2. Гидролиз

2.1. Общие представления

Гидролиз – обменная реакция взаимодействия веществ с водой, приводящая к их разложению. Гидролизу могут подвергаться неорганические и органические вещества различных классов.

В результате гидролиза соли образуются кислота (или кислая соль) и основание (или основная соль). Таким образом, реакция гидролиза соли обратна реакции нейтрализации.

Соль можно представить как продукт взаимодействия кислоты и основания. Для понимания сущности процесса гидролиза солей необходимо классифицировать кислоты и основания по силе.

Сильные кислоты: НСl, HBr, HI, HNO₃, HClO₄, H₂SO₄.

Слабые кислоты: HF, H₂CO₃, H₂SiO₃, H₂S, HNO₂, H₂SO₃, H₃PO₄, органические кислоты.

Сильные основания: щелочи (NaOH, KOH, Ca(OH)₂, Ba(OH)₂ и др.).

Слабые основания: NH₄OH, нерастворимые основания (Fe(OH)₂, Fe(OH)₃, Al(OH)₃, Zn(OH)₂, Cu(OH)₂, и др.) органические амины

Учащимся необходимо усвоить следующие основные понятия темы «Гидролиз солей»:

тип соли в зависимости от силы кислоты и основания, продуктом взаимодействия которых она является;

тип гидролиза: по катиону, по аниону, по катиону и аниону, не подвергается гидролизу;

характер среды водного раствора соли: кислая, нейтральная, щелочная;

цвет индикаторов в водном растворе соли в зависимости от характера среды.

При составлении уравнений гидролиза солей рекомендуем придерживаться следующего алгоритма:

• определить состав соли, т.е. указать какими по силе являются основание и соль, ее образующие;

• составить краткое ионно-молекулярное уравнение гидролиза, для чего написать уравнение реакции взаимодействия иона слабого электролита с одной молекулой воды;

• составить молекулярное уравнение гидролиза на основе краткого ионно-молекулярного. При этом исходными веществами являются соль и вода, а продукты гидролиза будут состоять из образовавшихся ионов и тех ионов соли, которые не участвуют в процессе гидролиза.

Применим этот алгоритм для составления уравнений реакций гидролиза солей различных типов, определим тип гидролиза этих солей, а также характер среды их водных растворов.

В зависимости от силы кислоты и основания можно выделить четыре типа солей и три типа их гидролиза в водном растворе:

1. Соль, образованная сильным основанием и слабой кислотой подвергается гидролизу по аниону, среда водного раствора – щелочная (рН>7).

Пример 1. Фторид натрия NaF – cоль, образованная сильным основанием NaOH и слабой кислотой НF.

В водном растворе происходит диссоциация соли:

NaF → Na⁺ + F‾.

Фторид-анион обратимо взаимодействует с водой:

F‾ + HOH HF + OH‾,

или в молекулярной форме:

NaF + HOH HF + NaOH.

В результате гидролиза фторида натрия образуется слабый электролит – фтороводородная кислота HF, и появляются гидрокисид-ионы ОН‾, вследствие чего раствор приобретает щелочную среду.

Пример 2. Карбонат калия K₂СО₃ – соль, образованная сильным основанием КОН и слабой двухосновной кислотой Н₂СО₃.

В водном растворе карбонат калия диссоциирует:

К₂СО₃ → 2K⁺ + СО

Так как эта соль образована слабой двухосновной кислотой, то ее гидролиз протекает в две ступени.

I ступень. СО + HOH НСО + OH^‾ ,

или в молекулярной форме:

K₂СО₃ + HOH KHСО₃ + KOH.

II ступень. НСО + HOH Н₂СО₃ + OH‾,

или в молекулярном виде:

KHСО₃ + HOH Н₂СО₃ + KOH.

В результате гидролиза карбоната калия образуются слабые электролиты – ионы НСО и молекулы Н₂СО₃, и появляются гидрокисид-ионы ОН‾, вследствие чего раствор приобретает щелочную среду.

