Гидролизом
Типы солей
Окраска индикаторов
Алгоритм составления уравнения реакции гидролиза
ВНИМАНИЕ! Диссоциация молекул воды – не происходит. Уравнение диссоциации воды записывается только для того, чтобы правильно составить уравнение гидролиза!!!
1. Анализируют состав соли:
NaOH (сильное основание)
H 2 CO 3 (слабая кислота)
2. Выбирают ион, подвергающийся гидролизу:
Na 2 CO 3 ↔ 2Na + + CO 3 2-HOH ↔ H + + OH -
2Na + + CO 3 2- + HOH ↔ 2Na + + HCO 3 - + OH -
3. Из полученного уравнения составляют молекулярное, используя те ионы, которые принимали участие в гидролизе:
Na 2 CO 3 + HOH ↔ NaHCO 3 + NaOH
среда раствора
соли – щелочная
4. Данный алгоритм не относится к случаю так называемого полного гидролиза.
Типы солей и характер их гидролиза
Соль образована катионом сильного основания и анионом сильной кислоты.
Соли этого типа гидролизу не подвергаются, так как при их взаимодействии с водой равновесие ионов H + и ОН - не нарушается. В растворах таких солей среда остается нейтральной (рН = 7).
NaOH (сильное основание)
HNO 3 (сильная кислота)
Соль, образованная катионом сильного основания и анионом слабой кислоты.
Гидролиз этого типа солей иначе называется гидролизом по аниону. Рассмотрим в качестве примера гидролиз K 2 SO 3
KOH (сильное основание)
H 2 SO 3 (слабая кислота)
K 2 SO 3 ↔ 2K + + SO 3 2-
HOH ↔ H + + OH -
2K + + SO 3 2- + HOH ↔ 2K + + HSO 3 - + OH -
K 2 SO 3 + HOH ↔ KHSO 3 + KOH
среда раствора
соли – щелочная
Таким образом, каждый ион Н + нейтрализует одну единицу отрицательного заряда иона кислотного остатка СО 3 2- , а из молекулы воды НОН освобождаются гидроксид-ион ОН - . Эти ионы гидроксида ОН - , будучи в избытке, придают щелочную реакцию (рН>7).
Следовательно, растворы солей, образованные сильным основанием и слабой кислотой, имеют щелочную реакцию.
Данный случай гидролиза обратим.
НЕОБРАТИМЫЙ ГИДРОЛИЗ НЕОРГАНИЧЕСКИХ И ОРГАНИЧЕСКИХ ВЕЩЕСТВ
Необратимый гидролиз двухэлементных (бинарных) соединений неметаллов
Многие бинарные соединения неметаллов «не выдерживают» испытания водой и необратимо гидролизуются с образованием, как правило, двух кислот: кислородсодержащей (менее электроотрицательный элемент в бинарном соединении) и бескислородной (более электроотрицательный элемент).
SiCI 4 + 3H 2 O = H 2 SiO 3 + 4HCI
P 2 S 5 + 8H 2 O = 2H 3 PO 4 + 5H 2 S
СОЛИ ФОСФОРНОЙ КИСЛОТЫ
Растворимые средние соли фосфорной кислоты подвергаются гидролизу по аниону кислоты и их растворы имеют сильно щелочную реакцию:
Na 3 PO 4 + HOH → Na 2 HPO 4 + NaOH
HOH + PO 4 3- → HPO 4 2- + OH -
Кислые соли фосфорной кислоты (особенно дигидрофосфаты) гидролизуются в значительно меньшей степени, кроме того, образующиеся при этом продукты гидролиза: H 2 PO 4 – , H 3 PO 4 – могут частично диссоциировать с образованием ионов Н + . Поэтому в растворах гидрофосфатов среда является слабощелочной , а в растворах дигидрофосфатов даже слабокислой , т.к. процесс диссоциации H 2 PO 4 – -ионов превалирует над процессом их гидролиза.
