Урок №14. Гидролиз

Повторить тему 9 класса "Гидролиз солей"

Гидролизом называется процесс разложения вещества 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

Гидридов

CaH₂+2H₂O=Ca(OH)₂+2H₂↑

Карбидов

CaC₂+2H₂O=Ca(OH)₂+C₂H₂↑

Al₄C₃+12H₂O=4Al(OH)₃+3CH₄↑

Фосфидов

Ca₃P₂+6H₂O=3Ca(OH)₂+2PH₃↑

Нитридов

AlN+3H₂O=Al(OH)₃+NH₃↑

Солей

CH₃COONH₄+H₂O↔CH₃COOH+NH₄OH

Органических веществ

Сложных эфиров

CH₃COOCH₃+H₂O↔CH₃COOH+CH₃OH

Алкоголятов

C₂H₅ONa+H₂O↔C₂H₅OH+NaOH

Углеводов

(C₆H₁₀O₅)_n+nH₂O↔nC₆H₁₂O₆

Полипептидов

CH₂(NH₂)-CO-NH-CH₂-COOH+H₂O↔2CH₂(NH₂)-COOH

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). Чем меньше концентрация соли, тем выше степень ее гидролиза. При разбавлении водой равновесие смещается в сторону протекания реакции, т.е. вправо, степень гидролиза возрастает.

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

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)₃

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 Nа₂СО₃;

Ослабить гидролиз этой соли можно, если:

• 1. растворение вести на холоду;

  2. готовить как можно более концентрированный раствор Al(NO₃)₃ ;

  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 + H₂O <=>FeOHCl + HCl

Fe²⁺ + 2Cl^- + H₂O <=> (FeOH)⁺ + 2Cl^- + H⁺

2-ая ступень

Fe(OH)Cl + H₂O <=>Fe(OH)₂ + HCl

(FeOH)⁺ + Cl^- + H₂O <=>Fe(ОН)₂ + Н⁺ + Cl^-

Гидролиз карбоната натрия включает две ступени:

1-ая ступень

Nа₂СО₃ + H₂O <=>NаНСО₃ + NаОН

СО₃^2- + 2Na⁺ + H₂O <=>НСО₃^- + ОН^- + 2Na⁺

2-ая ступень

NаНСО₃ + Н₂О <=>NаОН + Н₂СО₃

НСО₃^- + Na⁺ + H₂O <=>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=Al₂S₃

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.

• Гидролиз, в который вступают растворимые соли 2х-валентных металлов (Be²⁺, Co²⁺, Ni²⁺, Zn²⁺, Pb²⁺, Cu²⁺ и др.) и растворимые карбонаты/гидрокарбонаты.

При этом образуются нерастворимые основные соли (гидроксокарбонаты):

2MgCl₂ + 2Na₂CO₃ + H₂O = Mg₂(OH)₂CO₃ + 4NaCl + CO₂

Обратите внимание: (соли Ca²⁺, Sr²⁺, Ba²⁺ и Fe²⁺) – в этом случае протекает обменный процесс:

CaCl₂ + Na₂CO₃ = CaCO₃ + 2NaCl,

• 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 (Al³⁺, Cr³⁺) и соли летучих кислот (карбонаты, сульфиды, сульфиты) при смешивании в растворе (взаимном гидролизе) образуют осадок гидроксида и газ (H₂S, SO₂, CO₂):

2AlCl₃ + 3K₂S +6H₂O = 2Al(OH)₃ + 3H₂S↑ + 6KCl

2CrCl₃ + 3K₂CO₃ + 3H₂O = 2Сr(ОН)₃ + 3СO₂ + 6KCl

2AlCl₃ + 3Na₂SO₃ + 3Н₂О=2Al(ОН)₃ + 6NaCl + 3SО₂

2AlCl₃ + 3Na₂S + 3Н₂О=2Al(ОН)₃ + 6NaCl + 3H₂S

Соли Fe³⁺ при взаимодействии с карбонатами также при смешивании в растворе (взаимном гидролизе) образуют осадок гидроксида и газ:

2FeCl₃ + 3K₂CO₃ + 3H₂O = 2Fe(ОН)₃ + 3СO₂ + 6KCl

Обратите внимание: 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.

• 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!

SO₂Cl₂ + 2 H₂O = H₂SO₄ + 2 HCl,

SOCl₂ + 2 H₂O = H₂SO₃ + 2HCl,

PCl₅ + 4 H₂O = H₃PO₄ + 5HCl,

CrO₂Cl₂ + 2H₂O = H₂CrO₄ + 2HCl,

PCl₅ + 8NaOH = Na₃PO₄ + 5NaCl + 4H₂O,

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.

POCl₃ + 3H₂O = H₃PO₄ + 3HCl

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+H₂O↔NH₄OH+NH₄HCO₃

2 ступень: NH₄HCO₃+H₂O↔NH₄OH+H₂CO₃

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

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

CH₃COONH₄+H₂O↔NH₄OH+СH₃COOH

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

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

1 ступень: K₂HPO₄+H₂O↔KH₂PO₄+KOH

2 ступень: KH₂PO₄+H₂O↔H₃PO₄+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 HPO₄^2-, дающим ионы H⁺ (HPO₄^2-↔H⁺+PO₄^3-)

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. Диссоциация этой соли идёт в две ступени, катионы водорода образуются на второй ступени:

NaHCO₃ = Na⁺ + HCO₃^- (I)

HCO₃^-↔ H⁺ + CO₃^2- (II)

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

Гидролиз гидрокарбоната натрия описывается уравнением:

NaHCO₃+H₂O↔H₂CO₃+NaOH

HCO₃^-+H₂O↔H₂CO₃+OH^-, константа которого равна

K_г=K_w/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. Диссоциация этой соли идёт в две ступени, катионы водорода образуются на второй ступени:

NaHSO₃ = Na⁺ + HSO₃^- (I)

HSO₃^-↔ H⁺ + SO₃^2- (II)

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

Гидролиз гидросульфита натрия описывается уравнением:

NaHSO₃+H₂O↔H₂SO₃+NaOH

HSO₃^-+H₂O↔H₂SO₃+OH^-, константа которого равна

K_г=K_w/K₁(H₂SO₃)=1∙10^-14/1,7∙10^-2=5,9∙10^-13.

В этом случае константа диссоциации больше константы гидролиза, поэтому раствор NaHSO₃ имеет кислую среду.

Задача: Определить среду раствора соли цианида аммония.

Решение:

NH₄CN↔NH₄⁺ + CN^–

NH₄⁺ + 2H₂O↔NH₃^.H₂O + H₃O⁺

CN^– + H₂O↔HCN + OH^–

NH₄CN +H₂O ↔ NH₄OH+ HCN

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

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

Рекомендуется к просмотру видео

Готовьтесь к ЕГЭ - Тесты