17. Гидролиз солей. Основные типы гидролизы солей.
Гидролиз солей - это химическое взаимодействие ионов соли с ионами воды, приводящее к образованию слабого электролита. Слабым электролитом принято считать химические соединения, молекулы которых даже в сильно разбавленных растворах не полностью диссоциированы на ионы. Если рассматривать соль как продукт нейтрализации основания кислотой, то можно разделить соли на четыре группы, для каждой из которых гидролиз будет протекать по-своему. 1). Гидролиз не возможен Соль, образованная сильным основанием и сильной кислотой (KBr, NaCl, NaNO3), гидролизу подвергаться не будет, так как в этом случае слабый электролит не образуется. рН таких растворов = 7. Реакция среды остается нейтральной. 2). Гидролиз по катиону (в реакцию с водой вступает только катион) - гидролиз соли образованной слабым основанием и сильной кислотой (CuCl2, Zn(NO3)2, Al2(SO4)3, ZnBr2, Pb(NO3)2, Cr2(SO4)3 FeCl2, NH4Cl, Al2(SO4)3,MgSO4). В результате гидролиза образуется слабый электролит, ион H+ и другие ионы. рН раствора < 7 (раствор приобретает кислую реакцию). Гидролиз Al2(SO4)3 Первая ступень: в молекулярной форме: Al2(SO4)3 + 2H2O <=> 2Al(OH)SO4 + H2SO4 в полной ионной форме: 2Al3+ + 3SO42- + 2H2O <=> 2AlOH2+ + 3SO42- + 2H+ в сокращенной ионной форме: Al3+ + H2O <=> AlOH2+ + H+ Вторая ступень: в молекулярной форме: 2Al(OH)SO4 + 2H2O <=> (Al(OH)2)2SO4 + H2SO4 в полной ионной форме: 2AlOH2+ + 2SO42- + 2H2O <=> 2Al(OH)2+ + 2SO42- + 2H+ в сокращенной ионной форме: AlOH2+ + H2O <=> Al(OH)2+ + H+ Третья ступень: в молекулярной форме: (Al(OH)2)2SO4 + 2H2O <=> H2SO4 + 2Al(OH)3 в полной ионной форме: 2Al(OH)2+ + SO42- + 2H2O <=> 2Al(OH)3 + 2H+ + SO42- в сокращенной ионной форме: Al(OH)2+ + H2O <=> Al(OH)3 + H+ FeCl2 + HOH <=>Fe(OH)Cl + HCl Fe2+ + 2Cl- + H+ + OH- <=> FeOH+ + 2Cl- + Н+ 3). Гидролиз по аниону (в реакцию с водой вступает только анион) гидролиз соли образованной сильным основанием и слабой кислотой (например Na2CO3, Na2S, CH3COOK, Na2SiO3, LiCN, K3PO4). В результате гидролиза по аниону образуется слабый электролит, гидроксид-ион ОН- и другие ионы. рН таких растворов > 7 (раствор приобретает щелочную реакцию). 3. Гидролиз K3PO4 Первая ступень: в молекулярной форме: K3PO4 + H2O <=> K2HPO4 + KOH в полной ионной форме: 3K+ + PO43- + H2O <=> 3K+ + HPO42- + OH- в сокращенной ионной форме: PO43- + H2O <=> HPO42- + OH- Вторая ступень: в молекулярной форме: K2HPO4 + H2O <=> KH2PO4 + KOH в полной ионной форме: 2K+ + HPO42- + H2O <=> 2K+ + H2PO4- + OH- в сокращенной ионной форме: HPO42- + H2O <=> H2PO4- + OH- Третья ступень: в молекулярной форме: KH2PO4 + H2O <=> H3PO4 + KOH в полной ионной форме: K+ + H2PO4- + H2O <=> K+ + H2PO4- + OH- в сокращенной ионной форме: H2PO4- + H2O <=> H2PO4- + OH- 4). Совместный гидролиз (в реакцию с водой вступает и катион и анион) 3. Гидролиз по аниону и катионы (полный гидролиз) - гидролиз соли образованной слабым основанием и слабой кислотой (Na2CO3, СН3СООNН4, (NН4)2СО3, Al2S3, Na2S, CH3COOK, Na2SiO3, LiCN, K3PO4). гидролизуется и по катиону, и по аниону. В результате образуются малодиссоциирующие основание и кислота. рН растворов таких солей зависит от относительной силы кислоты и основания. Мерой силы кислоты и основания является константа диссоциации соответствующего реактива. Реакция среды этих растворов может быть нейтральной, слабокислой или слабощелочной: 1 Гидролиз CuS CuS + 2Н2О => Cu(OH)2 + H2S 2. Гидролиз ZnCO3 ZnCO3 + Н2О => Zn(OH)2 + CO2 + H2O 3. Гидролиз NH4CN NH4CN + H2O => NH4OH + HCN Al2S3 + 6H2O =>2Al(OH)3↓+ 3H2S↑ Гидролиз - процесс обратимый. Гидролиз протекает необратимо, если в результате реакции образуется нерастворимое основание и (или) летучая кислота Алгоритм составления уравнений гидролиза солей
|
Факторы, влияющие на степень гидролиза.