Необходимо подчеркнуть, что практическое значение обычно имеет только процесс, идущий по первой ступени, которым, как правило, и ограничиваются при оценке гидролиза солей. Равновесие гидролиза карбоната калия по второй ступени смещено влево по сравнению с равновесием первой ступени, поскольку на первой ступени образуется более слабый электролит (НСО ), чем на второй (H₂CO₃)

2. Соль, образованная слабым основанием и сильной кислотой, подвергается гидролизу по катиону, среда водного раствора – кислая (pH<7).

Пример 3. Бромид аммония NH₄Br – соль, образованная слабым основанием NH₄OH и сильной кислотой HBr.

В водном растворе происходит диссоциация соли:

NH₄Br → NH + Br‾.

Катион аммония обратимо взаимодействует с водой:

NH + HOH NH₄OH + H⁺,

или в молекулярной форме:

NH₄Br + HOH NH₄OH + HBr.

В результате гидролиза бромида аммония образуется слабый электролит – гидроксид аммония NH₄OH и появляются катионы водорода Н⁺, вследствие чего раствор приобретает кислую среду.

Пример 4. Нитрат магния Mg(NO₃)₂ – соль, образованная слабым основанием Мg(ОН)₂ и сильной кислотой НNO₃.

В водном растворе происходит диссоциация соли:

Mg(NO₃)₂ → Mg²⁺ + 2NO .

Катион магния обратимо взаимодействует с водой:

Mg²⁺ + HOH Mg(OH)⁺ + H⁺,

или в молекулярной форме:

Mg(NO₃)₂ + HOH Mg(OH)NO₃ + HNO₃.

В результате гидролиза нитрата магния происходит связывание ионов магния с образованием слабо диссоциирующего иона Mg(OH)⁺ и появляются катионы водорода Н⁺, вследствие чего раствор приобретает кислую среду.

3. Соль, образованная слабым основанием и слабой кислотой, подвергается гидролизу по катиону и по аниону. Характер среды водного раствора такой соли определяется соотношением силы кислоты и основания, которыми образована соль.

Пример 5. Ацетат аммония СН₃СООNH₄ – соль, образованная слабой органической кислотой СН₃СООН и слабым основанием NH₄OH.

В водном растворе происходит диссоциация соли:

CH₃COONH₄ → NH + CH₃COO‾.

И катион аммония, и ацетат-ион обратимо взаимодействует с водой:

NH + CH₃COO‾ + HOH NH₄OH + CH₃COOН,

или в молекулярной форме:

CH₃COONH₄ + HOH NH₄OH + CH₃COOH.

В результате гидролиза ацетата аммония образуются слабые электролиты – гидроксид аммония NH₄OH и уксусная кислота CH₃COOH. Так как константы диссоциации гидроксида аммония и уксусной кислоты имеют одинаковое значение (1,8 ∙ 10^-5), то среда водного раствора ацетата аммония нейтральная.

Пример 6. Сульфид хрома(III) Cr₂S₃ – соль, образованная слабым нерастворимым основанием Cr(OH)₃ и слабой летучей кислотой Н₂S. В таблице растворимости на месте сульфида хрома(III) указан знак " - ". Это означает, что соль подвергается в водном растворе полному необратимому гидролизу:

Cr₂S₃ + 6HOH = 2Cr(OH)₃↓ + 3H₂S↑.

4. Соль, образованная сильной кислотой и сильным основанием, гидролизу не подвергается, среда водного раствора такой соли – нейтральная (pH=7).

Примерами таких солей могут служить: КClO₄, Na₂SO₄, RbCl, Ba(NO₃)₂ и др.

Следует обратить внимание учеников на то, что поскольку гидролиз – обратимый процесс, то равновесие гидролиза может быть смещено в соответствии с принципом Ле Шателье в сторону усиления или в сторону ослабления гидролиза. Напомним, что гидролиз – процесс, обратный реакции нейтрализации. Как известно, реакция нейтрализации – экзотермический процесс, следовательно, гидролиз – процесс эндотермический. В соответствии с принципом Ле Шателье, для усиления гидролиза соли (смещения равновесия в сторону продуктов реакции) необходимо:

• разбавить раствор (добавить воды);

• повысить температуру;

• связать один из продуктов гидролиза (ионы Н⁺ или ОН‾), например, путем добавления щелочи, кислоты или другой гидролизующейся соли.

