Гидролиз солей. Обратимый и необратимый (полный) гидролиз. Роль процессов гидролиза при эксплуатации котельных установок.ъ

27. Гидролиз солей. Обратимый и необратимый (полный) гидролиз. Роль процессов гидролиза при эксплуатации котельных установок.ъ

В общем случае под гидролизом понимают реакцию разложения вещества водой (от греч. «гидро» - вода, «лизис» - разложение). Гидролизу могут подвергаться белки, жиры, углеводы, эфиры и другие вещества. В неорганической химии чаще всего встречаются с гидролизом солей.

Гидролизом соли называется взаимодействие ионов соли с ионами воды, которое приводит к образованию слабых электролитов. В результате гидролиза солей их водные растворы показывают кислую, щелочную или нейтральную реакцию среды. Как известно, реакция среды зависит от концентрации ионов водорода Н+ или гидроксид-ионов ОН-.

Вода является слабым электролитом и диссоциирует по уравнению

Н2О = Н+ + ОН-.

Появление избытка ионов Н+ или ОН- в растворе объясняется тем, что ионы соли реагируют с ионами воды. Равновесие диссоциации воды смещается вправо, так как при гидролизе солей образуются слабые электролиты:

NH4C1 -> NH4+ + С1- CH3COONa -> СН3СОО~ + Na+

NH4+ + H2O = NH4OH + H+ СН3СОО~ + H2O = CH3COOH + OH-

В зависимости от природы соли в растворе накапливаются либо ионы Н+, либо ОН-, которые и определяют реакцию среды.

Гидролиз соли - это реакция, обратная реакции нейтрализации. Поэтому каждую соль можно представить себе как соединение, образованное основанием и кислотой. Кислоты и основания бывают сильными или слабыми электролитами. В зависимости от силы исходной кислоты и исходного основания различают четыре типа солей :

• образованные сильным основанием и слабой кислотой;

• образованные слабым основанием и сильной кислотой;

• образованные слабым основанием и слабой кислотой;

• образованные сильным основанием и сильной кислотой.

Соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой

В водном растворе цианида калия соль полностью распадается на ионы калия К+ и цианид-ионы CN-. Ионы калия К+ и гидроксид-ионы ОН- могут находиться в растворе одновременно в значительных количествах. Ионы водорода Н+ и цианид-ионы CN- взаимодействуют между собой с образованием циановодородной кислоты. Этот процесс схематически может быть представлен следующим образом:

KCN -> К+ + CN-

Н2О + CN- = ОН- + НCN

В результате гидролиза такой соли в растворе находятся полностью продиссоциированная щелочь и слабо диссоциированная кислота. Эта кислота частично диссоциирует на ионы и возвращает в раствор часть ионов Н+ и CN-. Возникает обратная реакция и устанавливается динамическое химическое равновесие:

К+ + CN- + Н2О = К+ + ОН- + HCN.

Следовательно, реакция между цианидом калия и водой является обратимой и проходит не полностью. Такое явление называется обратимым гидролизом.

В результате того, что в растворе образуется сильный электролит гидроксид калия, концентрация гидроксид-ионов ОН- будет значительно больше концентрации ионов водорода Н+. В растворе соли возникает щелочная среда, т.е. рН > 7. Действительно, эксперимент показывает, что 0,1 М раствор этой соли имеет рН 11,1. Гидролиз цианида калия в сокращенной ионной форме можно представить уравнением

CN- + Н2О = ОН- + HCN.

Подобно раствору KCN, раствор ацетата натрия также имеет щелочную среду, что видно из молекулярного и сокращенного ионного уравнений гидролиза :

CHgCOONa + Н2О = СН3СООН + NaOH; СН3СОО- + Н2О = СН3СООН + ОН-.

Сокращенное ионное уравнение показывает, что гидролиз соли, образованной сильным основанием и слабой кислотой, идет по аниону слабой кислоты и реакция среды становится щелочной.

