Гидролиз солей. Среда водных растворов: кислая, нейтральная, щелочная

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 (), щелочную ($\mathit{р}\mathit{Н}>7$), нейтральную ($\mathit{р}\mathit{Н}=7$). 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 ${\mathit{Н}}^{+}$ или $\mathit{О}{\mathit{Н}}^{-}$, и раствор соли становится кислотным или щелочным соответственно.

Классификация солей

Любую соль можно представить как продукт взаимодействия основания с кислотой. Например, соль $\mathit{K}\mathit{C}\mathit{l}\mathit{O}$ образована сильным основанием $\mathit{K}\mathit{O}\mathit{H}$ и слабой кислотой $\mathit{H}\mathit{C}\mathit{l}\mathit{O}$.

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 $\mathit{K}\mathit{C}\mathit{N}$ образована сильным основанием $\mathit{K}\mathit{O}\mathit{H}$ и слабой кислотой $\mathit{H}\mathit{C}\mathit{N}$:

В водном растворе соли происходят два процесса:

1) незначительная обратимая диссоциация молекул воды (очень слабого амфотерного электролита), которую упрощенно можно записать с помощью уравнения

${\mathit{H}}_2\mathit{O}\overleftarrow{\rightleftarrows }{\mathit{H}}^{+}+\mathit{O}{\mathit{H}}^{-};$

2) полная диссоциация соли (сильного электролита):

$\mathit{K}\mathit{C}\mathit{N}={\mathit{K}}^{+}+\mathit{C}{\mathit{N}}^{-}$

Образующиеся при этих процессах ионы ${\mathit{Н}}^{+}$ и $\mathit{C}{\mathit{N}}^{-}$ взаимодействуют между собой, связываясь в молекулы слабого электролита — цианистоводородной кислоты $\mathit{H}\mathit{C}\mathit{N}$, тогда как гидроксид — ион $\mathit{О}{\mathit{Н}}^{-}$ остается в растворе, обусловливая тем самым его щелочную среду. Происходит гидролиз по аниону $\mathit{C}{\mathit{N}}^{-}$.

Запишем полное ионное уравнение происходящего процесса (гидролиза):

${\mathit{K}}^{+}+\mathit{C}{\mathit{N}}^{-}+{\mathit{H}}_2\mathit{O}\overleftarrow{\rightleftarrows }\mathit{H}\mathit{C}\mathit{N}+{\mathit{K}}^{+}+\mathit{O}{\mathit{H}}^{-}.$

Этот процесс обратим, и химическое равновесие смещено влево (в сторону образования исходных веществ), т.к. вода — значительно более слабый электролит, чем цианистоводородная кислота $\mathit{H}\mathit{C}\mathit{N}$.

$\mathit{C}{\mathit{N}}^{-}+{\mathit{H}}_2\mathit{O}\rightleftarrows \mathit{H}\mathit{C}\mathit{N}+\mathit{O}{\mathit{H}}^{-}.$

Уравнение показывает, что:

а) в растворе есть свободные гидроксид-ионы $\mathit{О}{\mathit{Н}}^{-}$, и концентрация их больше, чем в чистой воде, поэтому раствор соли $\mathit{K}\mathit{C}\mathit{N}$ имеет щелочную среду ($\mathit{р}\mathit{Н}>7$);

б) в реакции с водой участвуют ионы $\mathit{C}{\mathit{N}}^{-}$, в таком случае говорят, что идет гидролиз по аниону. Другие примеры анионов, которые участвуют в реакции с водой:

Рассмотрим гидролиз карбоната натрия $\mathit{N}{\mathit{a}}_2\mathit{C}{\mathit{O}}_3$.

Происходит гидролиз соли по аниону $\mathit{C}{\mathit{O}}_3^{2-}$.

Полное ионное уравнение гидролиза:

$2\mathit{N}{\mathit{a}}^{+}+\mathit{C}{\mathit{O}}_3^{2-}+{\mathit{H}}_2\mathit{O}\overleftarrow{\rightleftarrows }\mathit{H}\mathit{C}{\mathit{O}}_3^{-}+2\mathit{N}{\mathit{a}}^{+}+\mathit{O}{\mathit{H}}^{-}.$

Сокращенное ионное уравнение гидролиза:

$\mathit{C}{\mathit{O}}_2^{2-}+{\mathit{H}}_2\mathit{O}\rightleftarrows \mathit{H}\mathit{C}{\mathit{O}}_3^{-}+\mathit{O}{\mathit{H}}^{-}.$

Продукты гидролиза — кислая соль $\mathit{N}\mathit{a}\mathit{H}\mathit{C}{\mathit{O}}_3$ и гидроксид натрия $\mathit{N}\mathit{a}\mathit{O}\mathit{H}$.