Для ослабления гидролиза соли необходимо:

• увеличить концентрацию соли;

• понизить температуру;

• добавить к раствору один из продуктов гидролиза.

Пример 7. Соли, подвергающиеся необратимому гидролизу, нельзя получить в результате реакции обмена путем смешивания водных растворов соответствующих солей вследствие взаимного усиления гидролиза. Например, в растворах AlCl₃и Na₂CO₃ взятых порознь, вследствие гидролиза этих солей устанавливаются равновесия:

Al³⁺ + HOH Al(OH)²⁺ + H⁺

CO + HOH HCO + OH‾.

Гидролиз этих солей практически ограничивается первой стадией. Если к раствору хлорида алюминия (гидролизуется по катиону) прилить раствор карбоната натрия (гидролизуется по аниону), то образующиеся в результате гидролиза этих солей ионы Н⁺ и ОН‾ нейтрализуют друг друга. В соответствии с принципом Ле Шателье, удаление этих ионов из сферы реакции в виде молекул малодиссоциированной воды смещает оба равновесия вправо и в конечном счете приводит к образованию основания и кислоты. В результате этой реакции выпадает осадок гидроксида алюминия и выделяется углекислый газ:

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

или в ионной форме:

2Аl³⁺+ 3CO + 3H₂O = 2Al(OH)₃↓ + 3CO₂↑

Вследствие взаимного усиления гидролиза, приводящего к образованию кислоты и основания, взаимодействуют также соли железа(III) и хрома(III) с карбонатами щелочных металлов, соли алюминия и хрома(III) с сульфидом аммония, алюминаты с солями аммония, растворы которых имеют кислую среду, и некоторые другие.

Помимо солей гидролизу подвергаются также различные бинарные неорганические соединения (гидриды, нитриды, силициды, карбиды, фосфиды, галогениды неметаллов и др.) и органические вещества (сложные эфиры, жиры, белки, углеводы и др.).

У школьников часто возникают затруднения при составлении уравнений реакций гидролиза бинарных неорганических соединений. Поэтому приведем примеры уравнений реакций гидролиза этих веществ.

Гидриды активных металлов гидролизуются с образованием гидроксида металла и водорода Н₂:

КН + НОН = КОН + Н₂

Нитриды металлов в результате гидролиза образуют гидроксид металла и аммиак NH₃:

Mg₃N₂ + 6HOH = 3Mg(OH)₂↓ + 2NH₃↑

Гидролиз силицидов активных металлов приводит к образованию гидроксида металла и силана SiH₄:

Ca₂Si + 4H₂О = 2Ca(OH)₂ + SiH₄↑

Карбиды можно разделить на два типа – метаниды (Al₄C₃, Be₂C) и ацетилениды (CaC₂, MgC₂, Na₂C₂, K₂C₂).

Продуктом гидролиза метанидов является метан CH₄:

Al₄C₃ + 12HOH = 4Al(OH)₃↓ + 3CH₄↑

Be₂C + 4HOH = 2Be(OH)₂↓ + CH₄↑,

а ацетиленидов – ацетилен С₂Н₂:

CaC₂ + 2HOH = Ca(OH)₂ + C₂H₂↑

К₂С₂ + 2Н₂О = 2КОН + С₂Н₂ ↑

В результате гидролиза фосфидов металлов образуется гидроксид металла и фосфин PH₃:

Zn₃P₂ + 6HOH = 3Zn(OH)₂↓ + 2PH₃↑.

Отметим, что типичной ошибкой учащихся является запись в качестве одного из продуктов гидролиза оксида металла вместо гидроксида.

Гидролиз галогенидов неметаллов сопровождается выделением соответствующего гидроксида неметалла, в молекуле которого степень окисления центрального атома равна степени окисления неметалла в галогениде, и галогеноводорода:

Br₃+ 3H₂O = H₃ O₃ + 3HBr↑

Cl₅ + 4H₂O = H₃ O₄ + 5HCl↑

Cl₄ + 3H₂O = H₂ O₃ + 4HCl↑