Соли, образованные слабым основанием и сильной кислотой.

Примером такой соли является йодид аммония NH4I. При растворении этой соли в воде катион аммония связывает гидроксид-ион ОН- воды, а ионы водорода накапливаются в растворе:

NH4I + Н2О = NH4OH + HI; NH4+ + Н2О = NH4OH + H+.

В результате гидролиза данной соли в растворе, образуются слабое основание NH4OH и сильная кислота HI. Йодоводородная кислота является сильным электролитом и в водном растворе полностью распадается на ионы. Концентрация ионов водорода становится значительно больше, чем концентрация гидроксид-ионов, и раствор соли имеет кислую среду, т.е рН 7.

Такой же процесс происходит и в случае растворения хлорида аммония NH4C1 в воде:

NH4C1 + Н2О = NH4OH + HC1 или NH4+ + Н2О = NH4OH + H+.

Таким образом, гидролиз соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой, идет по катиону слабого основания и реакция среды становится кислой.

Соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой

В случае гидролиза солей, образованных слабым основанием и слабой кислотой, оба иона ОН- и Н+ воды связываются. Образуются слабая кислота и слабое основание. CH3COONH4 -> СН3СОО- + NH4+

СН3СОО- + NH4+ +H2O = CH3COOH + СН3СОО- + NH4+

Гидролиз соли идет одновременно и по катиону, и по аниону. В зависимости от константы диссоциации продуктов гидролиза (кислоты и основания) реакция среды растворов таких солей может быть слабокислой, слабощелочной или нейтральной. Например, реакция среды в случае гидролиза ацетата аммония CH3COONH4 — нейтральная, поскольку константы диссоциации СН3СООН и NH4OH равны. В случае же гидролиза соли цианида аммония NH4CN реакция среды слабощелочная.

Таким образом, гидролиз соли, образованной слабым основанием и слабой кислотой, идет одновременно и по катиону, и по аниону. Реакция среды зависит от констант диссоциации продуктов гидролиза.

Соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой

Соли этого типа гидролизу не подвергаются, потому что катионы и анионы этих солей не связываются с ионами Н+ и ОН- воды и в растворе не образуются молекулы слабых электролитов. Поскольку связывания ионов воды не происходит, реакция среды растворов этих солей остается нейтральной. Рассмотрим это на примере раствора хлорида натрия. Взаимодействие этой соли с водой можно представить уравнениями

NaCl + Н2О = NaOH + HC1 или Na++ С1- + Н2О = Na+ + ОН- + Н+ + С1-.

Производя сокращения в ионном уравнении, получаем Н2О = Н+ + ОН. Отсюда видно, что ионы соли не участвуют в реакций и среда остается нейтральной.

Следовательно, соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием, при растворении в воде гидролизу не подвергаются, а реакция среды остается нейтральной.

Ранее мы рассмотрели гидролиз солей, образованных одноосновными кислотами и однокислотными основаниями. Продуктами гидролиза таких солей являются кислоты и основания.

Если соль образована слабой многоосновной кислотой или слабым многокислотным основанием, то гидролиз данной соли может протекать ступенчато. Число ступеней гидролиза зависит от основности слабой кислоты и кислотности слабого основания.

Рассмотрим гидролиз соли, образованной слабой многоосновной кислотой и сильным основанием. В водном растворе этих солей на первой ступени гидролиза образуется кислая соль вместо кислоты и сильное основание. Ступенчато гидролизуются соли K2Si03, Na2SO3, Na2S, Na3PO4 и др. Например, гидролиз Na2CO3 может быть изображен в виде уравнений.

Первая ступень: Na2CO3 + Н2О = NaHCO3 + NaOH; С032- + Н20 = HCO3- + ОН-

Продуктами первой ступени гидролиза является кислая соль гидрокарбонат натрия NaHCO3 и гидроксид натрия NaOH.