Тренировочные задания:
ОТВЕТЫ:
1 – 1324
2 – 2134
3 – 1441
4 – 3232
5 – 3134
6 – 3421
7 – 3322
8 – 3421
9 – 3332
10 – 4312
11 – 3332
12 – 2231
13 – 2131
14 – 4231
15 – 3322
16 – 3211
17 – 1313
18 – 3213
19 – 3142
20 – 3141
21 – 1213
22 – 4313
23 – 2121
24 – 1231
25 – 2122
26 – 2431
27 – 2421
28 – 3322
29 – 2222
30 – 2121
Гидролиз солей. Среда водных растворов: кислая, нейтральная, щелочная
Одним из важнейших свойств солей является гидролиз. Гидролизом называют взаимодействие ионов соли с водой, приводящее к образованию слабого электролита.
В зависимости от силы кислот и оснований образуемые ими соли делят на четыре типа:
1) соли, образованные катионом сильного основания и анионом сильной кислоты;
2) соли, образованные катионом сильного основания и анионом слабой кислоты;
3) соли, образованные катионом слабого основания и анионом сильной кислотой;
4) соли, образованные катионом слабого основания и анионом слабой кислотой.
Типы солей
Окраска индикаторов
Хотя гидролиз солей – разновидность реакции обмена, технология составления уравнений реакций этого процесса имеет свои особенности. Главное отличие – то, что в этом случае сначала составляют ионное уравнение реакции, а затем не его основе записывают молекулярное.
Лекция: Гидролиз солей. Среда водных растворов: кислая, нейтральная, щелочная
Гидролиз солейМы продолжаем изучать закономерности протекания химических реакций. При изучении темы вы узнали, что при электролитической диссоциации в водном растворе частицы, участвующих в реакции веществ растворяются в воде. Это гидролиз. Ему подвергаются различные неорганические и органические вещества, в частности, соли. Без понимания процесса гидролиза солей, вы не сможете объяснить явления, происходящие в живых организмах.
Сущность гидролиза солей сводится к обменному процессу взаимодействия ионов (катионов и анионов) соли с молекулами воды. В результате образуется слабый электролит – малодиссоциирующее соединение. В водном растворе появляется избыток свободных ионов Н + или ОН - . Вспомните, диссоциация каких электролитов образует ионы Н + , а каких ОН - . Как вы догадались, в первом случае мы имеем дело с кислотой, значит водная среда с ионами Н + будет кислой. Во втором же случае, щелочной. В самой воде среда нейтральная, поскольку она незначительно диссоциируется на одинаковые по концентрации ионы Н + и ОН - .
Характер среды можно определить с помощью индикаторов. Фенолфталеин обнаруживает щелочную среду и окрашивает раствор в малиновый цвет. Лакмус под действием кислоты становится красным, а под действием щелочи остается синим. Метилоранж - оранжевый, в щелочной среде становится желтым, в кислой среде – розовым. Тип гидролиза зависит от типа соли.
Типы солей
Итак, любую соль представляет собой можно взаимодействие кислоты и основания, которые, как вы поняли, бывают сильными и слабыми. Сильные – это те, чья степень диссоциации α близка к 100%. Следует запомнить, что сернистую (H 2 SO 3) и фосфорную (H 3 PO 4) кислоту чаще относят к кислотам средней силы. При решении задач по гидролизу, данные кислоты необходимо относить к слабым.
Кислоты:
Сильные: HCl; HBr; Hl; HNO 3 ; HClO 4 ; H 2 SO 4 . Их кислотные остатки с водой не взаимодействуют.
Слабые: HF; H 2 CO 3 ; H 2 SiO 3 ; H 2 S; HNO 2 ; H 2 SO 3 ; H 3 PO 4 ; органические кислоты. А их кислотные остатки взаимодействуют с водой, забирая у её молекул катионы водорода H+.
Основания:
Сильные: растворимые гидроксиды металлов; Ca(OH) 2 ; Sr(OH) 2 . Их катионы металлов с водой не взаимодействуют.
Слабые: нерастворимые гидроксиды металлов; гидроксид аммония (NH 4 OH). А катионы металлов здесь взаимодействуют с водой.
Исходя из данного материала, рассмотрим типы солей :
Соли с сильным основанием и сильной кислотой. К примеру: Ba (NO 3) 2 , KCl, Li 2 SO 4 . Особенности: не взаимодействуют с водой, а значит гидролизу не подвергаются. Растворы таких солей имеют нейтральную реакцию среды.
Соли с сильным основанием и слабой кислотой. К примеру: NaF, K 2 CO 3 , Li 2 S. Особенности: с водой взаимодействуют кислотные остатки этих солей, происходит гидролиз по аниону. Среда водных растворов - щелочная.
