Гидролиз солей

Теоретические сведения

При растворении соли в воде происходит её электролитическая диссоциация на анионы и катионы, которые могут взаимодействовать с водой. Если катион соли является остатком слабого основания, то образуется соответствующее слабое основание; если анион соли – остаток слабой кислоты, то в результате гидролиза образуется слабая кислота.

Хлорид аммония NH₄Cl, образованный слабым основанием NH₄OH и сильной кислотой HCl, при растворении в воде вступает в обменное взаимодействие:

N H₄Cl + HOH NH₄OH + HCl

N H₄⁺ + Cl^¯ + HOH NH₄OH + H⁺ + Cl¯

N H₄⁺ + HOH NH₄OH + H⁺

В данном случае устанавливается ионно-молекулярное равновесие, так как слабый электролит (Н₂О) является одним из исходных веществ и слабое основание NH₄OH – один из продуктов реакции.

Таким образом, гидролиз солей относится к обратимым реакциям и протекает тем полнее, чем более слабым электролитом будет кислота или основание, образовавшие соль. Причиной гидролиза, то есть веществом, смещающим равновесие гидролиза в сторону образования продуктов реакции, являются слабые кислоты и основания. Чем слабее электролит (чем меньше величина его константы диссоциации), тем полнее протекает гидролиз.

В результате взаимодействия с водой хлорида аммония в растворе накапливаются свободные ионы Н⁺ и реакция среды становится кислой, т.к. С_Н+ > С_{ОН ˉ} . NH₄Cl гидролизуется по катиону ─ остатку слабого основания.

Нитрит натрия NaNO₂ образован слабой кислотой HNO₂ и сильным основанием NaOH.

NaNO₂ + HOH NaOH + HNO₂

N a⁺ + NO₂‾ + HOH Na⁺ + OH‾ + HNO₂

N O₂‾ + HOH OH‾ + HNO₂

Реакция среды в растворе нитрита натрия щелочная вследствие накопления свободных ионов ОН ˉ, так как С_Н+ < С_ОНˉ. Причиной гидролиза является образование слабой кислоты – HNO₂ , т.о. NaNO₂ гидролизуется по аниону.

Нитрит аммония образован слабым основанием NH₄OH и слабой кислотой HNO₂. При взаимодействии с водой образуются данные слабые электролиты:

NH₄ NO₂ + НОН NH₄OH + HNO₂;

NH₄⁺ + NO₂‾ + НОН NH₄OH + HNO₂.

В данном случае рН среды зависит от констант диссоциации слабой кислоты и слабого основания, образовавших соль. В данном случае К (HNO₂) = 4·10‾⁴ несколько больше, чем К (NH₄OH) = 1,8·10‾⁵ (табл. 4.2), поэтому концентрация ионов Н⁺ будет больше концентрации ионов ОН‾ примерно в 10 раз и реакция среды будет кислой.

NH₄ NO₂ гидролизуется как по катиону, так и по аниону.

Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием, гидролизу не подвергаются, и pH среды не меняется, например:

KNO₃ + HOH KOH + HNO₃;

K⁺ + NO₃‾ + HOH K⁺ + OH‾ + H⁺ + NO₃‾;

HOH H⁺ + OH‾.

Соли, образованные многозарядными остатками слабых кислот и оснований, подвергаются ступенчатому гидролизу.

Таким образом, гидролизом называется обменное взаимодействие ионов соли с водой, которое сопровождается образованием слабого электролита и изменением рН среды.

Реакция среды раствора соли зависит от химической природы кислот и оснований, образовавших данную соль (табл. 4.4).

Таблица 4.4

Реакция среды в растворах гидролизующихся и не гидролизующихся солей

Кислота, образовавшая соль	Основание, образовавшее соль	Гидролиз по …	Реакция среды	рН
сильная	слабое	катиону	кислая	< 7
слабая	сильное	аниону	щелочная	> 7
слабая	слабое	катиону и аниону	близкая к нейтральной	≈ 7
сильная	сильное	не гидролизуется	нейтральная	= 7

ВЫПОЛНЕНИЕ ЗАДАНИЯ

Отличие солей гидролизующихся и не гидролизующихся

В три пробирки наливается по 4–5 мл воды и измеряется pH универсальной индикаторной бумагой. На кончике микрошпателя вносится в одну пробирку FeCl₃, в другую – Na₂CO₃, в третью – NaCl. Пробирки встряхиваются для растворения солей, и вновь измеряется pH. Результаты опыта внесены в табл. 4.5.

Таблица 4.5

Реакция среды растворителя и растворов солей

Среда	pH	Изменение pH (увеличение, уменьшение) при растворении соли	Гидролиз по аниону, по катиону, отсутствие гидролиза
H2O	7	—	—
Раствор FeCl3	2
Раствор Na2CO3	10
Раствор NaCl	7

Запишите в таблицу данные об изменении рН (увеличение или уменьшение) при растворении соли. Напишите в тетради уравнения взаимодействия солей с водой в молекулярной и ионно-молекулярной форме. В тех случаях, когда идёт гидролиз, определите: по аниону, или по катиону гидролизуется соль. Докажите, что при растворении в воде хлорида натрия pH не должен меняться.

FeCl₃ + НОН → ________________________________________________________________

________________________________________________________________________________

________________________________________________________________________________

Na₂CO₃ + НОН → _____________________________________________________________

________________________________________________________________________________

________________________________________________________________________________

NaCl + НОН → ________________________________________________________________

________________________________________________________________________________

________________________________________________________________________________

Влияние на процесс гидролиза нагревания и разбавления растворов

Реакция гидролиза является обратной реакции нейтрализации, а т.к. последняя идёт с выделением теплоты, то процесс гидролиза является эндотермическим, т.е. идёт с поглощением теплоты.

