Гидролиз солей

Размещено на http://www.allbest.ru/

ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ

В водных растворах солей часто имеет место химическое взаимодействие между ионами соли и ионами воды. Последнее сопровождается образованием слабых кислот или основании, а иногда кислых или основных солей. Концентрация водородных ионов при этом в большинстве случаев изменяется, и раствор обнаруживает кислую или щелочную реакцию. Такое взаимодействие ионов соли с ионами Н⁺ и ОН^- воды называется гидролизом.

Таким образом, гидролиз солей - это реакция обмена ионов соли с водой, в результате которой изменяется кислотность раствора. Гидролиз - процесс обратный реакции нейтрализации. Если реакция нейтрализации процесс экзотермический и необратимый, то гидролиз - процесс эндотермический и обратимый.

Реакция нейтрализации

2KOH + H₂SO₃ = K₂SO₃ + 2H₂O

2OH^- + H₂SO₃ = 2H₂O + SO₃²

Реакция гидролиза

K₂SO₃+ H₂O = KOH + KHSO₃

SO₃^2- + HOH = HSO₃^- + OH^-

При гидролизе смещается равновесие диссоциации воды вследствие связывания одного из ее ионов (Н⁺ или ОН^-) в слабый электролит соли. При связывании ионов Н⁺ в растворе накапливаются ионы ОН^?, реакция среды будет щелочная, а при связывании ионов ОН^? накапливаются ионы Н⁺ - среда будет кислая.

Различают три типа гидролиза солей, разберем эти случаи, пользуясь понятиями "слабый" и "сильный" электролит.

Гидролиз солей, образованных катионами сильных оснований и анионами слабых кислот. Такой случай гидролиза называют гидролизом по аниону. Это имеет место при гидролизе соли СН₃СООК. Ионы соли СН₃СОО^? и К⁺ взаимодействуют с ионами Н⁺ и ОН^? из воды. При этом ацетат-ионы (СН₃СОО^?) связываются с ионами водорода (Н⁺) в молекулы слабого электролита - уксусной кислоты (CH₃COOH), а ионы ОН^? накапливаются в растворе, сообщая ему щелочную реакцию, так как ионы К⁺ не могут связать ионы ОН^? (КОН является сильным электролитом), pH >7.

СН₃СООК + H₂O - КОН + СН₃ООН молекулярное уравнение

К⁺ + СН₃СОО^? + НОН - K⁺ + ОН^? + СН₃СООН полное ионное уравнение

СН₃СОО^? + НОН - СН₃СООН+ ОН^? сокращенное ионное уравнение

Гидролиз соли Na₂S протекает ступенчато. Соль образована сильным основанием и слабой двухосновной кислотой. В этом случае анион соли S^2? связывает ионы Н⁺ воды, в растворе накапливаются ионы ОН^?. Уравнение в ионной и молекулярной форме по первой ступени имеет вид

1-я ступень S^2? + НОН - HS^? + ОН^? сокращенное уравнение

Na₂S + Н₂О - NaHS + NaOH молекулярное уравнение

Вторая ступень гидролиза практически не проходит при обычных условиях, так как, накапливаясь, ионы ОН^? сообщают раствору сильнощелочную реакцию, что приводит к реакции нейтрализации, сдвигу равновесия влево.

2-я ступень HS^? + НОН - H₂S + ОН^? сокращенное уравнение

NaHS + Н₂О - NaOH + H₂S молекулярное уравнение

Гидролиз солей, образованных катионами слабых оснований и анионами сильных кислот. Это называется гидролизом, который протекает по катиону. Это имеет место при гидролизе соли NH₄Cl. Связываясь с гидроксильными ионами воды, ионы NH₄⁺ образуют слабодиссоциирующую гидрокись аммония, в результате чего уменьшается произведение активности водородных и гидроксильных ионов, что ведет к дальнейшей диссоциации некоторого количества молекул воды на ионы. Вследствие связывания ионов ОН^- ионами аммония в слабодиссоциирующие молекулы NH₄ОH в растворе появляется избыток водородных ионов. Отбросим ион Сl^?, так как он с катионом воды дает сильный электролит, тогда уравнение гидролиза примет следующий вид:

