§ 20. Подавление и усиление гидролиза солей
В некоторых случаях явление гидролиза мешает проведению анализа, поэтому необходимо знать способы усиления и подавления гидролиза.
Усилить или подавить гидролиз можно тремя способами:
1) прибавлением к раствору соли другого гидролизующегося электролита, кислоты или щелочи;
2) изменением концентрации раствора соли;
3) повышением или понижением температуры раствора соли.
Для усиления гидролиза соли, образованной катионом слабого основания и анионом сильной кислоты, необходимо добавить основание для связывания получающихся в процессе гидролиза ионов водорода:
Kt+ + HOH 5=± KtOH + H+
При добавлении основания произойдет нейтрализация кислоты и динамическое равновесие сдвинется вправо, т. е. гидролиз усилится. Если же к раствору гидролизующейся соли типа NH4Cl прибавить кислоты, то гидролиз затормозится.
Чтобы усилить гидролиз соли, образованной анионом слабой кислоты и катионом сильного основания (например, CH3COONa), необходимо связать свободные ионы гидроксила, получающиеся в процессе гидролиза:
Прибавление кислоты приводит к нейтрализации основания и динамическое равновесие сдвигается вправо, т. е. гидролиз усиливается. Если к раствору гидролизующейся соли рассматриваемого типа прибавить основание, то гидролиз замедлится.
Связать ионы водорода или гидроксила можно добавлением не только щелочей или кислот, но и других электролитов. Этими методами часто пользуются, когда нужно усилить или подавить гидролиз. Ионы водорода можно связать в сложные анионы (НСОз, НРОГ», H2POI и др.) или в нейтральные молекулы слабых кислот (H2CO3, H3BO3, CH3COOH и др.), действуя на растворы гидролизующихся солей солями сильных оснований и слабых кислот, например Na2CO3:
HCO8″+ H+ —> H2CO3 ^zt H2O+ CO3
Ионы гидроксила можно связывать в комплексные ионы [Co(OH)]+ [Al(OH)]++ [Al(OH)2]+ и др. или в нейтральные молекулы слабых оснований, действуя на растворы гидролизующихся солей солями слабых оснований и сильных кислот.
Зависимость гидролиза от концентрации и температуры раствора. С разбавлением растворов солей степень гидролиза, как правило, увеличивается (табл. 4). Нагревание также способствует усилению гидролиза, так как Kw увеличивается с температурой.
Ступенчатый гидролиз солей, образованных многоосновными кислотами или основаниями, идет преимущественно по первой ступени. Чем слабее основание и кислота или чем меньше растворимость продуктов гидролиза, тем полнее протекает гидролиз.
Нацример, гидролиз Fe(CH3COO)3 на холоду протекает с образованием Fe(OH)(CH3COO)2. При кипячении раствора Fe(CH3COO)3 выпадает осадок Fe(OH)2(CH3COO).
При кипячении растворов Na3AlO3 и Na^CrO3 алюминат остается в растворе, а хромит гидролизуется с образованием Cr(OH)3-
Подобно гидролизу, наблюдающемуся в водных растворах, соли также подвергаются сольволизу в неводных растворах. Сольволизом в неводных растворах назы-
Формулы для вычисления ^Сгидр.» ^гидр. и сьГИдр# в растворах гидролизующихся бинарных солей
*гндр.(концентрация гидролизованиой части соли)
Соль, образованная катионом слабого основания и анионом сильной кислоты (типа NH4CI)
Соль, образованная катионом сильного основания и анионом слаО*ой кислоты (типа CH3COONa)
Соль, образованная катионом слабого основания и анионом слабой кислоты (типа
Источник
Гидролиз
Темы кодификатора ЕГЭ: Гидролиз солей. Среда водных растворов: кислая, основная и щелочная.
Гидролиз – взаимодействие веществ с водой. Гидролизу подвергаются разные классы неорганических и органических веществ: соли, бинарные соединения, углеводы, жиры, белки, эфиры и другие вещества. Гидролиз солей происходит, когда ионы соли способны образовывать с Н + и ОН — ионами воды малодиссоциированные электролиты.
Гидролиз солей может протекать:
→ обратимо : только небольшая часть частиц исходного вещества гидролизуется.
