ВУЗ: Не указан
Категория: Не указан
Дисциплина: Не указана
Добавлен: 29.11.2023
Просмотров: 20
Скачиваний: 1
ВНИМАНИЕ! Если данный файл нарушает Ваши авторские права, то обязательно сообщите нам.
Тема: Гидролиз солей
Механизм гидролиза
Гидролиз – это обменная реакция вещества с водой, приводящая к его разложению. Попробуем разобраться в причине данного явления.
Электролиты делятся на сильные электролиты и слабые. См. Табл. 1.
| СИЛЬНЫЕ ЭЛЕКТРОЛИТЫ | СЛАБЫЕ ЭЛЕКТРОЛИТЫ |
| Степень диссоциации при 180С в растворах с концентрацией электролита 0,1 моль/л близка к 100%. Диссоциируют практически необратимо. | Степень диссоциации при 180С в растворах с концентрацией электролита 0,1 моль/л значительно меньше 100%. Диссоцииация необратима. |
| · Щелочи · Соли · Некоторые неорганические кислоты (НNO3, HClO4,HI, HCl, HBr, H2SO4) | · Гидроксиды металлов, кроме IA и IIA групп, раствор аммиака · Многие неорганические кислоты (H2S, HCN, HClO, HNO2) · Органические кислоты (HCOOH, CH3COOH) · Вода |
Табл. 1
Вода относится к слабым электролитам и поэтому диссоциирует на ионы лишь в незначительной степени Н2О ↔ Н++ ОН-
Ионы веществ, попадающие в раствор, гидратируются молекулами воды. Но при этом может происходить и другой процесс. Например, анионы соли, которые образуются при её диссоциации, могут взаимодействовать с катионами водорода, которые, пусть и в незначительной степени, но все-таки образуются при диссоциации воды. При этом может происходить смещение равновесия диссоциации воды. Обозначим анион кислоты Х-.
Предположим, что кислота сильная. Тогда она по определению практически полностью распадается на ионы. Если кислота слабая, то она диссоциирует неполностью. Она будет образовываться при прибавлении в воду из анионов соли и ионов водорода, получающихся при диссоциации воды. За счет её образования, в растворе будут связываться ионы водорода, и их концентрация будет уменьшаться. Н++ Х-↔ НХ
Но, по правилу Ле Шателье, при уменьшении концентрации ионов водорода равновесие смещается в первой реакции в сторону их образования
, т. е. вправо. Ионы водорода будут связываться с ионами водорода воды, а гидроксид ионы – нет, и их станет больше, чем было в воде до прибавления соли. Значит, среда раствора будет щелочная. Индикатор фенолфталеин станет малиновым. См. рис. 1.
Рис. 1
Аналогично можно рассмотреть взаимодействие катионов с водой. Не повторяя всю цепочку рассуждений, подытоживаем, что если основание слабое, то в растворе будут накапливаться ионы водорода, и среда будет кислая.
Классификация катионов и анионов
Катионы и анионы солей можно разделить на два типа. Рис. 2.
 |  |
Рис. 2. Классификация катионов и анионов по силе электролитов
Отношение к гидролизу солей разных типов
Поскольку и катионы и анионы, согласно данной классификации, бывают двух типов, то всего существует 4 разнообразных комбинации при образовании их солей. Рассмотрим, как относится к гидролизу каждый из классов этих солей. Табл. 2.
| Какими по силе кислотой и основанием образована соль | Примеры солей | Отношение к гидролизу | Среда | Окраска лакмуса |
| Соль сильного основания и сильной кислоты | NaCl, Ba(NO3)2, K2SO4 | Гидролизу не подвергаются. | нейтральная | фиолетовый |
| Соль слабого основания и сильной кислоты | ZnSO4, AlCl3, Fe(NO3)3 | Гидролиз по катиону. Zn2+ + HOH  ZnOH+ + H+ | кислая | розовый |
| Соль сильного основания и слабой кислоты | Na2CO3,К2SiO3, Li2SO3 | Гидролиз по аниону CO32 + HOH  HCO3 + OH | щелочная | синий |
| Соль слабого основания и слабой кислоты | FeS, Al(NO2)3, CuS | Гидролиз и по аниону, и по катиону. | среда раствора зависит от того, какое из образующихся соединений будет более слабым электролитом. | зависит от более сильного электролита. |
Табл. 2.
Усилить гидролиз можно разбавлением раствора или нагреванием системы.
Соли, которые подвергаются необратимому гидролизу
Реакции ионного обмена протекают до конца при выпадении осадка, выделения газа или малодиссоируемого вещества.
2 Al (NO3)3+ 3 Na2S +6 Н2О→ 2 Al (OH)3 ↓+ 3 H2S↑+6 NaNO3 (1)
Если взять соль слабого основания и слабой кислоты и при этом и катион, и анион будут многозарядным, то при гидролизе таких солей будет образовываться и нерастворимый гидроксид соответствующего металла, и газообразный продукт. В данном случае гидролиз может стать необратимым. Например, в реакции (1) не образуется осадок сульфида алюминия.
Под это правило подпадают следующие соли: Al2S3, Cr2S3, Al2(CO3)3, Cr2(CO3)3, Fe2(CO3)3, CuCO3. Эти соли в водной среде подвергаются необратимому гидролизу. Их невозможно получить в водном растворе.
В органической химии гидролиз имеет очень большое значение.
Кислотность раствора
При гидролизе изменяется концентрация ионов водорода в растворе, а во многих реакциях используются кислоты или основания. Поэтому, если мы будем знать концентрацию ионов водорода в растворе, то будет легче следить за процессом и управлять им. Для количественной характеристики содержания ионов в растворе используется pН раствора. Он равен отрицательному логарифму концентрации ионов водорода.
pН = - lg [ H+ ]
Концентрация ионов водорода в воде равна 10-7 степени, соответственно, рН = 7 у абсолютно чистой воды при комнатной температуре.
Если долить в раствор кислоты или добавить соль слабого основания и сильной кислоты, то концентрация ионов водорода станет больше 10-7и рН < 7.
Если добавить щелочи или соли сильного основания и слабой кислоты, то концентрация ионов водорода станет меньше, чем 10-7и рН>7. См. рис. 3. Знать количественный показатель кислотности необходимо во многих случаях. Например, водородный показатель желудочного сока равен 1,7. Увеличение или уменьшение этого значения приводит к нарушению пищеварительных функций человека. В сельском хозяйстве ведется контроль кислотности почвы. Например, для садоводства наилучшей является почва с рН = 5-6. При отклонении от этих значений в почву вносят подкисляющие или подщелачивающие добавки.
Рис. 3
Домашнее задание
Изучите предложенный учебный материал и письменно ответьте на вопросы:
-
Что такое «Гидролиз»? -
Что относится к сильным и слабым электролитам.