ + 2Cl^– + H^+ + Cl^–, AlCl^3 + H2O AlOHCl2 + HCl	Kислая

Сущность гидролиза сводится к обменному химическому взаимодействию катионов или анионов соли с молекулами воды. В результате этого взаимодействия образуется малодиссоциирующее соединение (слабый электролит). А в водном растворе соли появляется избыток свободных ионов Н⁺ или ОН^-, и раствор соли становится кислотным или щелочным соответственно.

2. Соли, образованные сильной кислотой и слабым основанием.

Рассмотрим гидролиз хлорида аммония NH₄Cl.

В водном растворе соли происходят два процесса:

1) незначительная обратимая диссоциация молекул воды (очень слабого амфотерного электролита), которую упрощенно можно записать с помощью уравнения:

2) полная диссоциация соли (сильного электролита):

Образующиеся при этом ионы OH^- и NH₄⁺ взаимодействуют между собой с получением NH₃ · H₂O(слабый электролит), тогда как ионы Н⁺ остаются в растворе, обусловливая тем самым его кислотную среду.

Полное ионное уравнение гидролиза:

Процесс обратим, химическое равновесие смещено в сторону образования исходных веществ, т. к. вода Н₂О — значительно более слабый электролит, чем гидрат аммиака NH₃ · H₂O.

Сокращенное ионное уравнение гидролиза:

Уравнение показывает, что:

1) в растворе есть свободные ионы водорода Н⁺, и их концентрация больше, чем в чистой воде, поэтому раствор соли имеет кислотную среду (рН < 7);

2) в реакции с водой участвуют катионы аммония NH₄⁺; 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, трехзарядные М³⁺(например, Fe³+,Al³+, Cr³⁺...).

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 HNO₃.

Среда водного раствора нитрата никеля кислотная (рН < 7), потому что в растворе увеличивается концентрация ионов Н⁺.

Гидролиз соли NiOHNO₃ протекает в значительно меньшей степени, и им можно пренебречь. Таким образом:

1) по катиону соли, как правило, гидролизуются обратимо;

2) химическое равновесие реакций сильно смещено влево;

3) реакция среды в растворах таких солей кислотная (рН < 7);

4) при гидролизе солей, образованных слабыми многокислотными основаниями, получаются основные соли.

3. Соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой.

Такие соли подвергаются гидролизу и по катиону, и по аниону.

ЗАПОМНИ. Возможность и характер протекания гидролиза определяется природой основания и кислоты, из которых образована соль.

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: ацетата аммония NH₄CH₃COO и формиата аммонияNH₄HCCO:

В водных растворах этих солей катионы слабого основания NH₄⁺ взаимодействуют с гидроксид-ионами ОН^- (напомним, что вода диссоциирует), а анионы слабых кислотCH₃COO^- и HCOO^- взаимодействуют с катионами Н+ с образованием молекул слабых кислот — уксусной CH₃COOH и муравьиной HCOOH.

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 (рН = 7), т. к. К_Д(СН₃СООН) = K_Д(NH₃ · H₂O) = 1,8 · 10^-5. Во втором случае среда раствора будет слабокислотной (pH < 7), т. к. К_Д(НСООН) = 2,1 · 10^-4и K_Д(NH₃ · Н₂О) < К_Д(НСООН), где К_Д — константа диссоциации.

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.

Сульфид алюминия Al₂S₃ в воде подвергается необратимому гидролизу, т. к. 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 AlCl₃ и сульфида натрия Na₂S.

В результате гидролиза и по катиону, и по аниону:

1) если соли гидролизуются и по катиону, и по аниону обратимо, то химическое равновесие в реакциях гидролиза смещено вправо; реакция среды при этом или нейтральная, или слабокислотная, или слабощелочная, что зависит от соотношения констант диссоциации образующихся основания и кислоты;

2) соли могут гидролизоваться и по катиону, и по аниону необратимо, если хотя бы один из продуктов гидролиза уходит из сферы реакции.

Дата добавления: 2014-12-16