Сайт учителя химии Черкасовой Елены Михайловны

Гидролиз неорганических веществ

Водные растворы солей имеют разные значения рН и различные типы сред – кислотную (pH < 7), щелочную (pH > 7), нейтральную (pH = 7). Это объясняется тем, что соли в водных растворах могут подвергаться гидролизу.

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 H⁺ или ОН^–, и раствор соли становится кислотным или щелочным соответственно.

Любую соль можно представить как продукт взаимодействия основания с кислотой. Например, соль KСlO образована сильным основанием KОН и слабой кислотой НСlO.

В зависимости от силы основания и кислоты можно выделить 4 типа солей (рис 3).

I. Образованы сильным основанием и слабой кислотой. Пример:

KCNS. Na(CН₃COO), Ba(N0₂)₂. Rb₂C0₃

II. Образованы сильной кислотой н слабым основан нем. Пример:

CuCI2, NH,Br. FeS04, Mn(N03)2. CoI2

III. Образованы слабым основанием и слабой кислотой. Пример:

(NH ₄)₂S. Cu(CH₃COO)₂. NH₄ CNS

IV. Образованы сильной кислотой и сильным основанием. Примеры:

NaCI, K₂ SO_4, Ca(N03)2, Bal2. CsBr

 

Рассмотрим поведение солей различных типов в растворе.

1. Соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой.

   Например, соль нитрит калия KNO₂ образована сильным основанием KОН и слабой кислотой HNO₂

В водном растворе происходит полная диссоциация соли

KNO₂ = K⁺ + NO₂^–

(сильный электролит) и очень незначительная диссоциация молекул воды

 

(очень слабый электролит):

 

Запишем полное ионное уравнение происходящего процесса (гидролиза):

Этот процесс обратим, и химическое равновесие смещено влево (в сторону образования исходных веществ), так как вода – значительно более слабый электролит, чем азотистая кислота HNO₂.

Сокращенное ионное уравнение гидролиза:

Уравнение показывает, что:

1. 1. в растворе есть свободные гидроксид-ионы ОН^– и концентрация их больше, чем в чистой воде, поэтому раствор соли KNO₂ имеет щелочную среду (pH > 7);

      в реакции с водой участвуют анионы NO₂^–; в таком случае говорят, что идет гидролиз по аниону.

   2. Другие примеры анионов, которые участвуют в реакции с водой:

 

1. Соли, образованные сильной кислотой и слабым основанием.

   Например, рассмотрим гидролиз иодида аммония NH₄I.

 

В водном растворе:

Полное ионное уравнение гидролиза:

Процесс обратим, химическое равновесие смещено в сторону образования исходных веществ, так как 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 (pH < 7);

в реакции с водой участвуют катионы аммония NH₄⁺; в таком случае говорят, что идет гидролиз по катиону.

2.В реакции с водой могут участвовать и многозарядные катионы: двухзарядные M²⁺ (например, Ni²⁺, Cu²⁺, Zn²⁺, ...), кроме катионов

 

щелочноземельных металлов, трехразрядные M³⁺ (например, Fe³⁺, Al³⁺, Cr³⁺, ...).

1. Соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой.

   Вам, очевидно, уже ясно, что такие соли подвергаются гидролизу и по катиону, и по аниону.

   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 соли

   1. ацетата аммония NH₄(CH₃COO) и

В водном растворе:

Запишем ионные уравнения гидролиза:

 

В этом случае гидролиз обратимый, но равновесие смещено в сторону образования продуктов гидролиза – двух слабых электролитов.

В этом случае среда раствора нейтральная (pH = 7), так как K_д(СН₃СООН) = K_д(NH₃ ∙ H₂O) = 1,8 ∙ 10–5. Гидролиз большинства солей является обратимым процессом. В состоянии химического равновесия гидролизована лишь часть соли. Однако некоторые соли полностью разлагаются водой, то есть их гидролиз является необратимым процессом.

Подведем итог тому, что вы узнали о гидролизе и по катиону, и по аниону:

1. 1. если соли гидролизуются и по катиону, и по аниону обратимо, то химическое равновесие в реакциях гидролиза смещено вправо;

   2. реакция среды при этом или нейтральная, или слабокислотная, или слабощелочная, что зависит от соотношения констант диссоциации образующегося основания и кислоты;

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

2. Соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой, не подвергаются гидролизу. К этому выводу вы пришли, очевидно, сами.

   Рассмотрим «поведение» в растворе хлорида калия KСl.

   В водном растворе:

Все ионы останутся в растворе, они не могут объединяться, так как при этом не образуются слабые электролиты – гидролиз не происходит. Среда раствора нейтральная (pH = 7), так как концентрации ионов Н⁺ и ОН^– в растворе равны, как в чистой воде.