му по химии / Дергачева гидролиз солей

УДК 541.13(07)

ББК 24.5

Д-36

Рецензент:

к.б.н., доц. ОИВТ (филиал) ФГОУ ВПО «НГАВТ» Е.С. Денисова

Работа одобрена учебно-методическим советом филиала в качестве учебного пособия для студентов очной и заочной форм обучения всех специальностей. (Протокол №4 от 27.01.2011 г.)

Дергачѐва, И.Н. Гидролиз солей [Текст] : учеб. пособие по химии для студентов очной и заочной форм обучения всех специальностей / И.Н. Дергачѐва – Омск: ОИВТ (филиал) ФГОУ ВПО «НГАВТ», 2011. – 25 с., [1].

Представлены теоретические и экспериментальные аспекты темы основного курса химии: «Гидролиз солей». Раскрыта специфика реакции гидролиза на судах речного флота и экологический аспект данной тематики. Предложены тестовые и контрольно-оценочные материалы по теме «Гидролиз солей».

Предназначено для студентов всех специальностей очной и заочной форм обучения.

©И.Н. Дергачѐва, 2011

©ОИВТ (филиал) ФГОУ ВПО

«НГАВТ», 2011

3

Введение

Данное учебное пособие «Гидролиз солей» продолжает изучение закономерностей протекания химических реакций, смещения равновесия обратимых процессов и является одним из существенных вопросов теории растворов.

Процессы гидролиза происходят в любых живых системах, антропогенных комплексов.

При изучении данного пособия студентам важно научиться в процессе решения соответствующих задач и теста умению объяснять сущность гидролиза солей, записывать краткие и полные ионные уравнения реакций гидролиза, объяснять изменение кислотности среды и образование кислых или основных солей в этом процессе. Также важно узнать о практическом значении гидролиза не только солей, но и других соединений. Особо интересен гидролиз на судах речного флота. Умение экспериментально подтверждать основные случаи гидролиза солей также является одним из ведущих умений при изучении химии как науки.

Предлагаемое пособие содержит теоретический, экспериментальный и контрольно-оценочный блоки, что отвечает принципу системности в изучении темы «Гидролиз солей».

4

1.ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ

1.1Гидролиз солей: понятие и количественные характеристики гидролиза

Гидролиз солей (от греч. hydro – вода, lysis – разложение) – это взаимодействие ионов соли с водой, приводящее к образованию слабого электролита.

Гидролизом солей называется обменная реакция взаимодействия ионов соли с водой с образованием малодиссоциированных соединений и сопровождающаяся изменением ионного равновесия воды, что отражается на характере среды.

Слабым электролитом принято считать химические соединения, молекулы которых даже в сильно разбавленных растворах не полностью диссоциированы на ионы. Степень диссоциации слабых электролитов меньше 3%. Примеры слабых электролитов – все органические кислоты, некоторые неорганические кислоты (например, H2S, HCN), большинство гидроксидов (например, Zn(OH)2, Cu(OH)2).

Важно помнить, что гидролизу подвергаются, не только соли, но и соединения различных классов: углеводы, белки, сложные эфиры, жиры и др.

В ходе гидролиза при участии пищеварительных ферментов в живом организме белки расщепляются на аминокислоты, жиры – на глицерин и жирные кислоты, полисахариды (например, крахмал и целлюлоза) – на моносахариды (например, на глюкозу), нуклеиновые кислоты – на свободные нуклеотиды.

Количественные характеристики гидролиза солей.

Данными количественными характеристиками являются: степень гидролиза (h)

константа гидролиза (Кг).

Гидролитическое равновесие количественно характеризуется степенью гидролиза. Это отношение числа гидролизированных молекул к общему числу растворенных молекул, выражается в %. Степень гидролиза увеличивается с повышением температуры и разбавлением.

Константой гидролиза (Кг) называется отношение произведения концентрации продуктов гидролиза к концентрации негидролизованной соли. Величина Кг, в отличие от степени гидролиза, не зависит от концентрации раствора. Отсюда следует, Кг является более удобной характеристикой процесса. Обе величины связаны между собой отношением аналогичным закону разбавления:

Ch2

Kr 1 h ,

где С – исходная концентрация соли в растворе, (моль/литр).

5

Если степень гидролиза мала (h <1), то Кг = h2 С,

Так для примеров 1 и 2 выражения констант равновесия (констант гидролиза) имеют вид:

Cu2+ + H-OH CuOH+ + H+;

Мы исключаем из рассмотрения воду, так как ее концентрация в водных растворах почти постоянна (~55 моль/л).

1.2 Факторы, влияющие на степень гидролиза солей

Поскольку гидролиз есть обратимая реакция, то на состояние такого равновесия влияют температура, концентрации участников реакции, добавки посторонних веществ. Если в реакции не участвуют газообразные вещества, практически не влияет давление.

Факторами, влияющими на степень гидролиза солей являются:

1)температура;

2)концентрация продуктов гидролиза;

3)концентрация соли;

4)разбавление;

5)добавки посторонних веществ.

Температура. Поскольку реакция гидролиза эндотермическая, то повышение температуры смещает равновесие в системе вправо, степень гидролиза увеличивается.

Концентрация продуктов гидролиза. В соответствии с принципом Ле Шателье, повышение концентрации ионов водорода для примера 1 (выделено курсивом):

Пример 1.