Среда водного раствора карбоната натрия — щелочная ($\mathit{р}\mathit{Н}>7$), потому что в растворе увеличивается концентрация ионов $\mathit{О}{\mathit{Н}}^{-}$. Кислая соль $\mathit{N}\mathit{a}\mathit{H}\mathit{C}{\mathit{O}}_3$ 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 ($\mathit{р}\mathit{Н}>7$);

г) при гидролизе солей, образованных слабыми многоосновными кислотами, получаются кислые соли.

2. Соли, образованные сильной кислотой и слабым основанием.

Рассмотрим гидролиз хлорида аммония $\mathit{N}{\mathit{H}}_4\mathit{C}\mathit{l}$.

В водном растворе соли происходят два процесса:

1) незначительная обратимая диссоциация молекул воды (очень слабого амфотерного электролита), которую упрощенно можно записать с помощью уравнения:

${\mathit{H}}_2\mathit{O}\overleftarrow{\rightleftarrows }{\mathit{H}}^{+}+\mathit{O}{\mathit{H}}^{-}$

2) полная диссоциация соли (сильного электролита):

$\mathit{N}{\mathit{H}}_4\mathit{C}\mathit{l}=\mathit{N}{\mathit{H}}_4^{+}+\mathit{C}{\mathit{l}}^{-}$

Образующиеся при этом ионы $\mathit{O}{\mathit{H}}^{-}$ и $\mathit{N}{\mathit{H}}_4^{+}$ взаимодействуют между собой с получением $\mathit{N}{\mathit{H}}_3·{\mathit{H}}_2\mathit{O}$ (слабый электролит), тогда как ионы ${\mathit{Н}}^{+}$ остаются в растворе, обусловливая тем самым его кислотную среду.

Полное ионное уравнение гидролиза:

$\mathit{N}{\mathit{H}}_4^{+}+\mathit{C}{\mathit{l}}^{-}+{\mathit{H}}_2\mathit{O}\overleftarrow{\rightleftarrows }{\mathit{H}}^{+}+\mathit{C}{\mathit{l}}^{-}\mathit{N}{\mathit{H}}_3·{\mathit{H}}_2\mathit{O}$

Процесс обратим, химическое равновесие смещено в сторону образования исходных веществ, т.к. вода ${\mathit{Н}}_2\mathit{О}$ — значительно более слабый электролит, чем гидрат аммиака $\mathit{N}{\mathit{H}}_3·{\mathit{H}}_2\mathit{O}$.

Сокращенное ионное уравнение гидролиза:

$\mathit{N}{\mathit{H}}_4^{+}+{\mathit{H}}_2\mathit{O}\rightleftarrows {\mathit{H}}^{+}+\mathit{N}{\mathit{H}}_3·{\mathit{H}}_2\mathit{O}.$

Уравнение показывает, что:

а) в растворе есть свободные ионы водорода ${\mathit{Н}}^{+}$, и их концентрация больше, чем в чистой воде, поэтому раствор соли имеет кислотную среду ();

б) в реакции с водой участвуют катионы аммония $\mathit{N}{\mathit{H}}_4^{+}$; в таком случае говорят, что идет гидролиз по катиону.

В реакции с водой могут участвовать и многозарядные катионы: двухзарядные ${\mathit{М}}^{2+}$ (например, $\mathit{N}{\mathit{i}}^{2+},\mathit{C}{\mathit{u}}^{2+},\mathit{Z}{\mathit{n}}^{2+}\dots$), кроме катионов щелочноземельных металлов, трехзарядные ${\mathit{М}}^{3+}$ (например, $\mathit{F}{\mathit{e}}^{3+},\mathit{A}{\mathit{l}}^{3+},\mathit{C}{\mathit{r}}^{3+}\dots$).

Рассмотрим гидролиз нитрата никеля $\mathit{N}\mathit{i}{\left(\mathit{N}{\mathit{O}}_3\right)}_2$.

Происходит гидролиз соли по катиону $\mathit{N}{\mathit{i}}^{2+}$.

Полное ионное уравнение гидролиза:

$\mathit{N}{\mathit{i}}^{2+}+2\mathit{N}{\mathit{O}}_3^{-}+{\mathit{H}}_2\mathit{O}\overleftarrow{\rightleftarrows }\mathit{N}\mathit{i}\mathit{O}{\mathit{H}}^{+}+2\mathit{N}{\mathit{O}}_3^{-}+{\mathit{H}}^{+}$

Сокращенное ионное уравнение гидролиза:

$\mathit{N}{\mathit{i}}^{2+}+{\mathit{H}}_2\mathit{O}\rightleftarrows \mathit{N}\mathit{i}\mathit{O}{\mathit{H}}^{+}+{\mathit{H}}^{+}.$

Продукты гидролиза — основная соль $\mathit{N}\mathit{i}\mathit{O}\mathit{H}\mathit{N}{\mathit{O}}_3$ и азотная кислота $\mathit{H}\mathit{N}{\mathit{O}}_3$.