Соли со слабым основанием и сильной кислотой. К примеру: Zn(NO 3) 2 , Fe 2 (SO 4) 3 , CuSO 4 . Особенности: с водой взаимодействуют только катионы металлов, происходит гидролиз по катиону. Среда - кислая.
Соли со слабым основанием и слабой кислотой. К примеру: CH 3 COONН 4 , (NН 4) 2 CО 3 , HCOONН 4. Особенности: с водой взаимодействуют как катионы, так и анионы кислотных остатков, гидролиз происходит по катиону и аниону.
Пример гидролиза по катиону и образования кислой среды :
Гидролиз хлорида железа FeCl 2
FeCl 2 + H 2 O ↔ Fe(OH)Cl + HCl (молекулярное уравнение)
Fe 2+ + 2Cl - + H + + OH - ↔ FeOH + + 2Cl - + Н + (полное ионное уравнение)
Fe 2+ + H 2 O ↔ FeOH + + Н + (сокращенное ионное уравнение)
Пример гидролиза по аниону и образования щелочной среды:
Гидролиз ацетата натрия CH 3 COONa
CH 3 COONa + H 2 O ↔ CH 3 COOH + NaOH (молекулярное уравнение)
Na + + CH 3 COO - + H 2 O ↔ Na + + CH 3 COOH + OH - (полное ионное уравнение)
CH 3 COO - + H 2 O ↔ CH 3 COOH + OH - (сокращенное ионное уравнение)
Пример совместного гидролиза:
- Гидролиз сульфида алюминия Al 2 S 3
Al 2 S 3 + 6H2O ↔ 2Al(OH) 3 ↓+ 3H 2 S
В данном случае мы видим полный гидролиз, который происходит, если соль образована слабым нерастворимым или летучим основанием и слабой нерастворимой или летучей кислотой. В таблице растворимости стоят прочерки на таких солях. Если в ходе реакции ионного обмена образуется соль, которая не существует в водном растворе, то надо написать реакцию этой соли с водой.
Например:
2FeCl 3 + 3Na 2 CO 3 ↔ Fe 2 (CO 3) 3 + 6NaCl
Fe 2 (CO 3) 3 + 6H 2 O ↔ 2Fe(OH) 3 + 3H 2 O + 3CO 2
Складываем эти два уравнения, то что повторяется в левой и правой частях, сокращаем:
2FeCl 3 + 3Na 2 CO 3 + 3H 2 O ↔ 6NaCl + 2Fe(OH) 3 ↓ + 3CO 2
| | |
В ходе урока мы изучим тему «Гидролиз. Среда водных растворов. Водородный показатель». Вы узнаете о гидролизе - обменной реакции вещества с водой, приводящей к разложению химического вещества. Кроме того, будет введено определение водородному показателю - так называемому РН.
Тема: Растворы и их концентрация, дисперсные системы, электролитическая диссоциация
Урок: Гидролиз. Среда водных растворов. Водородный показатель
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.
Табл. 1
Вода относится к слабым электролитам и поэтому диссоциирует на ионы лишь в незначительной степени Н 2 О ↔ 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 .
Катионы и анионы солей можно разделить на два типа. Рис. 2.
Рис. 2. Классификация катионов и анионов по силе электролитов
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(NO 3) 2 , K 2 SO 4 |
Гидролизу не подвергаются. |
нейтральная |
фиолетовый |
|
Соль слабого основания и сильной кислоты |
ZnSO 4 , AlCl 3 , Fe(NO 3) 3 |
Гидролиз по катиону. Zn 2+ + HOH ZnOH + + H + |
||
|
Соль сильного основания и слабой кислоты |
Na 2 CO 3 ,К 2 SiO 3 , Li 2 SO 3 |
Гидролиз по аниону CO 3 2 + HOH |
щелочная |
|
|
Соль слабого основания и слабой кислоты |
FeS, Al(NO 2) 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. |
HCO 3 + OHТабл. 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 (NO 3) 3 + 3 Na 2 S +6 Н 2 О → 2 Al (OH) 3 ↓+ 3 H 2 S+6 NaNO 3 (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: Al 2 S 3 , Cr 2 S 3 , Al 2 (CO 3) 3 , Cr 2 (CO 3) 3 , Fe 2 (CO 3) 3 , CuCO 3 . Эти соли в водной среде подвергаются необратимому гидролизу. Их невозможно получить в водном растворе.
