Гидролиз солей

Гидролизом называется взаимодействие вещества с водой, при котором вещество разлагается под действием воды, и составные части вещества соединяются с составными частями воды с образованием слабого электролита. Гидролизу подвергаются соединения различных классов, но наиболее распространенным случаем гидролиза является гидролиз растворимых солей.

Гидролиз соли – это процесс взаимодействия ионов соли, образовавшихся под действием воды в результате электролитической диссоциации, с составными частями воды, в результате чего образуется слабый электролит.

В большинстве случаев гидролиз – это обратимый процесс, в большинстве случаев он не проходит до конца. Реакцией, обратной гидролизу, является нейтрализация. Гидролиз – эндотермический, а нейтрализация – экзотермический процесс.

В результате гидролиза в большинстве случаев изменяется рН раствора соли. Гидролизу подвергаются только те соли, в состав которых входит ион от слабого электролита, значение рН их растворов определяется их химическим составом. Это соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой (в результате гидролиза рН раствора больше 7), слабым основанием и сильной кислотой (в результате гидролиза рН меньше 7), слабым основанием и слабой кислотой (в результате гидролиза рН примерно равно 7). Соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой, гидролизу не подвергаются, так как в их составе нет иона слабого электролита, и не соблюдается главное требование обменных реакций в растворах – необходимость образования слабого электролита. Их растворы имеют нейтральную среду (рН = 7).

Если соль образована слабыми электролитами, которые являются нерастворимыми или неустойчивыми и разлагаются с образованием летучих продуктов, то гидролиз протекает необратимо, т.е. приводит к разложению соли.

Количественной характеристикой гидролиза является степень гидролиза (α). Это отношение числа подвергшихся гидролизу молекул (n) к общему числу молекул соли в растворе (N):

α = n/N.

Для солей, образованных сильным основанием и слабой кислотой или слабым основанием и сильной кислотой, степень гидролиза < 5 %, т. е. большинство молекул соли находятся в негидролизованном виде. Для солей, образованных слабым основанием и слабой кислотой, степень гидролиза превышает 90 %. Степень гидролиза зависит от температуры и концентрации раствора.

Поскольку гидролиз – эндотермическая реакция, то с ростом температуры он усиливается. С разбавлением раствора степень гидролиза повышается, так как увеличивается степень диссоциации соли, а следовательно, концентрация ее ионов, ведущих гидролиз.

Последовательность составления уравнений реакции гидролиза солей:

1. Записывается уравнение электролитической диссоциации соли и определяется, каким по силе основанием и какой по силе кислотой образована данная соль; над ионами указать: от сл. эл. и от с. эл. (табл. А.3 и А.6, прил. А).

2. Составляется краткое ионно-молекулярное уравнение гидролиза. Для этого следует написать реакцию взаимодействия иона слабого электролита с одной молекулой воды. При этом сразу получится краткое ионно-молекулярное уравнение реакции гидролиза.

3. На основании краткого ионно-молекулярного уравнения пишется молекулярное уравнение, в котором исходные вещества известны (соль и вода), а молекулы конечных продуктов составляются путем связывания ионов, образовавшихся при гидролизе, с теми ионами, которые не участвовали в реакции гидролиза (т.е. ионами от сильных электролитов).

Пример:

1. Na₂CO₃ 2 Na⁺ + CO₃²⁻.

↓ ↓ ион сильного ион слабого

NaOH H₂CO₃ электролита электролита – ведет гидролиз

сильный слабый

электролит электролит

2. CO₃²⁻ + H−OH HCO₃⁻ + OH⁻ рН > 7.

сл. эл. сл. эл.

гидролиз

3. Na₂CO₃ + H₂O NaHCO₃ + NaOH рН > 7.

нейтрализация

Данная реакция обратима, так как H₂O и HCO₃⁻ – слабые электролиты. Аналогичным образом пишутся уравнения реакций гидролиза солей других типов.

Для прохождения нескольких стадий и достижения большей степени гидролиза требуются дополнительные условия – избыток воды, отвод образующихся продуктов, нагревание.

Рекомендуемая литература по теме 5.2: [1], гл. 8, § 8.8, § 8.11, § 8.12; [2], гл.8, §8.4, § 8.6; [3], гл.8, § 6.7, § 10; [4], гл. 9, 10; [5], VII, § 5.