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).

Рисунок 3. Классификация солей

 

Рассмотрим поведение солей различных типов в растворе.

I. 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

H2O

OH^– + H^+

 

(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. 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:

 

НСОО^–, СН3СОО^–, CN^–

(от слабых кислот – муравьиной НСООН, уксусной СН3СООН, цианистоводородной НСN)

 

 

II. 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⁺,...).

III. 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:

1.

 

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:

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

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

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

IV. 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.

Гидролиз можно подавить (значительно уменьшить количество подвергающейся гидролизу соли), действуя следующим образом:

1. увеличить концентрацию растворенного вещества;

2. охладить раствор (для ослабления гидролиза растворы солей следует хранить концентрированными и при низких температурах);

3. ввести в раствор один из продуктов гидролиза; например, подкислять раствор, если его среда в результате гидролиза кислотная, или подщелачивать, если – щелочная.

Гидролиз солей имеет и практическое, и биологическое значение. Еще в древности в качестве моющего средства использовали золу. В золе содержится карбонат калия K₂СО₃, который в воде гидролизуется по аниону, водный раствор приобретает мылкость за счет образующихся при гидролизе ионов ОН.^–                                  

В настоящее время в быту мы используем мыло, стиральные порошки и другие моющие средства. Основной компонент мыла – это натриевые или калиевые соли высших жирных карбоновых кислот: стеараты, пальмитаты, которые гидролизуются.

Гидролиз стеарата натрия C₁₇H₃₅COONa выражается следующим ионным уравнением:

C17H35COO^– + H2O

C17H35COOH + OH^–

то есть раствор имеет слабощелочную среду.

В состав же стиральных порошков и других моющих средств специально вводят соли неорганических кислот (фосфаты, карбонаты), которые усиливают моющее действие за счет повышения pH среды.

Соли, создающие необходимую щелочную среду раствора, содержатся в фотографическом проявителе. Это карбонат натрия Na₂CO₃, карбонат калия K₂СО₃, бура Na₂B₄O₇ и другие соли, гидролизующиеся по аниону.

Если кислотность почвы недостаточная, у растений появляется болезнь – хлороз. Ее признаки – пожелтение или побеление листьев, отставание в росте и развитии. Если pH_почвы > 7,5, то в нее вносят аммония (NH₄) ₂ SO₄, которое способствует повышению кислотности, благодаря гидролизу по катиону, проходящему в почве:

Неоценима биологическая роль гидролиза некоторых солей, входящих в

состав нашего организма. Например, в составе крови содержатся соли гидрокарбонат и гидрофосфат натрия. Их роль заключается в поддержании определенной реакции среды.

Это происходит за счет смещения равновесия процессов гидролиза:

Если в крови избыток ионов Н⁺, они связываются с гидроксидионами OH^– и равновесие смещается вправо. При избытке гидроксид-ионов OH^– равновесие смещается влево. Благодаря этому кислотность крови здорового человека колеблется незначительно.

Другой пример: в составе слюны человека есть ионы НРО₄^2–. Благодаря им в полости рта поддерживается определенная среда (pH = 7 – 7,5).