Вторая ступень:

NaHCO3 + Н2О = Н2СО3 + NaOH;

HCO3- + Н2О = Н2СО3 + ОН-.

Продуктами второй ступени гидролиза карбоната натрия Na2CO3 являются гидроксид натрия и слабая угольная кислота Н2СО3. Гидролиз по второй ступени протекает в значительно меньшей степени, чем по первой ступени. Среда раствора соли карбоната натрия Na2CO3 - щелочная (рН > 7), так как в растворе увеличивается концентрация гидроксид-ионов ОН-.

Гидролиз солей трехосновных слабых кислот протекает по трем ступеням. В качестве примера приведем уравнения гидролиза фосфата натрия.

Первая ступень:

Na3PO4 + Н2О = Na2HPO4 + NaOH;

PO43- +Н2О = HPO42- +NaOH.

Вторая ступень:

Na2HPO4 + H2O = NaH2PO4 + NaOH;

НРО42- +Н20 = Н2РО4- + ОН-.

Третья ступень:

NaH2PO4 + Н20 = Н3РО4 + NaOH;

H2PO4- + H2O = Na3PO4 + ОН-.

Гидролиз по первой ступени происходит в значительно большей степени, чем по второй. По третьей ступени гидролиз фосфата натрия практически не идет.

Рассмотрим гидролиз соли, образованной слабым многокислотным основанием и сильной кислотой. В водных растворах таких солей на первой ступени образуется основная соль вместо основания и сильная кислота. Ступенчатому гидролизу подвергаются соли : MgSO4, FeCl3, FeCl2, ZnCl2 и др. Например, гидролиз хлорида цинка ZnCl2 протекает по двум ступеням.

Первая ступень: ZnCl2+ H2O = ZnOHCl + НС1;

Вторая ступень: ZnOHCl+ H2O = Zn(OH)2 + HC1;

Гидролиз соли идет по катиону, так как соль образована слабым основанием Zn(OH)2 и сильной кислотой НС1. Катионы цинка Zn2+ связывают гидроксид-ионы ОН- воды. На первой ступени образуется основная соль ZnOHCl и сильная кислота НС1. На второй ступени образуется слабое основание Zn(OH)2 и тоже сильная хлороводородная кислота. Гидролиз по первой ступени протекает значительно больше, чем по второй. В растворе увеличивается концентрация ионов водорода Н+ и реакция среды будет кислая (рН <7).

Степень гидролиза. Смещение равновесия гидролиза.

Для большинства солей процесс гидролиза обратим. В состоянии равновесия только часть растворенной соли гидролизуется. Количественно гидролиз характеризуется степенью гидролиза h, которую выражают в долях единицы или в процентах.

Степень гидролиза (п) измеряется отношением количества гидролизованного вещества к общему количеству растворенного вещества: h = nr\no

где пr - количество гидролизованной соли, моль; п0 - общее количество растворенной соли, моль.

Например, если из каждых 3 моль соли, растворенной в воде, 0,015 моль подвергается гидролизу, то степень гидролиза равна 0,015/3 = 0,005, или 0,005 • 100°/о=0,5%.Степень гидролиза соли зависит от природы соли, концентрации раствора соли и температуры.

Для солей, образованных катионом сильного основания и анионом слабой кислоты, степень гидролиза зависит от аниона кислоты, который входит в состав этой соли. Например, цианид натрия NaCN и ацетат натрия CH3COONa - это соли, образованные слабой кислотой и сильным основанием. Обе соли подвергаются гидролизу в разной степени, причем гидролиз в растворе NaCN происходит полнее, чем в растворе CH3COONa. Это объясняется тем, что константа диссоциации циановодородной кислоты HCN меньше, чем константа диссоциации уксусной кислоты СН3СООН. Вследствие этого процесс связывания ионов водорода в молекулу HCN идет полнее. Значит, чем слабее кислота, тем сильнее подвергаются гидролизу ее соли. Для соли, образованной сильной кислотой и слабым основанием, степень гидролиза зависит от катиона основания: чем слабее основание, тем сильнее гидролизуется соль.

