Понятие гидролиза

Характеристика сущности гидролиза солей – взаимодействия соли с молекулами воды, при котором образуется молекула малодиссоциирующего вещества или неэлектролита. Гидролиз сульфида алюминия. Случаи совместного гидролиза. Степень и равновесие гидролиза.

Рубрика Химия
Вид реферат
Язык русский
Дата добавления 12.11.2010
Размер файла 35,4 K

Отправить свою хорошую работу в базу знаний просто. Используйте форму, расположенную ниже

Студенты, аспиранты, молодые ученые, использующие базу знаний в своей учебе и работе, будут вам очень благодарны.

Понятие гидролиза

В общем виде гидролиз - это взаимодействие вещества с водой.

Гидролиз солей - это взаимодействие соли с молекулами воды, при котором образуется молекула малодиссоциирующего вещества или неэлектролита. В результате гидролиза может образоваться кислота (кислая соль) и основание (основная соль). Причиной электролиза солей является диссоциация соли, взаимодействие ионов с молекулами воды и удаление ионов из сферы реакции.

Реакция чистой воды является нейтральной (рН = 7). Водные растворы кислот и оснований имеют, соответственно, кислую (рН < 7) и щелочную (рН > 7) реакцию. Практика, однако, показывает, что не только кислоты и основания, но и соли могут иметь щелочную или кислую реакцию -- причиной этого является гидролиз солей. Рассмотрим гидролиз солей следующих основных типов:

1. Соли сильного основания и cлабой кислоты, например KClO, Nа2СО3, СН3СООNа, NаСN, Nа2S, К2SiO3. Запишем уравнение гидролиза ацетата натрия:

СН3СООNа + Н2О СН3СООН +NaОН

В результате реакции образовался слабый электролит -- уксусная кислота. В ионном виде этот процесс можно записать так:

СН3СОО - + Н2О СН3СООН + ОН -

Раствор СН3СООNа проявляет щелочную реакцию (рН > 7), т.к. в растворе присутствуют гидроксид - ионы, гидролиз происходит в результате связывания аниона соли с молекулами воды (гидролиз по аниону). Приведенный выше процесс является примером обратимого гидролиза. Обратимый гидролиз изучал С.Аррениус в 1890 году. В уравнениях обратимого гидролиза всегда используется одна молекула воды (кроме реакций с участием иона SiО4 4-).

При растворении солей многоосновных кислот гидролиз протекает ступенчато, например:

2S + Н2О NaНS + NаОН

или в ионной форме

S2- + Н2О НS - + ОН -

Данный процесс отражает гидролиз Nа2S по первой ступени, и гидролиз многозарядных анионов приводит к образованию кислых солей (NaHCO3, NaH2PO4). Чтобы гидролиз прошел полностью (необратимо), как правило, увеличивают температуру процесса:

NaНS + Н2О = Н2S^+ NаОН

НS - + Н2О = Н2S^ + ОН -

Таким образом, при растворении в воде соли сильного основания и слабой кислоты раствор приобретает щелочную реакцию вследствие гидролиза.

2. Соли слабого основания и сильной кислоты, например Аl2(SО4)3, FеСl2, СuВr2, NН4Сl. Рассмотрим гидролиз хлорида аммония:

NН4Сl+ H2O NН4OH + HCl

В результате связывания катионов соли с водой протекает гидролиз по катиону, в ионном виде этот процесс можно записать так:

NН4+ + Н2О NН4OH + H ++Cl -

При растворении солей многокислотных оснований гидролиз протекает ступенчато, например гидролиз хлорида железа (II):

FeCl2 + H2O Fe(OH)Cl + HCl

Fe2+ + H2O Fe(OH)+ + H+

По второй ступени гидролиз проходит следующим образом:

Fе(ОН) Cl + Н2О =Fе(ОН)2v + HCl

Fе(ОН)+ + Н2О =Fе(ОН)2v + Н+

Гидролиз хлорида железа идет преимущественно по первой ступени из-за накопления ионов H+ и недостатка гидроксильных ионов, необходимых для протекания необратимой реакции. В результате гидролиза многозарядных катионов образуются основные соли Fe(OH)Cl2, Fe(OH)2Cl, Fe(OH)Cl . Но именно благодаря необратимому гидролизу растворы солей железа «стареют» - на дне склянки образуется осадок гидроксида железа. Явление гидролиза следует учитывать при приготовлении растворов. Для предотвращения гидролиза растворы солей, подвергающиеся гидролизу по катиону, необходимо подкислять.

