Что влияет на степень гидролиза
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:
CH3COONa + HOH ↔ CH3COOH + NaOH
CH3COO — + Na + + HOH ↔ CH3COOH + Na + + OH —
сокращенное ионное уравнение:
CH3COO — + HOH ↔ CH3COOH + OH —
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.
или в молекулярной форме:
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.
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:
! Исключения: (соли Ca, Sr, Ba и Fe 2+ ) – в этом случае получим обычный обменный процесс:
МеCl2 + Na2CO3 = МеCO3 + 2NaCl (Ме – Fe, Ca, Sr, Ba).
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.).
при этом возможен кислотный гидролиз, в таком случае образуются соль металла и сероводород:
BiCl3 + H2O = BiOCl + 2HCl,
SbCl3 + H2O = SbOCl + 2HCl.
Алюмокалиевые квасцы:
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.
Урок №14. Гидролиз
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
CH 3 COONH 4 +H 2 O↔CH 3 COOH+NH 4 OH
Органических веществ
CH 3 COOCH 3 +H 2 O↔CH 3 COOH+CH 3 OH
C 2 H 5 ONa+H 2 O↔C 2 H 5 OH+NaOH
Факторы, влияющие на степень гидролиза
Степень гидролиза зависит от:
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
2CuSO 4 + 2H 2 O (CuOH) 2 SO 4 + H 2 SO 4
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.
Al(NO 3 ) 3
Соль гидролизуется по катиону. Усилить гидролиз этой соли можно, если:
нагреть или разбавить раствор водой;
добавит раствор щёлочи (NaOH);
добавить раствор соли, гидролизующейся по аниону Nа 2 СО 3 ;
Ослабить гидролиз этой соли можно, если:
растворение вести на холоду;
готовить как можно более концентрированный раствор Al(NO 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:
FeCl 2 + H 2 O FeOHCl + HCl
Fe(OH)Cl + H 2 O Fe(OH) 2 + HCl
Гидролиз карбоната натрия включает две ступени:
Nа 2 СО 3 + H 2 O NаНСО 3 + NаОН
NаНСО 3 + Н 2 О NаОН + Н 2 СО 3
Гидролиз протекает необратимо, если в результате реакции образуется нерастворимое основание и (или) летучая кислота:
Al 2 S 3 + 6H 2 O =>2Al(OH) 3 ↓+ 3H 2 S↑
2AlCl 3 +3Na 2 S≠Al 2 S 3 +6NaCl
2AlCl 3 +3Na 2 S+6H 2 O=2Al(OH) 3 ↓+6NaCl+3H 2 S↑ (взаимное усиление гидролиза)
Поэтому их получают в безводных средах спеканием или другими способами, например:
2Al+3S = t°C =Al 2 S 3
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 (Be 2+ , Co 2+ , Ni 2+ , Zn 2+ , Pb 2+ , Cu 2+ и др.) и растворимые карбонаты/гидрокарбонаты.
При этом образуются нерастворимые основные соли (гидроксокарбонаты):
2MgCl 2 + 2Na 2 CO 3 + H 2 O = Mg 2 (OH) 2 CO 3 + 4NaCl + CO 2
CaCl 2 + Na 2 CO 3 = CaCO 3 + 2NaCl,
2AlCl 3 + 3K 2 S +6H 2 O = 2Al(OH) 3 + 3H 2 S↑ + 6KCl
2CrCl 3 + 3K 2 CO 3 + 3H 2 O = 2Сr(ОН) 3 + 3СO 2 + 6KCl
2AlCl 3 + 3Na 2 SO 3 + 3Н 2 О=2Al(ОН) 3 + 6NaCl + 3SО 2
2AlCl 3 + 3Na 2 S + 3Н 2 О=2Al(ОН) 3 + 6NaCl + 3H 2 S
Соли Fe 3+ при взаимодействии с карбонатами также при смешивании в растворе (взаимном гидролизе) образуют осадок гидроксида и газ:
2FeCl 3 + 3K 2 CO 3 + 3H 2 O = 2Fe(ОН) 3 + 3СO 2 + 6KCl
Обратите внимание: при взаимодействии солей трехвалентного железа с сульфидами реализуется окислительно-восстановительная реакция:
2FeCl 3 + 3K 2 S (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!
