Урок №26-27. Гидролиз органических и неорганических соединений

Повторить тему 9 класса "Гидролиз солей"

Гидролизом называется процесс разложения вещаства водой ("гидро" - вода, "лизис" - разложение).

Гидролизу подвергаются как неорганические, так и органические вещества в результате обменной реакции между молекулами воды и вещества. Реакции гидролиза могут протекать как обратимо, так и необратимо.

Примеры гидролиза

Неорганических веществ

Органических веществ

Гидридов

CaH2+2H2O=Ca(OH)2+2H2

Сложных эфиров

CH3COOCH3+H2OCH3COOH+CH3OH

Карбидов

CaC2+2H2O=Ca(OH)2+C2H2

Al4C3+12H2O=4Al(OH)3+3CH4

Алкоголятов

C2H5ONa+H2OC2H5OH+NaOH

Фосфидов

Ca3P2+6H2O=3Ca(OH)2+2PH3

Углеводов

(C6H10O5)n+nH2OnC6H12O6

Нитридов

AlN+3H2O=Al(OH)3+NH3

Полипептидов

CH2(NH2)-CO-NH-CH2-COOH+H2O2CH2(NH2)-COOH

Солей

CH3COONH4+H2OCH3COOH+NH4OH

Жиров


Количественно гидролиз характеризуется безразмерной величиной h, называемой степенью гидролиза и показывающей, какая часть молекул растворяемого вещества (от общего количества, принятого за единицу или 100%) подвергается гидролизу:
где n - число молекул, подвергшихся гидролизу,
N -  общее число молекул вещества до начала гидролиза

Факторы, влияющие на степень гидролиза

Степень гидролиза зависит от:
  • температуры,
  • концентрации раствора,
  • природы растворяемого вещества

1). Гидролиз  эндотермическая реакция, поэтому повышение температуры усиливает гидролиз.

2). Повышение концентрации ионов водорода ослабляет гидролиз, в случае гидролиза по катиону. Аналогично, повышение концентрации гидроксид-ионов ослабляет гидролиз, в случае гидролиза по аниону.

3). При разбавлении водой равновесие смещается в сторону протекания реакции, т.е.  вправо, степень гидролиза возрастает.

4). Добавки посторонних веществ могут влиять на положение равновесия в том случае, когда эти вещества реагируют с одним из участников реакции. Так, при добавлении к раствору сульфата меди 

2CuSO4 + 2H2O  <=> (CuOH)2SO4 + H2SO4 

раствора гидроксида натрия, содержащиеся в нем гидроксид-ионы будут взаимодействовать с ионами водорода. В результате их концентрация уменьшится, и, по принципу Ле Шателье, равновесие в системе сместится вправо, степень гидролиза возрастет. А если к тому же раствору добавить раствор сульфида натрия, то равновесие сместится не вправо, как можно было бы ожидать (взаимное усиление гидролиза) а наоборот, влево, из-за связывания ионов меди в практически нерастворимый сульфид меди.

5). Концентрация соли. Рассмотрение этого фактора приводит к парадоксальному выводу: равновесие в системе смещается вправо, в соответствии с принципом Ле Шателье, но степень гидролиза уменьшается. 

Пример, 

Al(NO3)

Соль гидролизуется по катиону. Усилить гидролиз этой соли можно, если:

  1. нагреть или разбавить раствор водой;
  2. добавит раствор щёлочи (NaOH);
  3. добавить раствор соли, гидролизующейся по аниону 2СО3;
Ослабить гидролиз этой соли можно, если:
  1. растворение вести на холоду;
  2. готовить как можно более концентрированный раствор Al(NO3);
  3. добавить к раствору кислоту, например HCl

 Гидролиз солей многокислотных оснований и многоосновных кислот проходит ступенчато

Например, гидролиз хлорида железа (II) включает две ступени:

1-ая ступень

FeCl2 + HOH <=>Fe(OH)Cl + HCl 
Fe2+  + 2Cl+ H+ + OH- <=>Fe(OH)+ 2Cl+ H+

2-ая ступень

Fe(OH)Cl + HOH <=>Fe(OH)2 + HCl 
Fe(OH)+ + Cl- + H+ + OH- <=>Fe(
ОН)2 + Н+ Cl-

Гидролиз карбоната натрия включает две ступени:

1-ая ступень

2СО3 + HOH <=>NаНСО3 + NаОН 
СО32- + 2Na+ + H+ + OH- =>НСО3- + ОН+ 2Na+

2-ая ступень

NаНСО3 + Н2О <=>NаОН + Н2СО3 
НСО3- + Na+ H+ + OH- <=>Н2СО3 + ОН+ Na+

      Гидролиз - процесс обратимый. Повышение концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов препятствует протеканию реакции до конца. Параллельно с гидролизом проходит реакция нейтрализации, когда образующееся слабое основание (Fe(ОН)2) взаимодействует с сильной кислотой, а образующаяся слабая кислота (Н2СО3) - со щелочью.