В органической химии гидролиз имеет очень большое значение.
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.
p Н = - 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 -7 и рН < 7.
Если добавить щелочи или соли сильного основания и слабой кислоты, то концентрация ионов водорода станет меньше, чем 10 -7 и 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
Подведение итога урока
В ходе урока мы изучили тему «Гидролиз. Среда водных растворов. Водородный показатель». Вы узнали о гидролизе - обменной реакции вещества с водой, приводящей к разложению химического вещества. Кроме того, было введено определение водородному показателю - так называемому рН.
Список литературы
1. Рудзитис Г.Е. Химия. Основы общей химии. 11 класс: учебник для общеобразовательных учреждений: базовый уровень / Г.Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман. - 14-е изд. - М.: Просвещение, 2012.
2. Попель П.П. Химия: 8 кл.: учебник для общеобразовательных учебных заведений / П.П. Попель, Л.С.Кривля. - К.: ИЦ «Академия», 2008. - 240 с.: ил.
3. Габриелян О.С. Химия. 11 класс. Базовый уровень. 2-е изд., стер. - М.: Дрофа, 2007. - 220 с.
Домашнее задание
1. №№6-8 (с. 68) Рудзитис Г.Е. Химия. Основы общей химии. 11 класс: учебник для общеобразовательных учреждений: базовый уровень / Г.Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман. - 14-е изд. - М.: Просвещение, 2012.
2. Почему рН дождевой воды всегда меньше 7?
3. Что обусловливает малиновую окраску раствора карбоната натрия?
Гидролиз солей. Среда водных растворов: кислая, нейтральная, щелочная
Согласно теории электролитической диссоциации, в водном растворе частицы растворенного вещества взаимодействуют с молекулами воды. Такое взаимодействие может привести к реакции гидролиза (от греч. hydro — вода, lysis — распад, разложение).
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 ($рН 7$), 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 $HCN$:
${KOH}↙{\text"сильное однокислотное основание"}←KCN→{HCN}↙{\text"слабая однокислотная кислота"}$
1) незначительная обратимая диссоциация молекул воды (очень слабого амфотерного электролита), которую упрощенно можно записать с помощью уравнения
$H_2O{⇄}↖{←}H^{+}+OH^{-};$
$KCN=K^{+}+CN^{-}$
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):
$K^{+}+CN^{-}+H_2O{⇄}↖{←}HCN+K^{+}+OH^{-}.$
Этот процесс обратим, и химическое равновесие смещено влево (в сторону образования исходных веществ), т.к. вода — значительно более слабый электролит, чем цианистоводородная кислота $HCN$.
$CN^{-}+H_2O⇄HCN+OH^{-}.$
Уравнение показывает, что:
а) в растворе есть свободные гидроксид-ионы $ОН^{-}$, и концентрация их больше, чем в чистой воде, поэтому раствор соли $KCN$ имеет щелочную среду ($рН > 7$);
б) в реакции с водой участвуют ионы $CN^{-}$, в таком случае говорят, что идет гидролиз по аниону . Другие примеры анионов, которые участвуют в реакции с водой:
Рассмотрим гидролиз карбоната натрия $Na_2CO_3$.
${NaOH}↙{\text"сильное однокислотное основание"}←Na_2CO_3→{H_2CO_3}↙{\text"слабая двухосновная кислота"}$
Происходит гидролиз соли по аниону $CO_3^{2-}$.
$2Na^{+}+CO_3^{2-}+H_2O{⇄}↖{←}HCO_3^{-}+2Na^{+}+OH^{-}.$
$CO_2^{2-}+H_2O⇄HCO_3^{-}+OH^{-}.$
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:
а) по аниону соли, как правило, гидролизуются обратимо;
б) химическое равновесие в таких реакциях сильно смещено влево;
в) реакция среды в растворах подобных солей щелочная ($рН > 7$);
г) при гидролизе солей, образованных слабыми многоосновными кислотами, получаются кислые соли.
2. Соли, образованные сильной кислотой и слабым основанием.
Рассмотрим гидролиз хлорида аммония $NH_4Cl$.
