Химия

Растворимы в дистиллированной воде хлорид натрия NaCl, карбонат натрия Na₂CO₃, хлорид алюминия AlCl₃. Затем с помощью кислотно-основных индикаторов проверим характер среды полученных растворов. Оказалось, что реакция среды раствора NaCl нейтральная, раствора Na₂CO₃ щелочная, раствора AlCl₃ кислая. Это означает, что в растворе NaCl концентрация ионов Н⁺ и ОН⁻ одинаковая, в растворе Na₂CO₃ имеется избыток ионов ОН⁻, а в растворе AlCl₃ — ионов Н⁺. Как объяснить, что в растворе соли появляется избыток ионов Н⁺ или ОН⁻?

Поскольку соли в растворе находятся в виде ионов, то, очевидно, появление в их растворах избытка ионов Н⁺ или ОН⁻ — это результат взаимодействия ионов соли с водой.

Гидролиз соли — это обменное взаимодействие соли с водой, приводящее к образованию слабых электролитов.

Для большинства солей гидролиз — процесс обратимый, поэтому в уравнениях реакций гидролиза ставится знак обратимости «⇄».

Однако не все соли взаимодействуют с водой. Если рассматривать соль как продукт реакции нейтрализации основания KtOH кислотой HAn (Kt — катион, An — анион)

KtOH + HAn = KtAn + H₂O,

то можно понять, чем NaCl отличается от AlCl₃ и Na₂CO₃: хлорид натрия образуется при взаимодействии сильного основания NaOН и сильной кислоты НCl, хлорид алюминия — слабого основания Al(ОН)₃ и сильной кислоты НCl, Na₂CO₃ — сильного основания NaOН и слабой кислоты Н₂CO₃.

Таким образом, гидролизу подвергаются соли сильного основания и слабой кислоты, слабого основания и сильной кислоты, а также слабого основания и слабой кислоты. Только в этих случаях обменное взаимодействие соли с водой приводит к образованию слабого электролита, что является одним из обязательных условий протекания обменных реакций.

Соли сильного основания и сильной кислоты (NaCl, KNO₃, Na₂SO₄, BaI₂ и др.) гидролизу не подвергаются, так как их ионы с водой не образуют слабого электролита. В растворах этих солей среда нейтральная (pH = 7)

Например:

NaCl → Na⁺ + Cl⁻

Na⁺ + H⁺OH⁻ $\cancel{\to }$ (NaОН — сильное основание),

Cl⁻ + H⁺OH⁻ $\cancel{\to }$ (НCl — сильная кислота).

Таким образом, среда раствора в солях сильного основания и кислоты нейтральная (pH = 7).

Гидролизу по аниону подвергаются соли сильного основания и слабой кислоты (KCN, Na₂CO₃, Na₂S, CH₃COONa и др.). Среда их водных растворов щелочная (pH > 7).

При растворении в воде соль, например фторид калия KF, диссоциирует на ионы:

KF → K⁺ + F⁻

Ионы калия взаимодействовать с водой не будут, так как продукт такого взаимодействия — гидроксид калия KОН — является сильным электролитом:

K⁺ + НОН $\cancel{\to }$ (реакция не идет).

Фторид-ионы при взаимодействии с водой образуют слабый электролит — фтороводородную кислоту:

F⁻ + НОН ⇄ НF + ОН⁻

Следовательно, можно записать

KF + НОН ⇄ НF + KОН

В результате в растворе накапливается избыток гидроксид-ионов, среда становится щелочной.

Гидролиз солей с многозарядным анионом протекает ступенчато, причем в основном по первой ступени. Например:

K₂S → K⁺ + S²⁻

1) S²⁻ + HOH ⇄ HS⁻ + ОН⁻ или K₂S + HOH ⇄ KHS + KОН;

2) HS⁻ + HOH ⇄ H₂S + ОН⁻ или KHS + HOH ⇄ H₂S + KОН.

Гидролизу по катиону подвергаются соли слабого основания и сильной кислоты (NH₄, AlCl₃, Cu(NO₃)₂ и др.). Среда их водных растворов кислая (pH < 7).

При растворении в воде соль, например бромид аммония NH₄Br, диссоциирует на ионы:

NH₄Br → ${\text{NH}}_4^{+}$ + Br⁻

Ионы брома взаимодействовать с водой не будут, так как продукт такого взаимодействия — бромоводородная кислота — сильный электролит:

Br⁻ + НОН $\cancel{\to }$ (реакция не идет).

Ионы аммония ${\text{NH}}_4^{+}$ при взаимодействии с водой образуют слабый электролит NH₃ · Н₂О:

${\text{NH}}_4^{+}$ + НОН ⇄ NH₃ · Н₂О + Н⁺

При этом высвобождаются ионы водорода Н⁺, которые и обусловливают кислую среду раствора (pH < 7). Уравнение реакции гидролиза этой соли в молекулярной форме:

NH₄Br + НОН ⇄ NH₃ · Н₂О + HBr

Гидролиз солей с многозарядным катионом протекает ступенчато и в основном по первой стадии. Например:

Al(NO₃)₃ → Al³⁺ + $3{\text{NO}}_3^{-}$

1) Al³⁺ + HOH ⇄ AlOH²⁺ + H⁺

Al(NO₃)₃ + HOH ⇄ AlOH(NO₃)₂ + HNO₃;

2) AlOH²⁺ + HOH ⇄ $\text{Al}{\left(\text{OH}\right)}_2^{+}$ + H⁺

AlOH(NO₃)₂ + HOH ⇄ Al(OH)₂NO₃ + HNO₃.