Особенно глубоко протекает гидролиз солей, образованных слабой кислотой и слабым основанием. Примером этому может служить гидролиз ацетата алюминия, протекающий до основных солей - ацетатов гидроксо- и дигид-роксоалюминия:

А1(СН3СОО)3+ Н2О = А1(ОН)(СН3СОО)2+ СН3СООН;

А1(ОН)СН3СОО)2+ Н2О = А1(0Н)2 (СН3СОО) + СН3СООН.

Рассмотрим для данного случая отдельно гидролиз по катиону и по аниону. Эти процессы выражаются уравнениями

А13+ + Н2О = А1(0Н)2+ + Н+; СН3СОО- + Н2О = СН3СООН + ОН-.

При гидролизе по катиону образуются ионы Н+, а при гидролизе по аниону - ионы ОН-. Эти ионы соединяются в молекулы воды и не могут сосуществовать в значительных концентрациях. Поэтому гидролиз по катиону и гидролиз по аниону в данном случае усиливают друг друга, что приводит к смещению обоих равновесий вправо.

При гидролизе солей устанавливается динамическое химическое равновесие. Это означает, что ни прямая, ни обратная реакции в состоянии равновесия не прекращаются, а идут с одинаковыми скоростями. Изменяя концентрацию одного из реагирующих веществ, можно смещать равновесие влево или вправо. При разбавлении раствора гидролиз соли увеличивается, так как при добавлении воды, согласно принципу смещения равновесия, последнее смещается вправо. Для того чтобы установилось новое равновесие, некоторое количество соли должно гидролизоваться. Например, при разведении водой при 25 °С 1 0,1М раствора карбоната натрия до 0,01М раствора степень гидролиза соли увеличивается от 2,9 % до 11,3 %. Смещать равновесие гидролиза соли можно путем непосредственного изменения концентрации продуктов гидролиза. Если продуктом гидролиза является кислота, то до­бавление в раствор соли кислоты сдвигает равновесие влево, т.е. в сторону увеличения концентрации негидролизованной соли. В этом случае гидролиз уменьшается. Если же из раствора гидролизованной соли удалять образовавшуюся кислоту, то степень гидролиза увеличивается. Таким образом можно регулировать гидролиз раствора соли ; хлорида железа (III), который сопровождается образованием осадка основных солей :

FeCl3 + Н2О = Fe(OH)Cl2+HC1;

Fe3+ + Н2О = Fe(OH)2+ + H+.

С целью подавления гидролиза раствор подкисляют небольшим количеством сильной кислоты НС1 и равновесие смещается в сторону исходной соли. Этот метод подавления гидролиза используется в лабораторной практике при приготовлении растворов легко гидролизующихся солей.

В некоторых случаях гидролиз надо увеличить, например, обнаружение ионов висмута Bi3+ осуществляют, используя реакцию гидролиза, при которой образуется белый осадок хлорида висмутила ВiOС1:

BiCl3 + 2Н2О = Bi(OH)2Cl + 2НС1;

Bi(OH)2Cl = BiOCl + H2O.

Повышение температуры раствора усиливает гидролиз соли. Это объясняется тем, что при повышении температуры диссоциация воды возрастает, в то время как степень диссоциации кислоты или основания мало изменяется. Так, при разбавлении водой и нагревании раствора ацетата железа (III) происходит гидролиз данной соли. Это используется для качественного обнаружения ацетат-ионов:

Fe (СН3СОО)3 + 2Н2О = Fe(OH)2 СН3СОО + 2СН3СООН.