Из реакций ясно, что в результате гидролиза cолей слабого основания и сильной кислоты раствор приобретает кислую реакцию.

3. Соли слабого основания и слабой кислоты, например Аl2S3, Cr2S3, СН3СООNН4, (NН4)2СО3. При растворении в воде таких cолей образуются малодиссоциирующие кислота и основание, а гидролиз идет по катиону и аниону:

СН3СООNН4 + Н2О СН3СООН + NН4ОН

или в ионном виде:

СН3СОO - + NН4+2О СН3СООН + NН4ОН.

Реакция среды в растворах подобных солей зависит от относительной силы кислоты и основания. Другими словами, водные растворы таких солей могут иметь нейтральную, кислую или щелочную реакцию в зависимости от констант диссоциации образующихся кислот и оснований. Так, при гидролизе СН3СООNН4 реакция раствора будет слабощелочной, поскольку константа диссоциации гидроксида аммония (К = 6,3•10-5) несколько больше константы диссоциации уксусной кислоты (К= 1,75•10-5).

Гидролиз сульфида алюминия протекает необратимо: Аl2S3+ 6Н2О= 2Аl (ОН)3v+ 3Н2S^

Поэтому данную соль невозможно получить по обменной реакции. Она существует только в неводной среде.

Существуют неизвестные науке соли, не полученные никаким способом (например, Fe2S3 и CuI). При попытке получить данные соли по обменным реакциям в действительности протекают реакции окисления-восстановления:

2FeCl3+ 3Na2S= 2FeSv+ Sv+6NaCl

2CuSО4+4KI=2CuIv+ I2v+2K2SО4

4. Соли сильной кислоты и сильного основания гидролизу не подвергаются, т.к. ионы соли не образуют малодиссоциирующих частиц в растворе.

NaCl + Н2О NаОН + HCl

Na ++ Cl -+ Н2О Na ++ ОН -+H ++Cl -

Случаи совместного гидролиза.

Как было указано выше, для необратимого гидролиза необходимо удаление ионовH +или ОН- из раствора (ступенчатый гидролиз по катиону или аниону). При смешивании двух солей может происходить связывание этих ионов и взаимное усиление гидролиза. Например, смешивают растворы сульфида натрия и хлорида алюминия. Гидролиз сульфида натрия идет ступенчато по аниону, вторая ступень затруднена из-за накопления ионов ОН - в растворе. Гидролиз хлорида алюминия идет ступенчато по катиону, вторая ступень затруднена из-за накопления ионов H + в растворе. Но при гидролизе сульфида натрия связываются ионы H +, а при гидролизе хлорида алюминия связываются ионы ОН - :

2S + Н2О NaНS + NаОН AlCl3 + H2O Al(OH)Cl2 + HCl

S2- + Н2О НS - + ОН - Al 3++ Н2О Al(OH) 2++ H +

НS - + H +2S^ Al(OH) 2+ + 2ОН - = Аl (ОН)3v

В результате начинают происходить необратимые процессы:

3Nа2S+ 2AlCl3+6 Н2О=2Аl (ОН)3v+3Н2S^+6NаCl

· Если для совместного гидролиза используют карбонат или сульфит (нестойкие кислоты), то результатом гидролиза может стать образование гидроксида Ме +3 средней соли Ме +2 или основной соли переходного металла Ме +2 и углекислого (сернистого) газа:

Al2(SО4) 3+3Nа2 CО3+3Н2О= 2Аl (ОН)3v + 3CО 2^+ 3Nа2 SО4

2CuSО4 + 2Nа2CО3 2О=[Cu(OH)]2CО3v+ CО 2^+ 2Nа2 SО4

Основные соли могут образоваться также при совместном гидролизе, при котором используют ацетат (соль слабой одноосновной кислоты).

