Согласно теории электролитической диссоциации в водном растворе частицы растворенного вещества взаимодействуют с молекулами воды. Такое взаимодействие может привести к реакции гидролиза.
Гидролиз - это реакция обменного разложения вещества водой.
Гидролизу подвергаются различные вещества: неорганические - соли, карбиды и гидриды металлов, галогениды неметаллов; органические - галогеналканы, сложные эфиры и жиры, углеводы, белки, полинуклеотиды.
Водные растворы солей имеют разные значения рН и различные типы сред - кислотную (рН < 7), щелочную (рН > 7), нейтральную (рН = 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 Н + или ОН — , и раствор соли становится кислотным или щелочным соответственно.
Классификация солей
Любую соль можно представить как продукт взаимодействия основания с кислотой. Например, соль KClO образована сильным основанием KOH и слабой кислотой HClO.
В зависимости от силы основания и кислоты можно выделить четыре типа солей .
Рассмотрим поведение солей различных типов в растворе.
1. Соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой .
Например, соль цианид калия KCN образована сильным основанием KOH и слабой кислотой HCN:
В водном растворе соли происходят два процесса:
2) полная диссоциация соли (сильного электролита):
Образующиеся при этих процессах ионы Н + и CN — взаимодействуют между собой, связываясь в молекулы слабого электролита - цианистоводородной кислоты HCN, тогда как гидроксид - ион ОН — остается в растворе, обусловливая тем самым его щелочную среду. Происходит гидролиз по аниону CN — .
Запишем полное ионное уравнение происходящего процесса (гидролиза):
Этот процесс обратим, и химическое равновесие смещено влево (в сторону образования исходных веществ), т. к. вода - значительно более слабый электролит, чем цианистоводородная кислота HCN:
Уравнение показывает, что:
1) в растворе есть свободные гидроксид-ионы ОН — , и концентрация их больше, чем в чистой воде, поэтому раствор соли KCN имеет щелочную среду (рН > 7);
2) в реакции с водой участвуют ионы CN — , в таком случае говорят, что идет гидролиз по аниону. Другие примеры анионов слабых кислот, которые участвуют в реакции с водой:
Муравьиной HCOOH - анион HCOO — ;
Уксусной CH 3 COOH - анион CH 3 COO — ;
Азотистой HNO 2 - анион NO 2 — ;
Сероводородной H 2 S - анион S 2- ;
Угольной H 2 CO 3 - анион CO 3 2- ;
Сернистой H 2 SO 3 - анион SO 3 2- .
Рассмотрим гидролиз карбоната натрия Na 2 CO 3:
Происходит гидролиз соли по аниону CO 3 2- .
Продукты гидролиза - кислая соль NaHCO 3 и гидроксид натрия NaOH.
Среда водного раствора карбоната натрия - щелочная (рН > 7), потому что в растворе увеличивается концентрация ионов ОН — . Кислая соль NaHCO 3 тоже может подвергаться гидролизу, который протекает в очень незначительной степени, и им можно пренебречь.
Подведем итог тому, что вы узнали о гидролизе по аниону:
1) по аниону соли, как правило, гидролизуются обратимо;
2) химическое равновесие в таких реакциях сильно смещено влево;
3) реакция среды в растворах подобных солей щелочная (рН > 7);
4) при гидролизе солей, образованных слабыми многоосновными кислотами, получаются кислые соли.
2. Соли, образованные сильной кислотой и слабым основанием .
Рассмотрим гидролиз хлорида аммония NH 4 Cl.
В водном растворе соли происходят два процесса:
1) незначительная обратимая диссоциация молекул воды (очень слабого амфотерного электролита), которую упрощенно можно записать с помощью уравнения:
2) полная диссоциация соли (сильного электролита):
Образующиеся при этом ионы OH — и NH 4 взаимодействуют между собой с получением NH 3 H 2 O (слабый электролит), тогда как ионы Н + остаются в растворе, обусловливая тем самым его кислотную среду.
Полное ионное уравнение гидролиза:
Процесс обратим, химическое равновесие смещено в сторону образования исходных веществ, т. к. вода Н 2 О - значительно более слабый электролит, чем гидрат аммиака NH 3 H 2 O.