Среда водного раствора нитрата никеля кислотная (), потому что в растворе увеличивается концентрация ионов ${\mathit{Н}}^{+}$.

Гидролиз соли $\mathit{N}\mathit{i}\mathit{O}\mathit{H}\mathit{N}{\mathit{O}}_3$ 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 ();

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 $\mathit{О}{\mathit{Н}}^{-}$ из молекул воды, образуя слабое основание; анион слабой кислоты связывает ионы ${\mathit{Н}}^{+}$ 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 $\mathit{N}{\mathit{H}}_4\left(\mathit{C}{\mathit{H}}_3\mathit{C}\mathit{O}\mathit{O}\right)$ и формиата аммония $\mathit{N}{\mathit{H}}_4\left(\mathit{H}\mathit{C}\mathit{О}\mathit{O}\right)$:

1)

2)

В водных растворах этих солей катионы слабого основания $\mathit{N}{\mathit{H}}_4^{+}$ взаимодействуют с гидроксидионами $\mathit{О}{\mathit{Н}}^{-}$ (напомним, что вода диссоциирует ${\mathit{H}}_2\mathit{O}\rightleftarrows {\mathit{H}}^{+}+\mathit{O}{\mathit{H}}^{-}$), а анионы слабых кислот $\mathit{C}{\mathit{H}}_3\mathit{C}\mathit{O}{\mathit{O}}^{-}$ и $\mathit{H}\mathit{C}\mathit{O}{\mathit{O}}^{-}$ взаимодействуют с катионами ${\mathit{Н}}^{+}$ с образованием молекул слабых кислот — уксусной $\mathit{C}{\mathit{H}}_3\mathit{C}\mathit{O}\mathit{O}\mathit{H}$ и муравьиной $\mathit{H}\mathit{C}\mathit{O}\mathit{O}\mathit{H}$.

Запишем ионные уравнения гидролиза:

1) $\mathit{C}{\mathit{H}}_3\mathit{C}\mathit{O}{\mathit{O}}^{-}+\mathit{N}{\mathit{H}}_4^{+}+{\mathit{H}}_2\mathit{O}\rightleftarrows \mathit{C}{\mathit{H}}_3\mathit{C}\mathit{O}\mathit{O}\mathit{H}+\mathit{N}{\mathit{H}}_3·{\mathit{H}}_2\mathit{O};$

2) $\mathit{H}\mathit{C}\mathit{O}{\mathit{O}}^{-}+\mathit{N}{\mathit{H}}_4^{+}+{\mathit{H}}_2\mathit{O}\rightleftarrows \mathit{N}{\mathit{H}}_3·{\mathit{H}}_2\mathit{O}+\mathit{H}\mathit{C}\mathit{O}\mathit{O}\mathit{H}.$

В этих случаях гидролиз тоже обратимый, но равновесие смещено в сторону образования продуктов гидролиза — двух слабых электролитов.

В первом случае среда раствора нейтральная ($\mathit{р}\mathit{Н}=7$), т.к. ${\mathit{К}}_{\mathit{Д}}\left(\mathit{С}{\mathit{Н}}_3\mathit{C}\mathit{O}\mathit{O}\mathit{H}\right)=\mathit{К}+\mathit{Д}\left(\mathit{N}{\mathit{H}}_3·{\mathit{H}}_2\mathit{O}\right)=1.8·{10}^{-5}$. Во втором случае среда раствора слабокислотная (), т.к. ${\mathit{К}}_{\mathit{Д}}\left(\mathit{H}\mathit{C}\mathit{O}\mathit{O}\mathit{H}\right)=2.1·{10}^{-4}$ и (${\mathit{К}}_{\mathit{Д}}$ — константа диссоциации).

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 $\mathit{A}{\mathit{l}}_2{\mathit{S}}_3$ в воде подвергается необратимому гидролизу, т. к. появляющиеся при гидролизе по катиону ионы ${\mathit{Н}}^{+}$ связываются образующимися при гидролизе по аниону ионами $\mathit{О}{\mathit{Н}}^{-}$. Это усиливает гидролиз и приводит к образованию нерастворимого гидроксида алюминия и газообразного сероводорода:

$\mathit{A}{\mathit{l}}_2{\mathit{S}}_3+6{\mathit{H}}_2\mathit{O}=2\mathit{A}\mathit{l}{\left(\mathit{O}\mathit{H}\right)}_3\downarrow +3{\mathit{H}}_2\mathit{S}\uparrow$

Поэтому сульфид алюминия $\mathit{A}{\mathit{l}}_2{\mathit{S}}_3$ нельзя получить реакцией обмена между водными растворами двух солей, например хлорида алюминия $\mathit{A}\mathit{l}\mathit{C}{\mathit{l}}_3$ и сульфида натрия $\mathit{N}{\mathit{a}}_2\mathit{S}$.