3СН3СООNa + AlCl32О= Al(OH)( СН3СОО)2+3NаCl+СН3СООН

· Гидролиз соли слабой нестойкой кислоты и слабого нестойкого основания приводит к разложению неустойчивых гидроксидов:

Nа2SiО3+2NН4 Сl = 2NаCl+2NН3^+SiО2v+Н2О

Гидролизом можно объяснить различие в свойствах кислых солей.

Кислые соли ортофосфорной кислоты диссоциируют в водном растворе следующим образом:

KH2PО4=K++ H2PО4-

Далее гидроанион диссоциирует как кислота - протекает очередная (вторая ступень) диссоциации, если степень диссоциации частицы достаточно велика, как в случае H24-; в водном растворе появляется избыток ионов H +:

H2PО4 - H + + HPО4 2-

Кислые соли угольной кислоты диссоциируют по-другому:

KHCО3=K++ HCО3-

В этом примере гидроанион HCО3- не диссоциирует, а подвергается обратимому гидролизу; в водном растворе появляется избыток ионов ОН:

HCО3- + Н2ОH2CО3 + ОН -

Вот почему название группы солей «кислые» не предполагает, что все кислые соли будут вести себя в растворе, как кислоты (KH2PО4, KHSО3, KHCrО4), некоторые кислые соли проявляют свойства оснований (KHCО3, K2HPО4, NаHS)

Степень гидролиза:

Количественно гидролиз соли характеризуется степенью гидролиза. Степень гидролиза - б гидр. - это отношение числа гидролизованных молекул соли n гидр. к общему числу N общее растворенных молекул. Выражается в долях единицы или процентах:

n гидр

б гидр =

N общее

Она зависит от природы соли (1), концентрации раствора (2) и температуры (3).

1. Степень гидролиза по аниону зависит от степени диссоциации кислоты. Чем слабее кислота, тем выше степень гидролиза:

H2SО3 H3PО4 HF HNО3 CH3CОOH H2CО3 H2S H3BО3 HCN H2SiО3

Сила кислот ослабевает, гидролиз солей по аниону усиливается

Степень гидролиза по катиону увеличивается в ряду:

Mn2+ NН4+ Co2+ Zn2+ Cd 2+ Cu2+ Fe 2+ Pb2+ Al 3+ Cr 3+ Fe3+

Степень гидролиза, как правило, невелика. Так, в растворе ацетата натрия, с концентрацией 0,1 моль/л при 25 °С она составляет 1· 10-4 ,т.е. гидролизована лишь одна молекула из 10 000. Уменьшение концентрации (разбавление) раствора карбоната натрия от 0,1 до 0,001 моль/л при 25 °С приводит к увеличению степени гидролиза от 2,9% до 34%.

2. При нагревании происходит усиление гидролиза, соли с многозарядным катионом или анионом гидролизуются по второй или третьей ступени (необратимый процесс). При обычных условиях гидролиз проходит по первой ступени.

Равновесие гидролиза:

Если гидролиз является обратимым процессом, то его равновесие можно сместить на основе принципа Ле Шателье:

Гидролиз (эндотермический процесс)

Соль + вода кислота + основание

Нейтрализация (экзотермический процесс)

По теории электролитической диссоциации при обычных условиях происходит реакция, приводящая к образованию слабого электролита (самый слабый электролит - вода). В связи с этим равновесие процесса гидролиза сильно смещено в сторону реакции нейтрализации. При разбавлении раствора соли увеличивается число молекул воды, приходящийся на один гидролизующийся ион соли. Поэтому согласно принципу Ле Шателье равновесие смещается вправо, степень гидролиза увеличивается.

Известно, что все реакции нейтрализации протекают с выделением теплоты (экзотермический процесс), следовательно, гидролиз (обратный процесс нейтрализации) - с поглощением (эндотермический процесс). Согласно принципу Ле Шателье повышение температуры смещает равновесие вправо, степень гидролиза увеличивается. Например, степень гидролиза раствора хлорида хрома (III) с концентрацией 0,01 моль/л при 25°С, 50°С и 100°С составляет соответственно 9,4%,17% и 40%.

Добавление кислот и щелочей в растворы солей так же приводит к изменению степени гидролиза:

· S2- + Н2О НS - + ОН - для усиления гидролиза следует добавить ионы H +, которые связывают гидроксид-анионы в молекулу воды, для ослабления гидролиза раствор подщелачивают.