${NH_3·H_2O}↙{\text"слабое однокислотное основание"}←NH_4Cl→{HCl}↙{\text"сильная одноосновная кислота"}$
В водном растворе соли происходят два процесса:
1) незначительная обратимая диссоциация молекул воды (очень слабого амфотерного электролита), которую упрощенно можно записать с помощью уравнения:
$H_2O{⇄}↖{←}H^{+}+OH^{-}$
2) полная диссоциация соли (сильного электролита):
$NH_4Cl=NH_4^{+}+Cl^{-}$
Образующиеся при этом ионы $OH^{-}$ и $NH_4^{+}$ взаимодействуют между собой с получением $NH_3·H_2O$ (слабый электролит), тогда как ионы $Н^{+}$ остаются в растворе, обусловливая тем самым его кислотную среду.
Полное ионное уравнение гидролиза:
$NH_4^{+}+Cl^{-}+H_2O{⇄}↖{←}H^{+}+Cl^{-}NH_3·H_2O$
Процесс обратим, химическое равновесие смещено в сторону образования исходных веществ, т.к. вода $Н_2О$ — значительно более слабый электролит, чем гидрат аммиака $NH_3·H_2O$.
Сокращенное ионное уравнение гидролиза:
$NH_4^{+}+H_2O⇄H^{+}+NH_3·H_2O.$
Уравнение показывает, что:
а) в растворе есть свободные ионы водорода $Н^{+}$, и их концентрация больше, чем в чистой воде, поэтому раствор соли имеет кислотную среду ($рН
б) в реакции с водой участвуют катионы аммония $NH_4^{+}$; 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 $Ni(NO_3)_2$.
${Ni(OH)_2}↙{\text"слабое двухкислотное основание"}←Ni(NO_3)_2→{HNO_3}↙{\text"сильная одноосновная кислота"}$
Происходит гидролиз соли по катиону $Ni^{2+}$.
Полное ионное уравнение гидролиза:
$Ni^{2+}+2NO_3^{-}+H_2O{⇄}↖{←}NiOH^{+}+2NO_3^{-}+H^{+}$
Сокращенное ионное уравнение гидролиза:
$Ni^{2+}+H_2O⇄NiOH^{+}+H^{+}.$
Продукты гидролиза — основная соль $NiOHNO_3$ и азотная кислота $HNO_3$.
Среда водного раствора нитрата никеля кислотная ($рН
Гидролиз соли $NiOHNO_3$ протекает в значительно меньшей степени, и им можно пренебречь.
Подведем итог тому, что вы узнали о гидролизе по катиону:
а) по катиону соли, как правило, гидролизуются обратимо;
б) химическое равновесие реакций сильно смещено влево;
в) реакция среды в растворах таких солей кислотная ($рН
г) при гидролизе солей, образованных слабыми многокислотными основаниями, получаются основные соли.
3. 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 двух солей: ацетата аммония $NH_4(CH_3COO)$ и формиата аммония $NH_4(HCОO)$:
1) ${NH_3·H_2O}↙{\text"слабое однокислотное основание"}←NH_4(CH_3COO)→{CH_3COOH}↙{\text"сильная одноосновная кислота"};$
2) ${NH_3·H_2O}↙{\text"слабое однокислотное основание"}←NH_4(HCOO)→{HCOOH}↙{\text"слабая одноосновная кислота"}.$
В водных растворах этих солей катионы слабого основания $NH_4^{+}$ взаимодействуют с гидроксидионами $ОН^{-}$ (напомним, что вода диссоциирует $H_2O⇄H^{+}+OH^{-}$), а анионы слабых кислот $CH_3COO^{-}$ и $HCOO^{-}$ взаимодействуют с катионами $Н^{+}$ с образованием молекул слабых кислот — уксусной $CH_3COOH$ и муравьиной $HCOOH$.
Запишем ионные уравнения гидролиза:
1) $CH_3COO^{-}+NH_4^{+}+H_2O⇄CH_3COOH+NH_3·H_2O;$
2) $HCOO^{-}+NH_4^{+}+H_2O⇄NH_3·H_2O+HCOOH.$
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. $К_Д(СН_3COOH)=К+Д(NH_3·H_2O)=1.8·10^{-5}$. Во втором случае среда раствора слабокислотная ($pH
Как вы уже заметили, 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.
