§ 13. Кислотність розчинів солей. Гідроліз солей

Пригадайте:

• серед електролітів виділяють сильні кислоти (H2SO4, HNO3, HCl, HBr, HI), слабкі кислоти (усі інші), сильні основи (гідроксиди лужних та лужноземельних елементів), слабкі основи (розчин амоніаку, нерозчинні гідроксиди);

• кислотні розчини містять надлишкову кількість йонів H+, лужні — гідроксид-іонів OH-, у нейтральному розчині кількість йонів Н+ та OH- однакова.

Класифікація солей

У попередніх класах ви вже вивчали склад, поширеність, електролітичну дисоціацію та властивості солей. Але ви ознайомилися лише із середніми солями. Також існують кислі та основні солі, які відрізняються від середніх складом і певними властивостями.

• Середні солі складаються тільки з катіонів металічних елементів та аніонів повністю дисоційованих кислот, наприклад K2CO3 та Na2SO4.

• Основні солі відрізняються від середніх наявністю гідроксид-іонів. Вони можуть бути утворені багатозарядним катіоном та будь-яким аніоном:

• Кислі солі відрізняються від середніх наявністю Гідрогену. Вони можуть бути утворені будь-яким катіоном, а аніон може бути лише від багатоосновної кислоти, оскільки кислі солі є продуктом неповного заміщення атомів Гідрогену в молекулі кислоти катіонами металічних елементів:

Складають формули кислих солей, ґрунтуючись на зарядах катіонів та аніонів. У назвах кислих солей наявність H+ позначають префіксом «гідроген» у назві аніону.

Взаємодія солей із водою. Поняття про гідроліз

Коли ми говоримо про взаємодію солей із водою, то зазвичай маємо на увазі процес розчинення солей у воді. Але експериментально встановлено, що розчини деяких солей не змінюють забарвлення індикаторів, а в розчинах інших солей індикатори показують наявність кислот або лугів. Звідки ж у розчині солі наявні луг або кислота? Вони з'являються в результаті хімічної взаємодії солей із водою, що називають гідролізом.

• Гідроліз солей — це хімічна взаємодія йонів солі з водою, у результаті якої утворюється слабкий електроліт (кислота або основа).

Можна виділити декілька видів гідролізу. Насамперед — оборотний та необоротний гідроліз. У разі оборотного гідролізу з водою взаємодіє не більше декількох відсотків розчиненої солі, а в разі необоротного майже вся речовина піддається гідролізу. В оборотному гідролізі також можна виділити три види, залежно від того, якою кислотою і якою основою утворена сіль.

Гідроліз солей, утворених слабкими кислотами та сильними основами

Сіль, утворена сильною основою та слабкою кислотою, піддається гідролізу за аніоном, а її розчин має лужне середовище, pH > 7

Солі, утворені слабкими кислотами та сильними основами, у розчині піддаються гідролізу за аніоном. Наприклад, натрій флуорид взаємодіє з водою за рівнянням:

NaF + H2O ⇄ NaOH + HF

Цей процес відбувається дуже слабко, гідролізу піддається не більше одного відсотка розчиненої солі, утім, невелика кількість продуктів реакції з'являється в розчині. До того ж із двох продуктів реакції натрій гідроксид — сильна основа, тобто повністю дисоціює на йони, а флуоридна кислота — слабка кислота, тобто дисоціює слабко. Отже, у розчині з'являється надлишок гідроксид-іонів, що зумовлює лужне середовище. У йонній формі рівняння реакції гідролізу натрій флуориду буде таким:

F- + H2O ⇄ OH- + HF

Скорочене йонне рівняння набагато краще ілюструє надлишок гідроксид-іонів. Під час його складання необхідно пам'ятати, що у вигляді йонів записують тільки сильні електроліти, а слабкі електроліти — у вигляді молекул. Зі скороченого рівняння видно, що сіль, утворена сильною основою та слабкою кислотою, піддається гідролізу за аніоном, тобто за йоном кислотного залишку.

Як ви знаєте, багатоосновні кислоти дисоціюють ступінчасто, а отже, і солі багатоосновних кислот піддаються ступінчастому гідролізу. Наприклад, натрій карбонат за першою стадією взаємодіє з однією молекулою води, а продукт гідролізу взаємодіє з іншою молекулою води.

Перша стадія:

Друга стадія:

Сумарне рівняння:

За першою стадією гідролізу піддається близько 2 % розчиненої солі, а за другою — менше 0,01 %. Отже, як і для дисоціації, так і для гідролізу справедливим є твердження: якщо процес відбувається за декількома стадіями, то ефективніше відбувається процес за першою стадією.

Гідроліз солей, утворених сильними кислотами та слабкими основами

Солі, утворені сильними кислотами та слабкими основами, піддаються гідролізу за катіоном. Прикладом такої солі є амоній хлорид NH4Cl, що взаємодіє з водою:

NH4Cl + H2O ⇄ NH4OH + HCl

Сіль, утворена слабкою основою та сильною кислотою, піддається гідролізу за катіоном, а її розчин має кислотне середовище, pH < 7

Під час гідролізу утворюються сильна хлоридна кислота, яка повністю дисоціює, та слабка основа — гідрат амоніаку NH4OH (або ΝΗ3 • Η2Ο). Це зумовлює появу надлишкової кількості йонів Н+, що визначає кислотне середовище в розчині:

Отже, солі, утворені слабкими основами, піддаються гідролізу за катіоном.