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);
2) в реакции с водой участвуют катионы аммония NH + ; в таком случае говорят, что идет гидролиз по катиону.
В реакции с водой могут участвовать и многозарядные катионы: двухзарядные М 2+ (например, Ni 2 +, Cu 2 +, Zn 2+ …), кроме катионов щелочноземельных металлов, трехзарядные М 3 + (например, Fe 3 +, Al 3 +, Cr 3+ …).
Рассмотрим гидролиз нитрата никеля Ni(NO 3) 2 , гидролиз соли по катиону:
Происходит гидролиз соли по катиону Ni 2+ .
Полное ионное уравнение гидролиза:
Сокращенное ионное уравнение:
Продукты гидролиза - основная соль NiOHNO 3 и азотная кислота HNO 3 .
Среда водного раствора нитрата никеля кислотная (рН < 7), потому что в растворе увеличивается концентрация ионов Н + .
Гидролиз соли NiOHNO 3 протекает в значительно меньшей степени, и им можно пренебречь. Таким образом:
1) по катиону соли, как правило, гидролизуются обратимо;
2) химическое равновесие реакций сильно смещено влево;
3) реакция среды в растворах таких солей кислотная (рН < 7);
4) при гидролизе солей, образованных слабыми многокислотными основаниями, получаются основные соли.
3. Соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой .
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 двух солей: ацетата аммония NH 4 CH 3 COO и формиата аммония NH 4 HCCO:
В водных растворах этих солей катионы слабого основания NH + взаимодействуют с гидроксид-ионами ОН — (напомним, что вода диссоциирует H 2 O = H + + OH —), а анионы слабых кислот CH 3 COO — и HCOO — взаимодействуют с катионами Н + с образованием молекул слабых кислот - уксусной CH 3 COOH и муравьиной HCOOH.
Запишем ионные уравнения гидролиза:
В этих случаях гидролиз тоже обратимый, но равновесие смещено в сторону образования продуктов гидролиза - двух слабых электролитов.
В первом случае среда раствора нейтральная (рН = 7), т. к. K д (CH 3 COOH) = K д (NH 3 H 2 O) = 1,8 10 -5 . Во втором случае среда раствора будет слабокислотной (pH < 7), т. к. K д (HCOOH) = 2,1 10 -4 и K д (NH 3 H 2 O) < K д HCOOH), где K д - константа диссоциации.
Гидролиз большинства солей является обратимым процессом. В состоянии химического равновесия гидролизована лишь часть соли. Однако некоторые соли полностью разлагаются водой, т. е. их гидролиз является необратимым процессом.
Сульфид алюминия Al 2 S 3 в воде подвергается необратимому гидролизу, т. к. появляющиеся при гидролизе по катиону ионы Н + связываются образующимися при гидролизе по аниону ионами ОН — . Это усиливает гидролиз и приводит к образованию нерастворимого гидроксида алюминия и газообразного сероводорода:
Поэтому сульфид алюминия Al 2 S 3 нельзя получить реакцией обмена между водными растворами двух солей, например, хлорида алюминия AlCl 3 и сульфида натрия Na 2 S.
В результате гидролиза и по катиону, и по аниону:
1) если соли гидролизуются и по катиону, и по аниону обратимо, то химическое равновесие в реакциях гидролиза смещено вправо; реакция среды при этом или нейтральная, или слабокислотная, или слабощелочная, что зависит от соотношения констант диссоциации образующихся основания и кислоты;
2) соли могут гидролизоваться и по катиону, и по аниону необратимо, если хотя бы один из продуктов гидролиза уходит из сферы реакции.
4. Соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой , не подвергаются гидролизу .
Рассмотрим «поведение» в растворе хлорида калия KCl.
Соль в водном растворе диссоциирует на ионы (KCl = K + + Cl —), но при взаимодействии с водой слабый электролит образоваться не может. Среда раствора нейтральная (рН = 7), т. к. концентрации ионов Н + и ОН — в растворе равны, как в чистой воде.