2CuSO4 + 2H2O (CuOH)2SO4 + H2SO4

Cu2+ + H-OH CuOH+ + H+

6

приведет к смещению равновесия влево. Степень гидролиза будет уменьшаться. Также будет влиять увеличение концентрации гидроксидионов для реакции, рассмотренной в примере 2 (выделено курсивом):

Пример 2.

К3PO4 + H2O К2HPO4 + КOH

PO43– + H-OH HPO42– + OH–

Концентрация соли. Равновесие в системе смещается вправо, в соответствии с принципом Ле Шателье, но степень гидролиза уменьшается. Понять это помогает нам константа равновесия.

При добавлении соли (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. Чтобы усилить гидролиз нужно разбавить раствор соли и нагреть его. Вот так можно довести гидролиз до конца.

Разбавление раствора равноценно увеличению концентрации одного из реагирующих веществ (воды) и приводит к усилению гидролиза. Гидролиз концентрированных растворов происходит слабее.

Добавки посторонних веществ, влияют на положение равновесия тогда, 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, а наоборот, влево, изза связывания ионов меди в нерастворимый сульфид меди.

1.3 Применение гидролиза

Гидролиз солей (например, карбонатов и фосфатов) применяется для очистки воды от различных вредных примесей и уменьшения ее жесткости.

Для понижения кислотности почв проводят известкование, также основанное на реакции гидролиза солей:

СО32- + НОН HСО3- + ОН–

7

Еще одна область использования данного процесса – это гидролиз древесины. Так, в промышленности получают ряд ценнейших продуктов: этиловый и метиловый спирт, белковые дрожжи, глюкоза, твердый оксид углерода (IV) и т.д.

Ферментативный гидролиз органических соединений применяется в пищевой, текстильной, фармацевтической промышленности. Применяя его в отношении жиров, целлюлозы и углеводов научились получать мыло, глицерин, карбоновые кислоты и другие ценные продукты.

Не менее важен процесс гидролиза на судах речного флота для перевозки опасных химических грузов – наливом. Так, при перевозке дихлорэтана следует учитывать его химические характеристики, а именно, отношение к воде. При взаимодействии с водой происходит гидролиз, который вызывает сильную коррозию. При нормальной температуре гидролиз протекает медленно, но усиливается при нагревании и в присутствии щелочей.

Также опасен гидролиз солей тяжелых металлов для экологии водных речных и морских объектов. Ведь известно, что тяжелые металлы относятся к приоритетным загрязняющим веществам, наблюдения за которыми обязательны в гидросфере. Значительные количества железа поступают с подземным стоком и со сточными водами предприятий металлургической, металлообрабатывающей, текстильной, лакокрасочной промышленности и с сельскохозяйственными стоками.

Тяжѐлые металлы проникают в живой организм, в основном, через воду (исключением является ртуть, пары которой очень опасны). Попав в организм, тяжѐлые металлы, чаще всего, не подвергаются каким-либо существенным превращениям и, включившись в биохимический цикл, они крайне медленно покидают его. Оказывают воздействие на печень, почки и нервную систему.

В воде происходит реакция взаимодействия значительного количества сульфатов железа (возможно и ванадия, кобальта, алюминия, меди и других металлов) и воды:

Fe2+ + 2H2O Fe(OH)2 + 2H+

Содержание железа в воде выше ПДКвр (для железа – это 0,1 мг/дм3) значительно ухудшает органолептические свойства, придавая ей неприятный вяжущий вкус, и делает воду малопригодной для использования даже в технических целях.

Для контроля качества поверхностных природных вод созданы различные экологические службы мониторинга. Они следят за состоянием загрязнения водных экосистем, находящихся под влиянием деятельности человека.

8

1.4 Основные случаи гидролиза солей

Поскольку соль состоит из катиона и аниона, то возможно четыре

случая гидролиза:

гидролиз по катиону (в реакцию с водой вступает только катион); гидролиз по аниону (в реакцию с водой вступает только анион); совместный гидролиз (в реакцию с водой вступает и катион, и

анион);

гидролиз не идѐт (соль образована сильным основанием и сильной кислотой)

1 случай гидролиза: гидролиз по аниону Гидролиз по аниону – гидролиз соли образованной сильным

основанием и слабой кислотой (например, Na2CO3, Na2S, CH3COOK, Na2SiO3, LiCN, K3PO4).

В результате гидролиза по аниону будет происходить подщелачивание среды (pH > 7).

Лакмус изменяет цвет на синий, фенолфталеин на красный.

Степень протекания гидролиза увеличивается в ряду анионов:

F−, NO2−, CH3COO−, SO32−, ClO−, CN−, CO32−, PO43−, S2−.

Примеры гидролиза по аниону. 1. Гидролиз Na2CO3

Первая ступень: в молекулярной форме:

Na2CO3 + H2O NaHCO3 + NaOH

в полной ионной форме:

2Na+ + CO32- + H2O 2Na+ + HCO3- + OH-

в сокращенной ионной форме:

CO32- + H2O HCO3- + OH-

Вторая ступень: в молекулярной форме:

NaHCO3 + H2O H2CO3 + NaOH

в полной ионной форме:

Na+ + HCO3- + H2O Na+ + H2CO3 + OH-

в сокращенной ионной форме:

HCO3- + H2O H2CO3 + OH-

2. Гидролиз CH3COONa

в молекулярной форме:

CH3COONa + H2O CH3COOH + NaOH

в полной ионной форме:

Na+ + CH3COO- + H2O Na+ + CH3COOH + OH-

в сокращенной ионной форме:

CH3COO- + H2O CH3COOH + OH-

9