Якщо сіль містить багатозарядні катіони металічного елемента, то гідроліз може відбуватися за декількома стадіями, але в реальності зазвичай відбувається реакція лише за першою стадією:

CuCl2 + H2O ⇄ CuOHCl + HCl

Cu2+ + H2O ⇄ CuOH+ + H+

Гідроліз солей, утворених слабкими кислотами та слабкими основами

Солі, утворені слабкими кислотами та слабкими основами, піддаються гідролізу як за катіоном, так і за аніоном. У водному розчині такої солі в результаті гідролізу утворюються два слабкі електроліти. Так гідролізується, наприклад, амоній карбонат:

Сіль, утворена слабкою основою та слабкою кислотою, піддається гідролізу як за катіоном, так і за аніоном. Кислотність розчину визначається тим, який з утворених електролітів сильніший. Якщо сильнішою є кислота, то середовище кислотне, а якщо сильнішою є основа — лужне

Для того щоб визначити кислотність середовища в такому розчині, необхідні додаткові відомості про силу утворених електролітів. Із довідкової літератури можна дізнатися, що гідрат амоніаку сильніший електроліт за гідрогенкарбонат-іон. Отже, він дисоціює ефективніше, що спричиняє надлишок гідроксид-іонів і зумовлює лужне середовище в розчині амоній карбонату. Однак, щоб дійти таких висновків, необхідні відомості про силу кислот і основ, які наведено в спеціальній літературі.

Цікавим прикладом солі, утвореної слабкими кислотою й основою, є амоній етаноат CH3COONH4. Під час гідролізу цієї солі утворюються також два слабкі електроліти, але їхня сила майже однакова:

CH3COONH4 + H2O ⇄ CH3COOH + NH4OH

Тому в розчині амоній етаноату немає надлишку ані йонів Гідрогену, ані гідроксид-іонів. У розчині амоній етаноату середовище нейтральне. Цей факт може спонукати до висновку, що в цьому випадку гідроліз не відбувається, але це не так. Гідроліз відбувається, йому піддається майже 3 % розчиненої солі, проте завдяки однаковій силі утворених електролітів концентрація йонів Н+ та OH- однакова, що є ознакою нейтрального середовища.

Сіль, утворена сильною кислотою та сильною основою

Сіль, утворена сильною основою та сильною кислотою, гідролізу не піддається, а в її розчині нейтральне середовище, pH = 7

Для розчиненої у воді солі, що утворена сильною кислотою і сильною основою, наприклад натрій хлориду NaCl, можна було б записати рівняння:

NaCl + H2O = NaOH + HCl

Але обидва продукти реакції є сильними електролітами і у вигляді молекул у розчині існувати не можуть. Отже, така реакція не відбувається.

У цьому можна переконатися, якщо скласти рівняння гідролізу в йонній формі: усі йони в цьому рівнянні скоротяться.

Отже, солі, утворені сильною кислотою і сильною основою, гідролізу не піддаються, у їхніх розчинах середовище нейтральне.

Необоротний гідроліз

Солі, утворені леткою слабкою кислотою та нерозчинним у воді гідроксидом, піддаються необоротному гідролізу

Усі розглянуті вище випадки гідролізу є прикладами оборотних процесів. Вони не можуть відбуватися до кінця, оскільки продукти реакції, накопичившись у значних кількостях, починають взаємодіяти один з одним, утворюючи початкові речовини.

Інша ситуація із солями, утвореними леткими кислотами та нерозчинними гідроксидами: під час їх гідролізу утворюються речовини, що виводяться з розчину.

Наприклад, під час гідролізу алюміній сульфіду утворюються нерозчинний алюміній гідроксид та леткий сірководень:

Al2S3 + 6H2O → 2Al(OH)3↓ + 3H2S↑

Обидві речовини виводяться з розчину, і, згідно з принципом Ле Шательє, це сприяє зміщенню рівноваги в бік продуктів реакції. У такому випадку реакція гідролізу є необоротною. Необоротний гідроліз характерний для солей, під час гідролізу яких обидва продукти реакції виводяться з розчину (у вигляді газуватої або нерозчинної речовини) і не здатні вступати у зворотну реакцію. Зазвичай ці солі в таблиці розчинності позначені як такі, що не існують у розчині або розкладаються водою (див. форзац).

Окремими випадками необоротного гідролізу є взаємодія алюміній або кальцій карбіду з водою:

CaC2 + 2H2O → Ca(OH)2 + C2H2↑

Al4C3 + 12H2O → 4Al(OH)3↓ + 3CH4↑

У цьому випадку і етин, і метан можна розглядати як дуже слабкі леткі кислоти, тому ці взаємодії можна віднести до процесів необоротного гідролізу.

Лінгвістична задача

Грецькою hydro означає «вода», lysis — «розкладання». Чому описані в цьому параграфі процеси названі саме гідролізом?

скачать dle 11.0фильмы бесплатно

 

Даний матеріал відноситься до підручника "Хімія 11 клас Григорович (рівень стандарту)", створено завдяки МІНІСТЕРСТУ ОСВІТИ І НАУКИ УКРАЇНИ (МОН)