Другими примерами подобных солей могут быть галогениды, нитраты, перхлораты, сульфаты, хроматы и дихроматы щелочных металлов, галогениды (кроме фторидов), нитраты и перхлораты щелочноземельных металлов.
Следует также отметить, что реакция обратимого гидролиза полностью подчиняется принципу Ле Шателье . Поэтому гидролиз соли можно усилить (и даже сделать необратимым) следующими способами:
1) добавить воды (уменьшить концентрацию);
2) нагреть раствор, при этом усиливается эндотермическая диссоциация воды:
А значит, увеличивается количество Н + и ОН — , которые необходимы для осуществления гидролиза соли;
3) связать один из продуктов гидролиза в труднорастворимое соединение или удалить один из продуктов в газовую фазу; например, гидролиз цианида аммония NH 4 CN будет значительно усиливаться за счет разложения гидрата аммиака с образованием аммиака NH 3 и воды Н 2 О:
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.
Значение гидролиза
Гидролиз солей имеет и практическое, и биологическое значение .
Еще в древности в качестве моющего средства использовали золу. В золе содержится карбонат калия K 2 CO 3 , 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 и калиевые соли высших жирных карбоновых кислот: стеараты, пальмитаты, которые гидролизуются.
Гидролиз стеарата натрия C 17 H 35 COONa выражается следующим ионным уравнением:
т. е. раствор имеет слабощелочную среду.
Соли, создающие необходимую щелочную среду раствора, содержатся в фотографическом проявителе. Это карбонат натрия Na 2 CO 3 , карбонат калия K 2 CO 3 , бура Na 2 B 4 O 7 и другие соли, гидролизующиеся по аниону.
Если кислотность почвы недостаточна, у растений появляется болезнь - хлороз. Ее признаки - пожелтение или побеление листьев, отставание в росте и развитии. Если рН > 7,5, то в нее почвы вносят удобрение сульфат аммония (NH 4) 2 SO 4 , которое способствует повышению кислотности благодаря гидролизу по катиону, проходящему в почве:
Неоценима биологическая роль гидролиза некоторых солей, входящих в состав нашего организма.
Например, в состав крови входят 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 гидроксид-ионами ОН — , и равновесие смещается вправо. При избытке гидроксид-ионов ОН — равновесие смещается влево. Благодаря этому кислотность крови здорового человека колеблется незначительно.
Или например: в составе слюны человека есть ионы HPO 4 — . Благодаря им в полости рта поддерживается определенная среда (рН = 7-7,5).
Справочный материал для прохождения тестирования:
Таблица Менделеева
Таблица растворимости
И показывают различную реакцию среды - кислую, щелочную, нейтральную.
Например, водный раствор хлорида алюминия AlCl 3 имеет кислую среду (рН < 7), раствор карбоната калия K 2 СО 3 - щелочную среду (pН > 7), растворы хлорида натрия NaCl и нитрита свинца Pb(NO 2) 2 - нейтральную среду (pН = 7). Эти соли не содержат в своем составе ионы водорода Н + или гидроксид-ионы ОН — , которые определяют среду раствора. Чем же можно объяснить различные среды водных растворов солей? Это объясняется тем, что в водных растворах соли подвергаются гидролизу .
Слово «гидролиз» означает разложение водой («гидро» - вода, «лизис» - разложение).
Гидролиз - одно из важнейших химических свойств .
Гидролизом соли называется взаимодействие ионов соли с водой, в результате которого образуются слабые электролиты.
Сущность гидролиза сводится к химическому взаимодействию катионов или анионов соли с гидроксид-ионами ОН — или ионами водорода Н + из молекул воды. В результате этого взаимодействия образуется малодиссоциирующее соединение (слабый электролит). Химическое равновесие процесса диссоциации воды смещается вправо.
Поэтому в водном растворе соли появляется избыток свободных ионов Н + или ОН — , и раствор соли показывает кислую или щелочную среду.
Гидролиз - процесс обратимый для большинства солей. В состоянии равновесия только небольшая часть ионов соли гидролизуется.
Любую соль можно представить как продукт взаимодействия с . Например, соль NaClO образована слабой кислотой HClO и сильным основанием NaOH.