Гидролиз протекает необратимо, если в результате реакции образуется нерастворимое основание и (или) летучая кислота:

Al2S3 + 6H2O =>2Al(OH)3↓+ 3H2S↑

Cоли,  полностью разлагаемые водой -  Al2S3, нельзя получить по реакции обмена в водных растворах, так как вместо обмена протекает реакция совместного гидролиза: 

2AlCl3+3Na2S≠Al2S3+6NaCl

2AlCl3+3Na2S+6H2O=2Al(OH)3↓+6NaCl+3H2S↑ (взаимное усиление гидролиза)

Поэтому их получают в безводных средах спеканием или другими способами, например:

2Al+3S =t°C=Al2S

Примеры реакций гидролиза

(NH4)2CO3 карбонат аммония – соль, слабой кислоты и слабого основания. Растворима. Гидролизуется по катиону и аниону одновременно. Число ступеней – 2.

1 ступень: (NH4)2CO3+H2ONH4OH+NH4HCO3

2 ступень: NH4HCO3+H2ONH4OH+H2CO3

Реакция раствора слабощелочная pH>7, т.к гидроксид аммония более сильный электролит, чем угольная кислота. Кд(NH4OH)>Кд(H2CO3)

CH3COONH4 ацетат аммония – соль, слабой кислоты и слабого основания. Растворима. Гидролизуется по катиону и аниону одновременно. Число ступеней – 1.

CH3COONH4+H2ONH4OHH3COOH

Реакция раствора нейтральная pH=7, т.к Кд(CH3COOН)=Кд(NH4OH)

K2HPO4 – гидроортофосфат калия - соль, слабой кислоты и сильного основания. Растворима. Гидролизуется по аниону. Число ступеней – 2.

1 ступень: K2HPO4+H2OKH2PO4+KOH

2 ступень: KH2PO4+H2OH3PO4+KOH

Реакция раствора 1 ступени слабощелочная pH=8,9, так как в результате гидролиза в растворе накапливаются ионы OH- и процесс гидролиза преобладает над процессом диссоциации ионов HPO42-, дающим ионы H+ (HPO42-H++PO43-)

Реакция раствора 2 ступени слабокислая pH=6,4, так как процесс диссоциации дигидроортофосфат ионов преобладает над процессом гидролиза, при этом ионы водорода не только нейтрализуют гидроксид-ионы, но и остаются в избытке, что и обуславливает слабокислую реакцию среды.

Задача: Определите среду растворов гидрокарбоната и гидросульфита натрия.

Решение:

1) Рассмотрим процессы в растворе гидрокарбоната натрия. Диссоцияция этой соли идёт в две ступени, катионы водорода образуются на второй ступени:

NaHCO3 = Na+ + HCO3- (I)

HCO3-H+ + CO32-       (II)

Константа диссоциации по второй ступени  - это К2 угольной кислоты, равная 4,8∙10-11.

Гидролиз гидрокарбоната натрия описывается уравнением:

NaHCO3+H2OH2CO3+NaOH

HCO3-+H2OH2CO3+OH-, константа которого равна

Kг=Kw/K1(H2CO3)=1∙10-14/4,5∙10-7=2,2∙10-8.

Константа гидролиза заметно больше константы диссоциации, поэтому раствор NaHCO3 имеет щелочную среду.

2) Рассмотрим процессы в растворе гидросульфита натрия. Диссоцияция этой соли идёт в две ступени, катионы водорода образуются на второй ступени:

NaHSO3 = Na+ + HSO3- (I)

HSO3- H+ + SO32-       (II)

Константа диссоциации по второй ступени  - это К2 сернистой кислоты, равная 6,2∙10-8.

Гидролиз гидросульфита натрия описывается уравнением:

NaHSO3+H2OH2SO3+NaOH

HSO3-+H2OH2SO3+OH-, константа которого равна

Kг=Kw/K1(H2SO3)=1∙10-14/1,7∙10-2=5,9∙10-13.

В этом случае костанта диссоциации больше константы гидролиза, поэтому раствор

NaHSO3 имеет кислую среду.

Задача: Определить среду раствора соли цианида аммония.

Решение:

NH4CNNH4+ + CN

NH4+ + 2H2ONH3.H2O + H3O+          

CN + H2OHCN + OH                 

NH4CN +H2O    NH4OH+ HCN

Кд(HCN) =7.2∙10-10;  Кд(NH4OH) =1.8∙10-5

Ответ: Гидролиз по катиону и аниону, т.к.    Ko > Kк , слабощелочная среда, pH > 7

Готовьтесь к ЕГЭ  - Тесты

Гидролиз солей (дополнительные источники)