Поскольку гидролиз обратимая реакция, то на состояние равновесия гидролиза влияют температура, концентрации участников реакции, добавки посторонних веществ. Если в реакции не участвуют газообразные вещества, практически не влияет давление. Исключается из рассмотрения вода, так как ее концентрация в водных растворах практически постоянна (~55 моль/л). Так для наших примеров 1 и 2 выражения констант равновесия (констант гидролиза) имеют вид:
и 
Температура. Поскольку реакция гидролиза эндотермическая, то повышение температуры смещает равновесие в системе вправо, степень гидролиза возрастает.
Концентрация продуктов гидролиза. В соответствии с принципом Ле Шателье, повышение концентрации ионов водорода (для примера 1) приведет к смещению равновесия влево. Степень гидролиза будет уменьшаться. Также будет влиять увеличение концентрации гидроксид-ионов для реакции рассмотренной в примере 2.
Концентрация соли. Рассмотрение этого фактора приводит к парадоксальному выводу: равновесие в системе смещается вправо, в соответствии с принципом Ле Шателье, но степень гидролиза уменьшается. Понять это помогает константа равновесия. Да, при добавлении соли, то есть фосфат-ионов (пример 2), равновесие будет смещаться вправо, концентрация гидрофосфат и гидроксид-ионов будет возрастать. Но из рассмотрения константы равновесия этой реакции ясно, что для того, чтобы увеличить концентрацию гидроксид-ионов вдвое, нам надо концентрацию фосфат-ионов увеличить в 4 раза! Ведь значение константы должно быть неизменным. А это значит, что степень гидролиза, под которой можно понимать отношение [OH–] / [PO43–], уменьшится вдвое.
Разбавление. Этот фактор означает одновременное уменьшение концентрации всех частиц в растворе (не считая воды). В соответствии с принципом Ле Шателье, такое воздействие приводит к смещению равновесия в сторону реакции, идущей с увеличением числа частиц. Реакция гидролиза протекает (без учета воды!) с увеличением числа частиц. Следовательно при разбавлении равновесие смещается в сторону протекания этой реакции, вправо, степень гидролиза возрастает. К этому же выводу придем из рассмотрения константы гидролиза.
Добавки посторонних веществ могут влиять на положение равновесия в том случае, когда эти вещества реагируют с одним из участников реакции. Так, при добавлении к раствору сульфата меди (пример 1) раствора гидроксида натрия, содержащиеся в нем гидроксид-ионы будут взаимодействовать с ионами водорода. В результате их концентрация уменьшится, и, по принципу Ле Шателье, равновесие в системе сместится вправо, степень гидролиза возрастет. А если к тому же раствору добавить раствор сульфида натрия, то равновесие сместится не вправо, как можно было бы ожидать (взаимное усиление гидролиза) а наоборот, влево, из-за связывания ионов меди в практически нерастворимый сульфид меди.