В зависимости от силы исходной кислоты и исходного основания соли можно разделить на 4 типа:
Соли I, II, III типов подвергаются гидролизу, соли IV типа не подвергаются гидролизу
Рассмотрим примеры гидролиза различных типов солей.
I . Соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой, подвергаются гидролизу по аниону. Эти соли образованы катионом сильного основания и анионом слабой кислоты, который связывает катион водорода Н + молекулы воды, образуя слабый электролит (кислоту).
Пример: Составим молекулярное и ионные уравнения гидролиза нитрита калия KNO 2 .
Соль KNO 2 образована слабой одноосновной кислотой HNO 2 и сильным основанием KОН, что можно изобразить схематически так:
Напишем уравнение гидролиза соли KNO 2:
Каков механизм гидролиза этой соли?
Так как ионы Н + соединяются в молекулы слабого электролита HNО 2 , их концентрация уменьшается и равновесие процесса диссоциации воды по принципу Ле-Шателье смещается вправо. В растворе увеличивается концентрация свободных гидроксид-ионов ОН — . Поэтому раствор соли KNO 2 имеет щелочную реакцию (pН > 7).
Вывод: Соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой, при растворении в воде показывают щелочную реакцию среды, pН > 7.
II . Соли, образованные слабым основанием и сильной кислотой, гидролизуются по катиону. Эти соли образованы катионом слабого основания и анионом сильной кислоты. Катион соли связывает гидроксид-ион ОН — воды, образуя слабый электролит (основание).
Пример: Составим молекулярное и ионное уравнения гидролиза йодида аммония NH 4 I.
Соль NH 4 I образована слабым однокислотным основанием NH 4 OH и сильной кислотой НI:
При растворении в воде соли NH 4 I катионы аммония NH 4 + связываются с гидроксид-ионами ОН — воды, образуя слабый электролит – . В растворе появляется избыток ионов водорода Н + . Среда раствора соли NH 4 I – кислая, рН<7.
Вывод: Соли, образованные сильной кислотой и слабым основанием, при гидролизе показывают кислую реакцию среды, рН < 7.
III . Соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой, гидролизуются одновременно и по катиону, и по аниону. Эти соли образованы катионом слабого основания, который связывает ионы ОН — из молекулы воды и образует слабое основание, и анионом слабой кислоты, который связывает ионы Н + из молекулы воды и образует слабую кислоту. Реакция растворов этих солей может быть нейтральной, слабокислой или слабощелочной. Это зависит от констант диссоциации слабой кислоты и слабого основания, которые образуются в результате гидролиза.
Пример 1:
Составим уравнения гидролиза ацетата аммония CH 3 COONH 4 . Эта соль образована слабой уксусной кислотой СН 3 СООН и слабым основанием NH 4 ОH:
Реакция раствора соли CH 3 COONH 4 – нейтральная (рН=7), потому что K д (СН 3 СООН)=K д (NH 4 ОH).
Пример 2: Составим уравнения гидролиза цианида аммония NH 4 CN. Эта соль образована слабой кислотой HCN и слабым основанием NH 4 ОH:
Реакция раствора соли NH 4 CN - слабощелочная (pН > 7), потому что K д (NH 4 ОH)> K д (HCN).
Как уже было отмечено, для большинства солей гидролиз является обратимым процессом. В состоянии равновесия гидролизуется только небольшая часть соли. Однако некоторые соли полностью разлагаются водой, т. е. для них гидролиз является необратимым.
Необратимому (полному) гидролизу
подвергаются соли, которые образованы слабым нерастворимым или летучим основанием и слабой летучей или нерастворимой кислотой. Такие соли не могут существовать в водных растворах, К ним, например, относятся:
Пример: Составим уравнение гидролиза сульфида алюминия Al 2 S 3:
Al 2 S 3 + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 ↓ + 3H 2 S
Гидролиз сульфида алюминия протекает практически полностью до образования гидроксида алюминия Al(OH) 3 и сероводорода H 2 S.