поглощение теплоты в ходе процесса

Соль + Вода Кислота + Основание; Δ_rH > 0

выделение теплоты в ходе процесса

В соответствии с правилами смещения химического равновесия нагревание раствора соли должно смещать равновесие в сторону процесса, идущего с поглощением тепла, т.е. усиливать гидролиз соли. Разбавление раствора водой также способствует протеканию гидролиза, т.к. увеличивается число ионов H⁺ и OH‾, взаимодействующих с ионами соли.

В 1 мл воды растворяется немного хлорида железа (III) и раствор подогревается. Наблюдается помутнение прозрачного раствора вследствие образования соли Fe(OH)₂Cl. Содержимое пробирки разбавляется в 2 – 3 раза водой и некоторое время кипятится. Наблюдается образование красно-бурого осадка гидроксида железа (III). Схема опыта и наблюдаемые результаты представлены на рис.4.5.

Рис. 4.5. Схема ступенчатого гидролиза хлорида железа (III)

Ионно-молекулярные уравнения ступенчатого гидролиза хлорида железа (III) имеют следующий вид:

1-я ступень: Fe ³⁺ + HOH ↔ FeOH ²⁺ + H⁺;

2-я ступень: FeOH ²⁺ + НОН ↔ Fe(OH)₂ ⁺ + Н⁺;

3-я ступень: Fe(OH)₂ ⁺ + НОН ↔ Fe(OH)₃ ↓ + Н⁺.

Усиливает или уменьшает гидролиз соли разбавление и нагревание раствора?

________________________________________________________________________________

Пример 4.13. При помощи фенолфталеина можно различить растворы солей

1) Ba(NO₃)₂ и NaCl 2) CuCl₂ и K₂SO₃ 3) FeCl₂ и AlBr₃ 4) KNO₃ и NaBr

Решение. Рассмотрим характер кислот и оснований, образовавших соли, реакцию среды (табл. 4.4) и окраску растворов фенолфталеином (рис. 4.4). Результаты анализа представлены в табл. 4.6.

Таблица 4.6

Характеристика растворов некоторых солей

Номер ответа	Соль	Соль образована		рН	Окраска фенолфталеина
		кислотой	основанием
1	Ba(NO3)2	сильной	сильным	= 7	бесцветная
	NaCl	сильной	сильным	= 7	бесцветная
2	CuCl2	сильная	слабое	< 7	бесцветная
	K2SO3	слабая	сильное	> 7	розовая
3	FeCl2	сильная	слабое	< 7	бесцветная
	AlBr3	сильная	слабое	< 7	бесцветная
4	KNO3	сильной	сильным	= 7	бесцветная
	NaBr	сильной	сильным	= 7	бесцветная

Фенолфталеин в кислой и нейтральной среде бесцветен, а в щелочной имеет розовую окраску, поэтому раствор K₂SO₃ он окрашивает в розовый цвет, а раствор CuCl₂ не окрашивает. По этому признаку можно различить растворы данных солей.

Правильный ответ: 2.

Упражнение 4.10. При помощи лакмуса можно различить растворы солей

1) Na₂SO₄ и NaCl ₂) FeCl₂ и AlBr_{3 3}) K₂SO₄ и CaBr₂ 4) NaCl и Na₂SO₃

Определите с помощью табл. 4.1, 4.2, 4.3 реакцию среды в растворах солей и окраску индикатора лакмуса в различных средах (рис. 4.4). Растворы тех двух солей, которые будут иметь разную окраску, можно различить с помощью лакмуса.

________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Пример 4.14. Гидролизу по катиону подвергается соль, формула которой

1) FeSO₄ 2) NaCl 3) Na₂SiO₃ 4) Na₂CO₃

Решение. В соответствии с табл. 4.4 гидролизу по катиону подвергается соль, образованная слабым основанием и сильной кислотой. В данном случае это соль FeSO₄, образованная слабым основанием Fe(OH)₂ и сильной кислотой H₂SO₄.

Правильный ответ: 1.

Упражнение 4.11. Формула соли, не подвергающейся гидролизу, имеет вид

1) FeCl₃ 2) K₂CO₃ 3) K₂SO₄ 4) К₂S

Ответ подтвердите, указав, какой кислотой (сильной или слабой) и каким основанием (сильным или слабым) образованы соли. Напишите уравнение предполагаемого взаимодействия с водой не гидролизующейся соли.

________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Пример 4.15. В наибольшей степени гидролиз протекает в 1 %-ном растворе соли

1) нитрат кальция 2) хлорид железа (III) 3) сульфат меди(II) 4) хлорид железа (II)

Решение. Степень гидролиза соли при равной концентрации раствора будет тем больше, чем слабее электролит, образовавший соль (у него меньше константа диссоциации).

В нашем случае следует сравнивать константы диссоциации оснований: Са(ОН)₂ − основание средней силы, а из оставшихся трёх, самое слабое Fe(OH)₃ (табл. 4.4).

Правильный ответ: 2.

ТИПОВЫЕ КОНТРОЛЬНЫЕ ЗАДАНИЯ

1. Гидролизу по аниону подвергается соль, формула которой

1) AlBr₃ 2) Ba(NO₃)₂ 3) NaBr 4) Na₂SO₃

2. Метилоранж окрашен в красный цвет, фенолфталеин бесцветен в растворе

1) KNO₃ 2) Na₂СO₃ 3) CaBr₂ 4) Al(NO₃)₃

3. Для уменьшения степени гидролиза хлорида меди (II) необходимо

1) разбавить раствор 2) увеличить температуру

3) добавить кислоты 4) добавить щёлочи

Задание 5. ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ И

ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКИЕ ПРОЦЕССЫ