→ необратимо : практически все частицы исходного вещества гидролизуются.
Для оценки типа гидролиза необходимо рассмотреть соль, как продукт взаимодействия основания и кислоты. Любая соль состоит из металла и кислотного остатка. Металлы соответствует основание или амфотерный гидроксид (с той же степенью окисления, что и в соли), а кислотному остатку — кислота. Например, карбонату натрия Na2CO3 соответствует основание — щелочь NaOH и угольная кислота H2CO3.
Обратимый гидролиз солей
Механизм обратимого гидролиза будет зависеть от состава исходной соли. Можно выделить 4 основных варианта, которые мы рассмотрим на примерах:
1. Соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой , гидролизуются ПО АНИОНУ .
CH3COONa + HOH ↔ CH3COOH + NaOH
CH3COO — + Na + + HOH ↔ CH3COOH + Na + + OH —
сокращенное ионное уравнение:
CH3COO — + HOH ↔ CH3COOH + OH —
Таким образом, при гидролизе таких солей в растворе образуется небольшой избыток гидроксид-ионов OH — . Водородный показатель такого раствора рН>7 .
Гидролиз солей многоосновных кислот (H2CO3, H3PO4 и т.п.) протекает ступенчато, с образованием кислых солей:
CO3 2- + HOH ↔ HCO3 2- + OH —
или в молекулярной форме:
или в молекулярной форме:
Продукты гидролиза по первой ступени подавляют вторую ступень гидролиза, в результате вторая ступень гидролиза протекает незначительно.
2. Соли, образованные слабым основанием и сильной кислотой , гидролизуются ПО КАТИОНУ . Пример такой соли: NH4Cl, FeCl3, Al2(SO4)3 Уравнение гидролиза:
или в молекулярной форме:
При этом катион слабого основания притягивает гидроксид-ионы из воды, а в растворе возникает избыток ионов Н + . Водородный показатель такого раствора рН .
Соли, образованные многокислотными основаниями, гидролизуются ступенчато, образуя катионы основных солей. Например:
Fe 3+ + HOH ↔ FeOH 2+ + H +
FeCl3 + HOH ↔ FeOHCl2 + H Cl
FeOH 2+ + HOH ↔ Fe(OH)2 + + H +
FeOHCl2 + HOH ↔ Fe(OH)2Cl+ HCl
Fe(OH)2 + + HOH ↔ Fe(OH)3 + H +
Fe(OH)2Cl + HOH ↔ Fe(OH)3 + HCl
Гидролиз по второй и, в особенности, по третьей ступени практически не протекает при комнатной температуре.
3. Соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой , гидролизуются И ПО КАТИОНУ, И ПО АНИОНУ .
В этом случае реакция раствора зависит от соотношения констант диссоциации образующихся кислот и оснований. В большинстве случаев реакция раствора будет примерно нейтральной, рН ≅ 7 . Точное значение рН зависит от относительной силы основания и кислоты.
4. Гидролиз солей, образованных сильным основанием и сильной кислотой , в водных растворах НЕ ИДЕТ .
Сведем вышеописанную информацию в общую таблицу:
Необратимый гидролиз
Необратимый гидролиз происходит, если при гидролизе выделяется газ, осадок или вода, т.е. вещества, которые при данных условиях не могут взаимодействовать между собой. Необратимый гидролиз является химической реакцией, т.к. реагирующие вещества взаимодействуют практически полностью.
Варианты необратимого гидролиза:
- Гидролиз, в который вступают растворимые соли 2х-валентных металлов (Be 2+ , Co 2+ , Ni 2+ , Zn 2+ , Pb 2+ , Cu 2+ и др.) с сильным ионизирующим полем (слабые основания) и растворимые карбонаты/гидрокарбонаты. При этом образуются нерастворимые основные соли (гидроксокарбонаты):
! Исключения: (соли Ca, Sr, Ba и Fe 2+ ) – в этом случае получим обычный обменный процесс:
МеCl2 + Na2CO3 = МеCO3 + 2NaCl (Ме – Fe, Ca, Sr, Ba).