SO 2 Cl 2 + 2 H 2 O = H 2 SO 4 + 2 HCl,
SOCl 2 + 2 H 2 O = H 2 SO 3 + 2HCl,
PCl 5 + 4 H 2 O = H 3 PO 4 + 5HCl,
CrO 2 Cl 2 + 2H 2 O = H 2 CrO 4 + 2HCl,
PCl 5 + 8NaOH = Na 3 PO 4 + 5NaCl + 4H 2 O,
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.
POCl 3 + 3H 2 O = H 3 PO 4 + 3HCl
Примеры реакций гидролиза
(NH 4 ) 2 CO 3 карбонат аммония – соль, слабой кислоты и слабого основания. Растворима. Гидролизуется по катиону и аниону одновременно. Число ступеней – 2.
1 ступень: (NH 4 ) 2 CO 3 +H 2 O↔NH 4 OH+NH 4 HCO 3
2 ступень: NH 4 HCO 3 +H 2 O↔NH 4 OH+H 2 CO 3
Реакция раствора слабощелочная pH>7, т.к гидроксид аммония более сильный электролит, чем угольная кислота. К д (NH 4 OH)>К д (H 2 CO 3 )
CH 3 COONH 4 ацетат аммония – соль, слабой кислоты и слабого основания. Растворима. Гидролизуется по катиону и аниону одновременно. Число ступеней – 1.
CH 3 COONH 4 +H 2 O↔NH 4 OH+СH 3 COOH
Реакция раствора нейтральная pH=7, т.к К д (CH 3 COOН)=К д (NH 4 OH)
1 ступень: K 2 HPO 4 +H 2 O↔KH 2 PO 4 +KOH
2 ступень: KH 2 PO 4 +H 2 O↔H 3 PO 4 +KOH
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. Диссоци а ция этой соли идёт в две ступени, катионы водорода образуются на второй ступени:
Гидролиз гидрокарбоната натрия описывается уравнением:
NaHCO 3 +H 2 O↔H 2 CO 3 +NaOH
Константа гидролиза заметно больше константы диссоциации, поэтому раствор NaHCO 3 имеет щелочную среду.
2) Рассмотрим процессы в растворе гидросульфита натрия. Диссоци а ция этой соли идёт в две ступени, катионы водорода образуются на второй ступени:
Гидролиз гидросульфита натрия описывается уравнением:
NaHSO 3 +H 2 O↔H 2 SO 3 +NaOH
В этом случае константа диссоциации больше константы гидролиза, поэтому раствор NaHSO 3 имеет кислую среду.
Задача: Определить среду раствора соли цианида аммония.
Решение:
NH 4 CN +H 2 O ↔ NH 4 OH+ HCN
Факторы, влияющие на степень гидролиза
Чем слабее основание и кислота, образующие соль, тем она сильнее гидролизуется.
2. Концентрация соли
При разбавлении степень гидролиза растет, так как растет число молекул воды, являющихся исходным веществом в реакции гидролиза, поэтому, по принципу Ле Шателье, равновесие смещается вправо
Гидролиз является эндотермическим процессом, поэтому при повышении температуры степень гидролиза увеличивается, так как равновесие смещается вправо.
4. Присутствие одноименных ионов
Если в раствор соли, имеющий кислую реакцию, добавить кислоту (т.е. ионы 
), то равновесие сместится влево и гидролиз ослабится.
Если добавить щелочь (т.е. ионы
), катионы будут связываться в молекулы H2O, и равновесие сместится вправо. Гидролиз усилится.
Аналогично, если в раствор соли, имеющий щелочную реакцию, добавить щелочь, гидролиз ослабится, а при добавлении кислоты – усилится.