Рассмотрим, как протекает гидролиз солей слабого основания и слабой кислоты, т.е. солей типа NH₄CN, Al₂S₃, AgF и др., на примере ацетата аммония. Уравнение диссоциации соли:

CH₃COONH₄ → ${\text{NH}}_4^{+}$ + CH₃COO⁻

С водой взаимодействуют и катионы, и анионы:

${\text{NH}}_4^{+}$ + HOH ⇄ NH₃ · H₂O + H⁺

CH₃COO⁻ + HOH ⇄ CH₃COOH + OH⁻

Суммируя эти два процесса и учитывая, что образующиеся ионы H⁺ и OH⁻ взаимодействуют с образованием молекулы воды, можно записать уравнение гидролиза соли в молекулярной форме:

CH₃COONH₄ + HOH ⇄ CH₃COOH + NH₃ · H₂O

Характер среды растворов таких солей определяется не образующимися ионами H⁺ или OH⁻, а тем, какой из двух слабых электролитов является более сильным. Гидрат аммиака и уксусная кислота — слабые электролиты, однако уксусная кислота несколько более сильный электролит, чем NH₃ · H₂O, поэтому в растворе больше концентрация ионов водорода, которые и обусловливают кислую среду (pH < 7).

Соли данного типа с многозарядными катионами и анионами (Al₂(CO₃)₃, Fe₂S₃, Cr₂(SO₃)₃, Al₂S₃ и др.) подвергаются гидролизу особенно интенсивно, и в ряде случаев — необратимо:

Al₂S₃ + 6HOH = 2Al(OH)₃↓ + 3H₂S↑

По этой причине нельзя получить сульфид алюминия обменной реакции между двумя солями в водном растворе:

AlCl₃ + K₂S $\cancel{\to }$ Al₂S₃ + KCl

Сульфид алюминия получают взаимодействием простых веществ в отсутствие влаги:

2Al + 3S Al₂S₃

Факторы, влияющие на процесс гидролиза. Поскольку гидролиз — процесс обратимый, то добавление воды будет способствовать смещению равновесия вправо, т.е. при разбавлении раствора гидролиз соли усиливается.

Все реакции нейтрализации идут с выделением теплоты. Гидролиз — процесс, обратный нейтрализации, следовательно, гидролиз — процесс эндотермический:

соль + вода ⇄ продукты гидролиза — Q.

Согласно принципу Ле Шателье, повышение температуры для таких процессов способствует смещению равновесия вправо, т.е. усиливается гидролиз соли.

Процессы гидролиза солей сопровождаются выделением ионов H⁺ или OH⁻, поэтому добавление кислоты к раствору соли, гидролиз которой проходит по катиону, т.е. с образованием ионов H⁺, смещает равновесие влево, в результате процесс гидролиза подавляется. Добавление щелочи к этому же раствору, наоборот, приводит к смещению равновесия вправо, так как ионы OH⁻ будут связывать ионы H⁺ в молекулы воды, т.е. гидролиз усилится.

Усилить или ослабить гидролиз данной соли можно добавлением другой соли, которая также подвергается гидролизу. Для ослабления гидролиза соли, протекающего по аниону (pH > 7), необходимо добавить в раствор соль, также гидролизирующуюся по аниону (возрастает концентрация гидроксид-ионов); например, в раствор Nа₂S добавить K₂CO₃. Гидролиз сульфида натрия усилится при добавлении в водный раствор соли, которая гидролизируется по катиону (уменьшается концентрация ионов OH⁻), например NH₄Cl. Чтобы ослабить гидролиз соли, протекающий по катиону, в ее водный раствор добавляют соль такого же типа (возрастает концентрация ионов H⁺); например, к раствору CuCl₂ добавляют Al₂(SO₄)₃. Гидролиз таких солей усилится при добавлении к их раствору солей, в водных растворах которых среда щелочная, т.е. гидролизирующихся по аниону; например, к раствору CuCl₂ можно добавить CH₃COONa.

Степень протекания гидролиза зависит от силы кислоты или основания: чем меньше степень диссоциации электролита, тем эффективнее соль подвергается гидролизу.

Степень гидролиза соли по аниону в ряду:

F⁻, ${\text{NO}}_2^{-}$, CH₃COO⁻, ${\text{SO}}_3^{2-}$, ${\text{CO}}_3^{2-}$, ${\text{PO}}_4^{3-}$, S²⁻

возрастает слева направо.

Степень гидролиза соли по катиону в ряду:

Mn²⁺, Zn²⁺, Cu²⁺, Fe²⁺, Pb²⁺, Al³⁺, Cr³⁺, Fe³⁺

также возрастает слева направо.

Средние соли многоосновных слабых кислот в большей степени подвергаются гидролизу, чем кислые. Например, в водных растворах Na₃PO₄ и Na₂CO₃ среда более щелочная, чем в водных растворах соответственно Na₂HPO₄ и NaHCO₃ (молярные концентрации солей одинаковые).

В отдельных случаях процессы гидролиза и электролитической диссоциации конкурируют, что отражается на характере среды. Например, в водных растворах гидрофосфатов среда кислая, так как процесс электролитической диссоциации

${\text{H}}_2{\text{PO}}_4^{-}$ ⇄ ${\text{HPO}}_4^{2-}$ + H⁺

превалирует над гидролизом

${\text{H}}_2{\text{PO}}_4^{-}$ + HOH ⇄ H₃PO₄ + OH⁻

Гидролиз солей — частный случай распространенного в природе явления гидролиза как неорганических, так и органических соединений. Гидролиз белков, жиров и углеводов — одна из важнейших составных частей усвоения продуктов питания организмами. В неживой природе гидролиз — один из процессов, в результате которого происходит разрушение одних горных пород и образование других, в том числе и почвообразующих.