· Al 3++ Н2О Al(OH) 2++ H +- для усиления гидролиза следует добавить ионы ОH -, которые связывают ионы водорода в молекулу воды, для ослабления гидролиза раствор подкисляют.

Изменение характера среды можно проводить, добавляя соли, гидролизующиеся по катиону или аниону (кислую среду создают добавлением NН4Сl, а щелочную - 2S).

Разбавление, нагревание, добавление H +

Na2CО3 + Н2ОNaHCО3 + NaОН

CО3 2-+ Н2ОHCО3- + ОН -

охлаждение, увеличение концентрации, добавление ОН -


Подобные документы

  • Основные особенности гидролиза, который приводит к образованию слабого электролита. Характеристика гидролиза солей в водном растворе. Значение гидролиза в химическом преобразовании земной коры. Развитие гидролиза в народном хозяйстве и в жизни человека.

    конспект урока [124,7 K], добавлен 20.11.2011

  • Гидролиз соли слабой кислоты и сильного основания, сильной кислоты и слабого основания, слабой кислоты и слабого основания. Количественные характеристики гидролиза. Подавление и усиление гидролиза солей. Факторы, влияющие на степень гидролиза.

    реферат [73,9 K], добавлен 25.05.2016

  • Расчетные методы определения рН. Примеры уравнений реакций гидролиза солей. Понятие и формулы расчета константы и степени гидролиза. Cмещение равновесия (вправо, влево) гидролиза. Диссоциация малорастворимых веществ и константа равновесия этого процесса.

    лекция [21,7 K], добавлен 22.04.2013

  • Характеристика гидролиза солей. Виды реакций нейтрализации между слабыми и сильными кислотами и основаниями. Почвенный гидролиз солей и его значение в сельском хозяйстве. Буферная способность почвы: обмен катионов и анионов в процессе минерализации.

    контрольная работа [56,1 K], добавлен 22.07.2009

  • Понятие гидролиза как реакции обменного разложения веществ водой; его роль в народном хозяйстве, повседневной жизни. Классификация солей в зависимости от основания и кислоты. Условия смещения реакций обратимого гидролиза согласно принципу Ле Шателье.

    презентация [411,8 K], добавлен 02.05.2014

  • Гидролиз как реакция обменного разложения веществ водой. Гидролиз галогеналканов, сложных эфиров, дисахаридов, полисахаридов. Разложение веществ по аниону и катиону. Соли, образованные сильной кислотой и основанием. Способы усиления, подавления гидролиза.

    презентация [60,5 K], добавлен 19.11.2013

  • Определение и классификация солей, уравнения реакций их получения. Основные химические свойства солей, четыре варианта гидролиза. Качественные реакции на катионы и анионы. Сущность процесса диссоциации. Устойчивость некоторых солей к нагреванию.

    реферат [12,9 K], добавлен 25.02.2009

  • Взаимодействие соли с водой, приводящее к образованию слабого электролита. Основные стадии гидролиза. Формы присутствия углекислоты в водах. Очистка воды, подаваемой на подпитку теплосети. Гидролиз коагулянта при наличии в воде гидрокарбоната кальция.

    контрольная работа [573,1 K], добавлен 27.10.2013

  • Роль многокомпонентных оксидов в химических процессах как катализаторов. Получение смешанных алюмооксидных носителей. Активация алюминия йодом и сулемой. Механизм гидролиза алкоголята алюминия. Анализ фазового состава модифицированных оксидов алюминия.

    курсовая работа [259,2 K], добавлен 02.12.2012

  • Изучение контролируемых свойств и показателей качества природных вод как дисперсных систем. Влияние на них малых концентраций кислот и щелочей. Предельное значение степени гидролиза солей в природных водах. Растворение газов атмосферы и кислорода в воде.

    контрольная работа [273,5 K], добавлен 07.08.2015

Работы в архивах красиво оформлены согласно требованиям ВУЗов и содержат рисунки, диаграммы, формулы и т.д.
PPT, PPTX и PDF-файлы представлены только в архивах.
Рекомендуем скачать работу.