Таким образом, влияние различных факторов на смещение равновесия гидролиза используется в аналитической химии для обнаружения отдельных ионов, регулирования кислотности и щелочности анализируемых растворов, разделения ионов при систематическом качественном анализе. Процесс гидролиза солей оказывает влияние на проведение количественного анализа, что используется при определении слабых кислот с помощью сильных оснований.

Необратимый, или полный, гидролиз

Гидролиз солей, в результате которого образуются малорастворимые или газообразные продукты, удаляющиеся из сферы реакции, является необратимым. Например, при гидролизе сульфида алюминия A12S3 выделяется газ H2S и образуется осадок А1(ОН)3. В результате соль A12S3 в водных растворах существовать не может:

A12S3 + 6Н2О = 2А1(ОН)3 + 3H2S

Такое явление наблюдается в результате обмерной реакции между водными растворами некоторых солей, когда одна из двух получающихся солей сразу подвергается необратимому гидролизу с образованием соответствующего нерастворимого основания и слабой летучей кислоты:

2СгС13 + 3Na2S = Cr2S3 + 6NaCl;

Cr2S3 + 6Н2О = 2Cr(OH)3 + 3H2.

Суммируя jith два уравнения, получаем

2CrCl3 + 3Na2S + 6H2O = 2Cr(OH)3 + 6NaCl+ 3H2S;

2Cr3+ + 3S2- + 6H2O = 2Cr(OH)3+ 3H2S.

В водных растворах не могут существовать карбонаты хрома и железа, силикат аммония, так как сразу образуются продукты их гидролиза :

2FeCl3 + 3Na2CO3 + 3H2O = 2Fe(OH)3+ 3CO2+ 6NaCl;

Процесс гидролиза применяют для получения ценных веществ из древесины, жиров, эфиров. Особенно важную роль гидролиз играет в жизнедеятельности организмов. При гидролизе аденозинтрифосфата (АТФ) высвобождается энергия, необходимая для жизнедеятельности организмов.

Без ферментативного гидролиза не могли бы усваиваться белки, жиры, полисахариды, так как всасываться в кишечнике способны относительно небольшие молекулы. Например, усвоение дисахаридов и полисахаридов становится возможным лишь после их полного гидролиза ферментами до моносахаридов.

Похожие работы

Химический эксперимент по неорганической химии в системе проблемного обучения

Скачать

141092

16

2

... подкрепляет своим одобрением неправильный или не вполне точный ответ ученика. 1.2 Совершенствование школьного химического эксперимента при проблемном обучении   1.2.1 Принципы разработки методической системы и содержания опытов по химии в системе проблемного обучения Характерной особенностью развивающего обучения является широкое использование проблемного подхода, который включает создание ...

Неорганическая химия

Скачать

17835

0

0

ависимо от способа получения и места нахождения. 2. Строение внешнего электронного уровня атома калия и кальция. 1 правило Клечковского. Строение внешнего электронного уровня атома скандия. 2правило Клечковского У атома аргона остаются незанятыми все орбитали 3d-подуровня. Однако у следующих за аргоном элементов – калия и кальция – заполнение 3-го электронного слоя временно прекращается, и ...

Межпредметные связи в курсе школьного предмета химии на предмете углерода и его соединений

Скачать

229328

20

9

... разовая) – 0,01%. 4 Содержание Введение......................................................................................................................4 Глава 1. Межпредметные связи в курсе школьного предмета химии на примере углерода и его соединений.......................................................................5 1.1 Использование межпредметных связей для формирования у учащихся ...

Становление и развитие химии в России (XVIII – XIX вв.)

Скачать

36374

0

0

... учреждение страны, а в ее задачи входило усовершенствование наук, просвещение, а также усовершенствование мануфактур, ремесел и фабрик. В то же время в начале XIX столетия, особенно после Отечественной войны 1812 г., в развитии химии в России появились новые черты. Смена мануфактурного производства фабрично-заводским выдвинула перед учеными множество практических задач, связанных с рациональной ...