NH₄⁺ + НОН - NH₄OH + Н⁺ сокращенное ионное уравнение

NH₄Cl + Н₂О - NH₄OH + НСl молекулярное уравнение

гидролиз соль нейтрализация кислота

На основании протолитической теории кислот и оснований гидролиз этого типа солей может быть представлен следующим образом :

NH₄⁺ + Н₂О - NH₃ + Н₃О⁺

кислота + основание - основание + кислота

Из сокращенного уравнения видно, что ионы ОН^? воды связываются в слабый электролит, ионы Н⁺ накапливаются в растворе и среда становится кислой pH <7. Точно так же и растворы других солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой , имеют кислую реакцию. Гидролиз соли Zn(NO₃)₂ протекает ступенчато по катиону слабого основания.

1-я ступень Zn²⁺ + НОН - ZnOH⁺ + H⁺ сокращенное уравнение

Zn(NO₃)₂ + Н₂О - ZnOHNO₃ + HNO₃ молекулярное уравнение

ионы ОН^? связываются в слабое основание, ионы Н⁺ накапливаются.

Вторая ступень гидролиза практически не происходит при обычных условиях, так как в результате накопления ионов H⁺ в растворе создается сильнокислая среда и гидроксид цинка растворяется .

2-я ступень

ZnOH⁺ + НОН - Zn(OH)₂ + H⁺ сокращенное уравнение

ZnOHNO₃ + Н₂О - Zn(OH)₂ + HNO₃ молекулярное уравнение

Гидролиз солей, образованных катионами слабых оснований и анионами слабых кислот. Такой случай гидролиза называют гидролизом по катиону и аниону. Это имеет место при гидролизе соли СН₃СООNH₄ . Запишем уравнение в ионной форме:

NH₄⁺ + CH₃COO^? + НОН - NH₄OH + СН₃СООН

В результате гидролиза происходит образование двух слабых электролитов: слабого основания (гидроокиси аммония) и слабой кислоты (уксусной кислоты). При этом так как их константы диссоциации очень близки по своей величине К _{СН3СООН}= 1,75*10^-5 и К_NH4OH= 1,79*10^-5 (при t= 25 ? C), то и степень диссоциации которых примерно одинакова, поэтому при протекании гидролиза среда раствора будет нейтральная; рн=7.

согласно протолитической теории, протекающие реакции соответствуют следующим уравнениям :

NH₄⁺ + Н₂О - NH₃ + Н₃О⁺

кислота + основание - основание + кислота

CH₃COO^? + Н₂О - СН₃СООН + ОН^-

основание + кислота - кислота + основание

В заключение рассмотрим случай, когда в воде растворена соль, образованная сильным основанием и сильной кислотой.

К этой группе относятся такие соли, как : KCl, NaCl, NaNo₃, BaCl₂ и другие.

Ионы таких солей не образуют с ионами Н⁺ и ОН^- воды слабодиссоциирующих или труднорастворимых соединений. В этом случае равновесие между недиссоциированными молекулами и ионами воды не нарушается. Такие соли гидролизу не подвергаются; растворы их остаются нейтральными, следовательно, рН практически равен 7.

Характер среды в растворах различных солей показан в таблице.

По аналогии со степенью диссоциации слабого электролита равновесное состояние реакции гидролиза может быть охарактеризована степенью гидролиза соли. Под этим понятием подразумевают число , показывающее, какая часть от общего количества растворенной соли подверглось гидролизу. При полном гидролизе соли это число достигает единицы. Степень гидролиза соли принято обозначать через h. Степень гидролиза, выраженная в процентах, будет равна:

Степень гидролиза зависит от многих факторов. Так, она сильно меняется от изменения температуры раствора соли. Чем выше температура, тем больше степень гидролиза. Это объясняется тем, что ионное произведение воды с повышением температуры сильно возрастает, а значит увеличивается величины Н⁺ и ОН^-.