Часто необходимо подавить гидролиз. Для этого растворы солей следует хранить в концентрированном виде при низких температурах.
Факторы, влияющие на степень гидролиза
Изучение нового материала
Гидролизу подвергаются:
1. Солеподобные вещества: гидриды, нитриды, фосфиды, карбиды:
2NaH + H2O = 2NaOH + H2↑
Na3N + 3H2O = 3NaOH + NH3↑
Ca3P2+ 6H2O = 3 Ca(OH)2+ 2PH3↑
AI4C3+ 12 H2O = 4AI(OH)3↓+ 3CH4↑
CaC2 + 2H2O = Ca(OH)2 + 2C2H2↑
2. Некоторые соединения неметаллов между собой:
PCI3+ 3H2O = H3PO3 + 3HCI
PCI5 +4 H2O = H3PO4 + 5HCI
SiCI4 +3H2O = 4HCI+H2SiO3↓
3.Органические вещества:
C2H5Br + H2O ⇄ C2H5OH + HBr
б) алкоголяты, феноляты:
C2H5ONa + H2O → C2H5OH + NaОН
C6H5ONa + H2O ⇄ C6H5OH + NaОН
в) соли органических кислот:
C17H35COONa + H2O ⇄ C17H35COOH + NaОН
СН3СООС2Н5 + H2O⇄ СН3СООН + С2Н5ОН
д) углеводы, например, сахароза, крахмал, целлюлоза
С12Н22О11+ H2O → С6Н12О6 + С6Н12О6
Гидролиз солей.
Гидролиз соли – процесс взаимодействия ионов соли с молекулами воды, в результате которого образуются слабо диссоциирующие молекулы или ионы.Способность солей подвергаться гидролизу и глубина протекания этого процесса зависят от природы ионов, образующих соль, а также от растворимости соли в воде. Любую соль можно рассматривать как продукт взаимодействия кислоты с основанием, т.е. как результат кислотно-основного взаимодействия.
В зависимости от силы исходной кислоты и исходного основания все соли можно разделить на четыре типа.
Типы солей
Гидролиз солей наблюдается в тех случаях, когда ионы соли при взаимодействии с молекулами воды могут образовать слабо диссоциирующие кислоты или основания. Отсюда следует, что гидролизу подвергаются соли, образованные:
-анионами слабых кислот и катионами сильных оснований- гидролиз по аниону соли (Na2CO3и др.);
— катионами слабых оснований и анионами сильных кислот- гидролиз по катиону соли ( ZnCI2и др.);
Соли, образованные катионами сильных оснований и анионами сильных кислот, гидролизу не подвергаются, т.к. ни катион, ни анион не образует с водой слабые электролиты.
Практически не гидролизуются и малорастворимые соли (например, СаСО3), из-за чрезвычайно маленькой концентрации их ионов в растворе.
Гидролиз – обменный кислотно-основной процесс. Протолитическая теория кислот и оснований рассматривает гидролиз как частный случай кислотно-основного равновесия, где протон переходит от молекулы воды к определенному иону или от иона к молекуле воды.
Рассмотрим типичные случаи гидролиза солей на конкретных примерах.
1. Соли, образованные катионом сильного основания и анионом сильной кислоты гидролизу не подвергаются, они лишь диссоциируют в присутствии воды. В растворах таких солей (NaCI, Na2SO4, KI…) среда нейтральная.
2. Карбонат натрия Na2CO3-соль, растворима в воде, образована катионом сильного основания и анионом слабой кислоты, подвергается гидролизу. Гидролиз протекает по аниону.
2Na+ + CO32- + НОН ⇄ 2Na++ НCO3- + ОН-
Na2CO3 + Н2О⇄ NaНCO3+ NaОН
НCO3- + НОН⇄ Н2 CO3 + ОН-
Na+ + НCO3- + НОН ⇄ Na+ + Н2 CO3+ ОН-
NaНCO3+ Н2О ⇄ NaОН + Н2 CO3
В растворе образуется избыток гидроксид-ионов, т.е. реакция среды щелочная.