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 $\mathit{K}\mathit{C}\mathit{l}$.

Соль в водном растворе диссоциирует на ионы ($\mathit{K}\mathit{C}\mathit{l}={\mathit{K}}^{+}+\mathit{C}{\mathit{l}}^{\mathit{–}}$), но при взаимодействии с водой слабый электролит образоваться не может. Среда раствора нейтральная ($\mathit{р}\mathit{Н}=7$), т.к. концентрации ионов ${\mathit{Н}}^{+}$ и $\mathit{О}{\mathit{Н}}^{-}$ 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:

${\mathit{H}}_2\mathit{O}\rightleftarrows {\mathit{H}}^{+}+\mathit{O}{\mathit{H}}^{-}-57$ кДж,

а значит, увеличивается количество ${\mathit{Н}}^{+}$ и $\mathit{О}{\mathit{Н}}^{\mathit{–}}$, 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 $\mathit{N}{\mathit{H}}_4\mathit{C}\mathit{N}$ будет значительно усиливаться за счет разложения гидрата аммиака с образованием аммиака $\mathit{N}{\mathit{H}}_3$ и воды ${\mathit{Н}}_2\mathit{О}$:

$\mathit{N}{\mathit{H}}_4^{+}+\mathit{C}{\mathit{N}}^{-}+{\mathit{H}}_2\mathit{O}\rightleftarrows \mathit{N}{\mathit{H}}_3·{\mathit{H}}_2\mathit{O}+\mathit{H}\mathit{C}\mathit{N}.$

$\mathit{N}{\mathit{H}}_3\stackrel{\rightleftarrows }{\uparrow }{\mathit{H}}_2$

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 ${\mathit{K}}_2\mathit{C}{\mathit{O}}_3$, который в воде гидролизуется по аниону, водный раствор приобретает мылкость за счет образующихся при гидролизе ионов $\mathit{О}{\mathit{Н}}^{-}$.

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 ${\mathit{С}}_{17}{\mathit{Н}}_{35}\mathit{C}\mathit{O}\mathit{O}\mathit{N}\mathit{a}$ выражается следующим ионным уравнением:

${\mathit{C}}_{17}{\mathit{H}}_{35}\mathit{C}\mathit{O}{\mathit{O}}^{-}+{\mathit{H}}_2\mathit{O}\rightleftarrows {\mathit{C}}_{17}{\mathit{H}}_{35}\mathit{C}\mathit{O}\mathit{O}\mathit{H}+\mathit{O}{\mathit{H}}^{-}$,

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 $\mathit{N}{\mathit{a}}_2\mathit{C}{\mathit{O}}_3$, карбонат калия ${\mathit{K}}_2\mathit{C}{\mathit{O}}_3$, бура $\mathit{N}{\mathit{a}}_2{\mathit{B}}_4{\mathit{O}}_7$ 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 $\mathit{р}{\mathit{Н}}_{\mathit{п}\mathit{о}\mathit{ч}\mathit{в}\mathit{ы}}>7.5$, то в нее вносят удобрение сульфат аммония ${\left(\mathit{N}{\mathit{H}}_4\right)}_2\mathit{S}{\mathit{O}}_4$, которое способствует повышению кислотности благодаря гидролизу по катиону, проходящему в почве:

$\mathit{N}{\mathit{H}}_4^{+}+{\mathit{H}}_2\mathit{O}\rightleftarrows \mathit{N}{\mathit{H}}_3·{\mathit{H}}_2\mathit{O}$

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:

$\mathit{H}\mathit{C}{\mathit{O}}_3^{-}+{\mathit{H}}_2\mathit{O}\rightleftarrows {\mathit{H}}_2\mathit{C}{\mathit{O}}_3+\mathit{O}{\mathit{H}}^{-}$

$\mathit{H}\mathit{P}{\mathit{O}}_4^{2-}+{\mathit{H}}_2\mathit{O}\rightleftarrows {\mathit{H}}_2\mathit{P}{\mathit{O}}_4^{-}+\mathit{O}{\mathit{H}}^{-}$

Если в крови избыток ионов ${\mathit{Н}}^{+}$, они связываются с гидроксид-ионами $\mathit{О}{\mathit{Н}}^{-}$, и равновесие смещается вправо. При избытке гидроксид-ионов $\mathit{О}{\mathit{Н}}^{-}$ равновесие смещается влево. Благодаря этому кислотность крови здорового человека колеблется незначительно.

Другой пример: в составе слюны человека есть ионы $\mathit{H}\mathit{P}{\mathit{O}}_4^{2-}$. Благодаря им в полости рта поддерживается определенная среда ($\mathit{р}\mathit{Н}=7-7.5$).