- Взаимный гидролиз , протекающий при смешивании двух солей, гидролизованных по катиону и по аниону. Продукты гидролиза по второй ступени усиливают гидролиз по первой ступени и наоборот. Поэтому в таких процессах образуются не просто продукты обменной реакции, а продукты гидролиза (совместный или взаимный гидролиз). Соли металлов со степенью окисления +3 (Al 3+ , Cr 3+ ) и соли летучих кислот (карбонаты, сульфиды, сульфиты) при смешивании в растворе (взаимном гидролизе) образуют осадок гидроксида и газ (H2S, SO2, CO2):
Соли Fe 3+ при взаимодействии с карбонатами также при смешивании в растворе (взаимном гидролизе) образуют осадок гидроксида и газ:
! Исключения: при взаимодействии солей трехвалентного железа с сульфидами реализуется окислительно-восстановительная реакция:
2FeCl3 + 3K2S(изб) = 2FeS + S↓ + 6KCl (при избытке сульфида калия)
При взаимодействии солей трехвалентного железа с сульфитами также реализуется окислительно-восстановительная реакция.
Полные уравнения таких реакций выглядят довольно сложно. Поначалу я рекомендую составлять такие уравнения в 2 этапа: сначала составляем обменную реацию без участия воды, затем разлагаем полученный продукт обменной реакции водой. Сложив эти две реакции и сократив одинаковые вещества, мы получаем полное уравнение необратимого гидролиза.
3. Гидролиз галогенангидридов и тиоангидридов происходит также необратимо. Галогенангидриды разлагаются водой по схеме ионного обмена (H + OH — ) до соответствующих кислот (в случае водного гидролиза) и солей (в случае щелочного гидролиза). Степень окисления центрального элемента и остальных при этом не изменяется!
Галогенангидрид – это соединение, которое получается, если в кислоте ОН-группу заменить на галоген. При гидролизе галогенангидридов кислот образуются соответствующие данным элементам и степеням окисления кислоты и галогеноводородные кислоты.
Галогенангидриды некоторых кислот:
| Кислота | Галогенангидриды |
| H2SO4 | SO2Cl2 |
| H2SO3 | SOCl2 |
| H2CO3 | COCl2 |
| H3PO4 | POCl3, PCl5 |
Тиоангидриды (сульфангидриды) — так называются, по аналогии с безводными окислами (ангидридами), сернистые соединения элементов (например, Sb2S3, As2S5, SnS2, CS2 и т. п.).
- Необратимый гидролиз бинарных соединений, образованных металлом и неметаллом:
- сульфиды трехвалентных металлов вводе необратимо гидролизуются до сероводорода и и гидроксида металла:
при этом возможен кислотный гидролиз, в таком случае образуются соль металла и сероводород:
- гидролиз карбидов приводит к образованию гидроксида металла в водной среде, соли металла в кислой де и соответствующего углеводорода — метана, ацетилена или пропина:
- Некоторые соли необратимо гидролизуются с образованием оксосолей :
BiCl3 + H2O = BiOCl + 2HCl,
SbCl3 + H2O = SbOCl + 2HCl.
Алюмокалиевые квасцы:
Количественно гидролиз характеризуется величиной, называемой степенью гидролиза .
Степень гидролиза (α) — отношение количества (концентрации) соли, подвергающейся гидролизу, к общему количеству (концентрации) растворенной соли. В случае необратимого гидролиза α≅1.
Факторы, влияющие на степень гидролиза:
1. Температура
Гидролиз — эндотермическая реакция! Нагревание раствора приводит к интенсификации процесса.
Пример : изменение степени гидролиза 0,01 М CrCl3 в зависимости от температуры:
2. Концентрация соли
Чем меньше концентрация соли, тем выше степень ее гидролиза.
Пример : изменение степени гидролиза Na2CO3 в зависимости от температуры:
По этой причине для предотвращения нежелательного гидролиза хранить соли рекомендуется в концентрированном виде.
3. Добавление к реакционной смеси кислоты или щелочи
Изменяя концентрация одного из продуктов, можно смещать равновесие реакции гидролиза в ту или иную сторону.
Источник
Гидролиз
1. Гидролиз солей, его механизм. Типы солей по отношению к воде.
2. Способы усиления и подавления гидролиза.