В таблице «Растворимость кислот, оснований и солей в воде» вы найдете примечание: «в водной среде разлагаются» — это значит, что такие соли подвергаются необратимому гидролизу. Например, сульфид алюминия $Al_2S_3$ 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:
$Al_2S_3+6H_2O=2Al(OH)_3↓+3H_2S$
Поэтому сульфид алюминия $Al_2S_3$ нельзя получить реакцией обмена между водными растворами двух солей, например хлорида алюминия $AlCl_3$ и сульфида натрия $Na_2S$.
Возможны и другие случаи необратимого гидролиза, их нетрудно предсказать, ведь для необратимости процесса необходимо, чтобы хотя бы один из продуктов гидролиза уходил из сферы реакции.
Подведем итог тому, что вы узнали о гидролизе и по катиону, и по аниону:
а) если соли гидролизуются и по катиону, и по аниону обратимо, то химическое равновесие в реакциях гидролиза смещено вправо;
б) реакция среды при этом или нейтральная, или слабокислотная, или слабощелочная, что зависит от соотношения констант диссоциации образующихся основания и кислоты;
в) 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.
К этому выводу, очевидно, вы пришли сами.
Рассмотрим поведение в растворе хлорида калия $KCl$.
${KOH}↙{\text"сильное однокислотное основание"}←KCl→{HCl}↙{\text"сильная одноосновная кислота"}.$
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. По этому гидролиз соли можно усилить (и даже сделать необратимым) следующими способами:
а) добавить воды (уменьшить концентрацию);
б) нагреть раствор, при этом усиливается эндотермическая диссоциация воды:
$H_2O⇄H^{+}+OH^{-}-57$ кДж,
а значит, увеличивается количество $Н^{+}$ и $ОН^{-}$, которые необходимы для осуществления гидролиза соли;
в) связать один из продуктов гидролиза в труднорастворимое соединение или удалить один из продуктов в газовую фазу; например, гидролиз цианида аммония $NH_4CN$ будет значительно усиливаться за счет разложения гидрата аммиака с образованием аммиака $NH_3$ и воды $Н_2О$:
$NH_4^{+}+CN^{-}+H_2O⇄NH_3·H_2O+HCN.$
$NH_3{}↖{⇄}H_2$
Гидролиз солей
Условные обозначения:
Гидролиз можно подавить (значительно уменьшить количество подвергающейся гидролизу соли), действуя следующим образом:
а) увеличить концентрацию растворенного вещества;
б) охладить раствор (для ослабления гидролиза растворы солей следует хранить концентрированными и при низких температурах);
в) 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 $K_2CO_3$, 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 $С_{17}Н_{35}COONa$ выражается следующим ионным уравнением:
$C_{17}H_{35}COO^{-}+H_2O⇄C_{17}H_{35}COOH+OH^{-}$,
т.е. 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 рН среды.
Соли, создающие необходимую щелочную среду раствора, содержатся в фотографическом проявителе. Это карбонат натрия $Na_2CO_3$, карбонат калия $K_2CO_3$, бура $Na_2B_4O_7$ 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 $рН_{почвы} > 7.5$, то в нее вносят удобрение сульфат аммония $(NH_4)_2SO_4$, которое способствует повышению кислотности благодаря гидролизу по катиону, проходящему в почве:
$NH_4^{+}+H_2O⇄NH_3·H_2O$
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:
$HCO_3^{-}+H_2O⇄H_2CO_3+OH^{-}$
$HPO_4^{2-}+H_2O⇄H_2PO_4^{-}+OH^{-}$
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.
Другой пример: в составе слюны человека есть ионы $HPO_4^{2-}$. Благодаря им в полости рта поддерживается определенная среда ($рН=7-7.5$).
Реакция раствора веществ в растворителе может быть трех видов: нейтральная, кислая и щелочная. Реакция зависит от концентрации водородных ионов H + в растворе.
Чистая вода диссоциирует в очень незначительной степени на ионы H + и ионы гидрооксила OH - .
Водородный показатель pH
Водородный показатель является удобным и общепринятым способом выражения концентрации водородных ионов. Для чистой воды концентрация Н + равна концентрации ОН - , а произведение концентраций H + и ОН - , выраженных в грамм-йонах на литр, -величина постоянная, равная 1.10 -14
Из этого произведения можно вычислить концентрацию водородных ионов: =√1.10 -14 =10 -7 /г-ион/л/.