Поэтому в результате обменных реакций между водными растворами некоторых солей не всегда образуются две новые соли. Одна из этих солей может подвергаться необратимому гидролизу с образованием соответствующего нерастворимого основания и слабой летучей (нераствориой) кислоты. Например:
Fe 2 S 3 + 6H 2 O = 2Fe(OH) 3 ↓ + 3H 2 S
Суммируя эти уравнения, получаем:
или в ионном виде:
3S 2- + 2Fe 3+ + 6Н 2 O = 2Fe(OH) 3 ↓ + 3H 2 S
IV . Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием, не гидролизуются, потому что катионы и анионы этих солей не связываются с ионами Н + или ОН — воды, т. е. не образуют с ними молекул слабых электролитов. Равновесие диссоциации воды не смещается. Среда растворов этих солей - нейтральная (рН = 7,0), так как концентрации ионов Н + и ОН — в их растворах равны, как в чистой воде.
Вывод: Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием, при растворении в воде гидролизу не подвергаются и показывают нейтральную реакцию среды (рН = 7,0).
Ступенчатый гидролиз
Гидролиз солей может протекать ступенчато. Рассмотрим случаи ступенчатого гидролиза.
Если соль образована слабой многоосновной кислотой и сильным основанием, число ступеней гидролиза зависит от основности слабой кислоты. В водном растворе таких солей на первых ступенях гидролиза образуются кислая соль вместо кислоты и сильное основание. Ступенчато гидролизуюгся соли Na 2 SO 3 , Rb 2 CО 3 , K 2 SiO 3 , Li 3 PO 4 и др.
Пример: Составим молекулярное и ионное уравнения гидролиза карбоната калия K 2 СО 3 .
Гидролиз соли K 2 СО 3 протекает по аниону, потому что соль карбонат калия образована слабой кислотой Н 2 СО 3 и сильным основанием KОН:
Так как Н 2 СО 3 – двухосновная кислота, гидролиз K 2 СО 3 протекает по двум ступеням.
Первая ступень:
Продуктами первой ступени гидролиза K 2 СО 3 являются кислая соль KHCO 3 и гидроксид калия KОН.
Вторая ступень (гидролиз кислой соли, которая образовалась в результате первой ступени):
Продуктами второй ступени гидролиза K 2 СО 3 являются гидроксид калия и слабая угольная кислота Н 2 СО 3 . Гидролиз по второй ступени протекает в значительно меньшей степени, чем по первой ступени.
Среда раствора соли K 2 СО 3 - щелочная (рН > 7), потому что в растворе увеличивается концентрация ионов ОН — .
Если соль образована слабым многокислотным основанием и сильной кислотой, то число ступеней гидролиза зависит от кислотности слабого основания. В водных растворах таких солей на первых ступенях образуется основная соль вместо основания и сильная кислота. Ступенчато гидролизуются соли MgSО 4 , CoI 2 , Al 2 (SO 4) 3 , ZnBr 2 и др.
Пример: Составим молекулярное и ионное уравнения гидролиза хлорида никеля (II) NiCl2.
Гидролиз соли NiCl 2 протекает по катиону, так как соль образована слабым основанием Ni(OH) 2 и сильной кислотой НСl. Катион Ni 2+ связывает гидроксид-ионы ОН — воды. Ni(OH) 2 - двухкислотное основание, поэтому гидролиз протекает по двум ступеням.
Первая ступень:
Продуктами первой ступени гидролиза NiCl 2 являются основная соль NiOHCl и сильная кислота HCl.
Вторая ступень (гидролиз основной соли, которая образовалась в результате первой ступени гидролиза):
Продуктами второй ступени гидролиза являются слабое основание гидроксид никеля (II) и сильная хлороводородная кислота НCl. Однако степень гидролиза по второй ступени намного меньше, чем по первой ступени.
Среда раствора NiCl 2 - кислая, рН < 7, потому что в растворе увеличивается концентрация ионов Н + .
Гидролизу подвергаются не только , но и другие неорганические соединения. Гидролизуются также , углеводы, белки и другие вещества, свойства которых изучаются в курсе органической химии. Поэтому можно дать более общее определение процесса гидролиза:
Гидролиз - это реакция обменного разложения веществ водой.