3. Гидролиз других соединений.
Гидролиз солей. Среда водных растворов: кислая, нейтральная, щелочная.
Соли – это ионные соединения, при попадании в воду они диссоциируют на ионы. В водном растворе эти ионы ГИДРАТИРОВАНЫ – окружены молекулами воды.
Обнаружено, что водные растворы многих солей имеют не нейтральную среду, а либо слабокислую, либо щелочную.
Объяснение этого – взаимодействие ионов соли с водой. Этот процесс называется
По отношению к воде соли можно разделить на 4 группы:
1) Соль, образованная сильным основанием и сильной кислотой — НЕ ГИДРОЛИЗУЕТСЯ, в растворе только диссоциирует на ионы. Среда нейтральная.
ПРИМЕР: Не гидролизуются соли — NaCl, KNO3, RbBr, Cs2SO4, KClO3, и т. п. В растворе эти соли только
2) Соль, образованная сильным основанием и слабой кислотой
— гидролиз ПО АНИОНУ. Анион слабой кислоты отрывает от воды ионы водорода, связывает их. В растворе образуется избыток ионов ОН — — среда щелочная.
ПРИМЕР: Гидролизу по аниону подвергаются соли — Na2S, KF, K3PO4 , Na2CO3, Cs2SO3, KCN, KClO, и кислые соли этих кислот.
K3PO4 – соль, образованная слабой кислотой и сильным основанием. Гидролизуется фосфат-анион.
(это первая ступень гидролиза, остальные 2 идут в очень малой степени)
3) Соль, образованная слабым основанием и сильной кислотой — гидролиз ПО КАТИОНУ. Катион слабого основания отрывает от воды ион ОН-, связывает его. В растворе остаётся избыток ионов H+ — среда кислая.
ПРИМЕР: Гидролизу по катиону подвергаются соли — CuCl2, NH4Cl, Al(NO4)3, Cr2(SO4)3 .
CuSO4 – соль, образованная слабым основанием и сильной кислотой. Гидролизуется катион меди:
4) Соль, образованная слабым основанием и слабой кислотой — гидролиз И ПО КАТИОНУ И ПО АНИОНУ.
Если какие-либо из продуктов выделяются в виде осадка или газа, то гидролиз необратимый, если оба продукта гидролиза остаются в растворе — гидролиз обратимый.
ПРИМЕР: Гидролизуются соли –
Взаимный гидролиз двух солей.(Двойной гидролиз)
Он происходит при попытке получить с помощью обменной реакции солей, которые в водном растворе полностью гидролизованы. При этом происходит взаимный гидролиз:
2Al3+ + 3S2- + 6HOH à 2Al(OH)3¯ + 3H2S↑
(Fe3+, Cr3+) (SO32-, CO32-) (SO2, CO2)
Характеристика процесса гидролиза:
1) Процесс гидролиза является обратимым, протекает не до конца, а только до момента РАВНОВЕСИЯ;
2) Процесс гидролиза – обратный для реакции НЕЙТРАЛИЗАЦИИ, следовательно, гидролиз — эндотермический процесс (протекает с поглощением теплоты).
KF + H2O ⇄ HF + KOH – Q
Какие факторы усиливают гидролиз?
1. Нагревание – при увеличении температуры равновесие смещается в сторону ЭНДОТЕРМИЧЕСКОЙ реакции – гидролиз усиливается;
2. Добавление воды – т. к. вода является исходным веществом в реакции гидролиза, то разбавление раствора усиливает гидролиз.
Как подавить процесс гидролиза?
Часто необходимо не допустить гидролиза. Для этого:
Раствор делают максимально концентрированным (уменьшают количество воды); Для смещения равновесия влево добавляют один из продуктов гидролиза – кислоту, если идёт гидролиз по катиону или щёлочь, если идёт гидролиз по аниону.
Пример: как подавить гидролиз хлорида алюминия?
Хлорид алюминия AlCl3 – это соль, образованная слабым основанием и сильной кислотой – гидролизуется по катиону:
Среда – кислая. Следовательно, для подавления гидролиза необходимо добавить еще кислоты. Кроме того, следует сделать раствор наиболее концентрированным.
Источник