Это равновесное /"нейтральное"/ состояние принято обозначать рН 7/p - отрицательный логарифм концентрации, Н - водородных ионов, 7 - показатель степени с обратным знаком/.
Раствор с рН больше 7 является щелочным, в нем ионов Н + меньше, чем ОН - ; раствор с рН меньше 7 - кислый, в нем ионов Н + больше, чем ОН - .
Жидкости, применяемые на практике, имеют концентрацию водородных ионов, изменяющуюся обычно в пределах рН от 0 до 1
Индикаторы
Индикаторы - это вещества, изменяющие свой цвет в зависимости от концентрации водородных ионов в растворе. При помощи индикаторов определяют реакцию среды. Наиболее известные индикаторы - бромбензол, бромтимол, фенолфталеин, метилоранж и др. Каждый из индикаторов действует в определенных пределах показаний pH. Например, бромтимол меняет желтый цвет при рН 6,2 на синий при рН 7,6; индикатор нейтральный красный -с красного при рН 6,8 на желтый при рН 8; бромбензол - с желтого яри рН 4,0 на синий при рН 5,6; фенолфталеин - с бесцветного при рН 8,2 на пурпурный при рН 10,0 и т.д.
Ни один из индикаторов не работает на протяжении всей шкалы pH от 0 до 14. Однако в реставрационной практике не приходится определять высокие концентрации кислот или щелочей. Чаще всего встречаются отклонения на 1 - 1,5 единицы pH от нейтрального в ту и другую стороны.
Для определения реакции среды в реставрационной практике применяется смесь различных индикаторов, подобранная таким образом, что отмечает малейшие отклонения от нейтральности. Такая смесь называема "универсальным индикатором".
Универсальный индикатор - прозрачная жидкость оранжевого цвета. При небольшом изменении среды в сторону щелочности раствор индикатора приобретает зеленоватый оттенок, при увеличении щелочности - голубой. Чем больше щелочность испытуемой жидкости, тем более интенсивным становится синий цвет.
При небольшом изменении среды в сторону кислотности раствор универсального индикатора становится розовым, при увеличении кислотности - красным /карминного или краплачного оттенка/.
Изменения реакции среды на картинах происходит в результате поражения их плесенью; часто встречаются изменения на участках, где наклеены ярлыки щелочным клеем /казеиновым, конторским и пр./.
Для проведения анализа нужно иметь, кроме универсального индикатора, дистиллированную воду, чистую фильтровальную бумагу белого цвета и стеклянную палочку.
Ход анализа
На фильтровальную бумагу наносят каплю дистиллированной воды и дают впитаться. Рядом с этой каплей наносят вторую и прикладывают ее к испытуемому участку. Для лучшего контакта бумагу со второй каплей сверху притирают стеклянной полочкой. Затем на фильтровальную бумагу в районы капель воды наносят по капле универсального индикатора. Первая капля воды служит контролем, с цветом которого сравнивается капля, пропитанная раствором с испытуемого участка. Расхождение в цвете с контрольной каплей указывает на изменение - отклонение среды то нейтральной.
НЕЙТРАЛИЗАЦИЯ ЩЕЛОЧНОЙ СРЕДЫ
Обрабатываемый участок увлажняют 2%-ным водным раствором уксусной или лимонной кислоты. Для этого на пинцет наматывают небольшое количество ваты, смачивают ее в растворе кислоты, отжимают и прикладывают к указанному участку.
Реакцию обязательно проверяют универсальным индикатором!
Процесс продолжают до полной нейтрализации всего участка.
Через неделю проверку среды следует повторить.
НЕЙТРАЛИЗАЦИЯ КИСЛОЙ СРЕДЫ
Обрабатываемый участок увлажняют 2%-ным водным раствором гидрата окиси аммония /нашатырным спиртом/. Методика проведения нейтрализации та же, что и в случае щелочной среды.
Проверку среды следует повторить через неделю.
ПРЕДОСТЕРЕЖЕНИЕ: Процесс нейтрализации требует большой осторожности, так как излишняя обработка может привести к перакислению или перещелочению обрабатываемого участка. Кроме того, вода в растворах может вызвать усадку холста.