3. Хлорид железа (III) FeCI3– соль, растворима в воде, образована катионом слабого основания и анионом слабой кислоты, подвергается гидролизу. Гидролиз протекает по катиону.
Fe3++ 3СI- + НОН ⇄ FeОН2+ +Н+ + 3СI-
FeCI3 + Н2О ⇄ ( FeОН)СI2+НСI
FeОН2+ + НОН ⇄ Fe (ОН)2+ + Н+
FeОН2+ +2СI- + НОН ⇄ Fe (ОН)2+ + Н++ 2СI-
(FeОН)СI2+ Н2О ⇄ Fe (ОН)2СI+ НСI
Fe(ОН)2+ + НОН ⇄ Fe(ОН)3 + Н+
Fe(ОН)2+ + СI- + НОН ⇄ Fe(ОН)3 + Н+ + СI-
Fe(ОН)2СI + Н2О ⇄ Fe(ОН)3 + НСI
В растворе образуется избыток ионов водорода, т.е. реакция среды кислая.
4.Ацетат аммония CH3COONH4– соль образована катионом слабого основания и анионом слабой кислоты, подвергается гидролизу. Гидролиз протекает и по катиону и по аниону. Растворы таких солей имеют слабокислую или слабощелочную реакцию в зависимости от того, какой ион гидролизуется в большей степени.
NH4+ + CH3COO-+ НОН ⇄ NH4ОН + CH3COOН
CH3COONH4 + Н2О ⇄ NH4ОН + CH3COOН,
ά (NH4OH) приблизительно равна ά (CH3COOН), среда раствора будет нейтральной.
Среда раствора таких солей определяется тем ионом соли, у которого степень гидролиза выше (в большинстве случаев выше степень гидролиза катионов и среда будет слабокислой). Например,
Cu2+ + Н2О ⇄ CuОН+ + Н+ (ά = 0,068%)
F- + Н2О ⇄ НF + ОН- (ά = 0,0012%), среда слабокислая
Если соль образована катионом нерастворимого основания и анионом нерастворимой или летучей кислоты, то гидролиз такой соли протекает до конца (необратимо). Сульфид алюминия AI2S3- соль образована катионом слабого основания и анионом слабой кислоты, подвергается гидролизу. Гидролиз протекает и по катиону, и по аниону.
AI2S3 (тв.)+6 Н2О (ж.)═ 2AI (ОН)3(тв.)↓ + 3Н2S(г.)↑
Особые случаи гидролиза:
1). Гидрофосфат натрия Na2HPO4– соль образована катионом сильного
основания и анионом слабой кислоты. Гидролиз протекает по аниону.
Na2HPO4 + Н2О ⇄ NaH2PO4+ NaОН
HPO42- + Н2О ⇄ H2PO4- + ОН-, среда щелочная
2) 2AICI3+ Na2CO3 + 3Н2О ═ 2AI (OH)3 ↓+ 3CO2↑ + 6NaCI
3). 2ZnSO4+ 2 Na2CO3 + Н2О ═ (ZnOH)2CO3+ Na2SO4+ CO2↑
4). 2CuSO4+ 2 Na2CO3 + Н2О ═ (CuOH)2CO3+ CO2↑+ Na2SO4
5). CuSO4+ 2 NaНCO3 ═ Cu(OH)2↓ + Na2SO4+ 2CO2↑
6). 2FeCI3+ 3 Na2CO3 + 3Н2О ═ 2Fe(OH)3↓ + 6NaCI + 3CO2↑
Степень гидролиза
Количественной характеристикой гидролиза соли является степень гидролиза (h).
h = число гидролизованных молей /исходное число молей
Факторы, влияющие на степень гидролиза
Поскольку гидролиз солей процесс обратимый, то на состояние равновесия гидролиза влияют: химическая природа соли, температура, концентрация соли, концентрация продуктов гидролиза (ионов Н+и ОН- ).