Реакции гидролиза соли, как все обратимые процессы, подчиняются закону действия масс, и равновесие гидролиза может быть смещено. Уменьшая концентрацию соли, т.е. разбавляя раствор, повышая температуру его, а также связывая ионы Н⁺ или ОН^- , образующиеся в результате гидролиза, в слабодиссоциирующие или труднорастворимые соединения, можно значительно усилить гидролиз соли сместить равновесие вправо. Смещению равновесия влево, т.е. ослаблению гидролиза, способствуют повышение концентрации соли в растворе, понижение температуры его и добавление в раствору веществ, образующихся в результате гидролиза, т.е. кислоты или щелочь.

В практике аналитической химии часто приходится встречаться с гидролизом солей. В качественном анализе большое значение имеют реакции гидролиза, сопровождающиеся процессами образования не только слабых электролитов, но и труднорастворимых веществ, а также комплексных соединений. Но в некоторых случаях явление гидролиза мешает проведению анализа. Примеры использования реакции гидролиза в качественном анализе. Одним из примеров использования реакции гидролиза в анализе является способ отделения Fe³⁺- ионов от двухзарядных катионов II и III аналитических групп.

На испытуемый раствор действуют раствором ацетата натрия, при этом образуется сложное комплексное соединение железа темно-чайного цвета [Fe₃(OH)₂(CH₃COO)₆]Cl.

При кипячении разбавленного раствора этого комплексного соединения происходит гидролиз и железо выделяется в виде коричнево- бурых хлопьев диоксиацетата Fe(OH)₂(CH₃COO.

Аналогично протекает реакция Аl³⁺- ионов с ацетатом натрия. Поэтому Fe ³⁺ - и Al³⁺-ионы можно отделять от двухзарядных катионов II и III аналитических групп кипячением анализируемого раствора ацетатом натрия.

Реакции гидролиза также используется для отделения алюминия от цинка, хрома (III) от алюминия, сурьмы(III ) от других катионов и т.д.

Известная реакция открытия NH₄⁺- ионов кипячением растворов солей аммония с щелочами тоже в принципе основана на гидролизе этих солей.

Смещение равновесия гидролиза. В некоторых химических анализах нужно подавить или усилить гидролиз соли. Исходя из обратимости реакции гидролиза этого можно достичь следующими способами: изменением концентрации раствора соли, прибавлением к раствору кислоты или щелочи. Разбавление раствора соли (т.е. снижение концентрации), как правило, приводит к повышению степени гидролиза.

Чтобы усилить гидролиз соли, образованной сильным основанием и слабой кислотой, нужно добавить кислоту, которая свяжет гидроксид-ионы, образующиеся при гидролизе, и сместит равновесие вправо:

Аn^- + НОН = НАn + ОН^-

Добавление щелочи замедлит реакцию гидролиза.

Обратная картина наблюдается для солей слабого основания и сильной кислоты. В этом случае добавление кислот замедлит гидролиз, а добавление щелочи- ускорит. Повышение температуры способствует усилению гидролиза, так как диссоциация воды на ионы заметно возрастает с повышением температуры; чем больше в растворе ионов Н⁺ и ОН^- , тем быстрее идет гидролиз.

Реакции гидролиза широко используется в химическом анализе, в частности как характерные реакции в качественном анализе, для поддержания необходимого значения рН в реакциях осаждения и др. Для обнаружения солей аммония использует их способность гидролизоваться с образованием свободного аммиака.

Литература

1. Курс аналитической химии. Издание второе./ А. П. Крешков, А. А. Ярославцев

2. Химический анализ./ Я. А. Гурвич

3. Теоретические обоснования и расчеты в аналитической химии./ Б. П. Надеинский

4. Качественный химический анализ./ Н. И. Блок

5. Основы аналитической химии./ А. П. Крешков

Размещено на Allbest.ru