Гидролиз хлорида аммония описывается уравнением

Общая химия

Гидролиз солей

В общем случае гидролиз – это реакция обменного разложения вещества водой. Гидролизу подвержены соединения различных классов.

Гидролиз солей – процесс взаимодействия ионов, образовавшихся при диссоциации соли, с молекулами воды, сопровождающийся образованием слабых электролитов и изменением рН среды.

В реакции гидролиза вступают соли, образованные слабой кислотой и слабым основанием, или слабой кислотой и сильным основанием, или слабым основанием и сильной кислотой. Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием, гидролизу не подвергаются

Растворы солей, образованных слабой кислотой и сильным основанием, имеют щелочную реакцию. Например при растворении в воде цианида калия он полностью диссоциирует (все соли сильные электролиты):

Образующиеся в результате диссоциации ионы калия соответствуют сильному электролиту КОН, а цианид-ионы — слабой циановодородной кислоте HCN. Ионы водорода, образовавшиеся в результате диссоциации молекул воды, связываются цианид-ионами в молекулы HCN, в результате в растворе накапливаются ионы гидроксила:

Обычно эти два процесса при записи объединяют, получая сокращенное ионное уравнение гидролиза:

рН этого раствора больше 7. Такой гидролиз называется гидролизом по аниону. Для него можно записать полное ионное:

K + + CN — + H₂O =K + + HCN + OH —

и молекулярное уравнение:

Растворы солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой, имеют кислую реакцию. Аналогично предыдущему примеру гидролиз хлорида аммония NH₄Cl:

Диссоциация при растворении соли:

Слабому основанию — аммиаку — соответствует ион аммония NH₄ + , он и будет взаимодействовать с молекулами воды образуя слабый электролит:

В растворе накапливаются ионы водорода, среда кислая, рН раствора меньше 7. Такой гидролиз называется гидролизом по катиону. Полное ионное уравнение:

Особенно глубоко протекает гидролиз солей, образованных слабой кислотой и слабым основанием. В этом случае происходит гидролиз по катиону и аниону. Пример — гидролиз сульфида аммония. Соль при растворении в воде диссоциирует:

Оба иона, образовавшиеся при диссоциации, соответствуют слабым элетролитам, поэтому протекает гидролиз по катиону:

Ионы водорода и гидроксила дают молекулы воды — среда не может быть одновременно кислотй и щелочной:

однако среда не будет нейтральной. Реакция среды будет определяться соотношением констант диссоциации кислоты и основания. Если больше константа диссоциации основания (основание сильнее кислоты), среда будет щелочной, если больше константа диссоциации кислоты (кислота сильнее основаниия) — кислой. В приведенном примере аммиак — более сильный электролит по сравнению с сероводородной кислотой, поэтому среда будет слабощелочной, рН > 7.

В редких случаях, когда константы диссоциации кислоты и основания практически одинаковы, например, при гидролизе ацетата аммония CH₃COONH₄, среда будет почти нейтральная.

Если соль образована многокислотным основанием или многоосновной кислотой, гидролиз протекает ступенчато. Пример — гидролиз хлорида железа(III). Диссоциация соли при растворении:

Ион Fe 3+ соответствует слабому трехкислотному основанию Fe(OH)₃, он и подвергается ступенчатому гидролизу. I-я ступень:

Гидролиз по первой ступени всегда протекает в значительно большей степени, чем по второй. Кроме того, ионы, образующиеся при гидролизе по первой ступени (в рассмотренном примере — ионы H + ), способствуют смещению равновесия второйступени влево, т. е. также подавляют гидролиз по второй ступени. Поэтому в обычных условиях (комнатная температура, атмосферное давление) гидролизом по второй и последующим ступеням можно пренебречь.

Следующий пример — гидролиз карбоната натрия Na₃CO₃. Диссоциация:

Ион соответствует слабой двухосновной угольной кислоте, именно он и подвергается гидролизу. I-я ступень:

И опять в обычных условиях существенна только первая ступень гидролиза.

УЧЕБНАЯ КНИГА ПО ХИМИИ

ДЛЯ УЧИТЕЛЕЙ СРЕДНИХ ШКОЛ,
СТУДЕНТОВ ПЕДАГОГИЧЕСКИХ ВУЗОВ И ШКОЛЬНИКОВ 9–10 КЛАССОВ,
РЕШИВШИХ ПОСВЯТИТЬ СЕБЯ ХИМИИ И ЕСТЕСТВОЗНАНИЮ

УЧЕБНИКЗАДАЧНИКЛАБОРАТОРНЫЙ ПРАКТИКУМНАУЧНЫЕ РАССКАЗЫ ДЛЯ ЧТЕНИЯ

Продолжение. См. № 4–14, 16–28, 30–34, 37–44, 47, 48/2002;
1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, 8, 9, 10, 12, 13, 14, 15, 16, 17, 18, 19, 20, 21, 22,23,
24, 25-26, 27-28, 29, 30, 31, 32, 35, 36, 37, 39, 41, 42, 43, 44, 46, 47/2003;
1, 2, 3, 4, 5/2004

§ 7.3. Соли. Гидролиз

Взаимодействие ионов солей с водой – явление, широко распространенное в природе и играющее огромную роль как в технологии, так и в быту. От чего зависит рН океанских и речных вод, крови человека, газированной воды? Почему пекарные добавки поднимают тесто? Много других ответов поможет вам найти чтение этого раздела.

Водные растворы солей в зависимости от природы образующих их кислот и оснований могут быть кислотными, щелочными и нейтральными. Так, растворы хлорида аммония, хлорида железа или сульфата алюминия имеют кислотную среду. Растворы ацетата натрия, карбоната натрия (сода), ацетата кальция имеют основную (щелочную) реакцию. А растворы ацетата аммония, хлорида натрия (поваренная соль), сульфата натрия почти нейтральные. Почему? Кислотность раствора хлорида железа настолько велика, что в этом растворе цинк «растворяется» с выделением водорода, как в растворе соляной кислоты.
Кислотность или основность водных растворов солей объясняется протеканием в них реакций гидролиза. В широком понимании гидролиз – это любое взаимодействие вещества с водой. Сейчас мы будем изучать гидролиз как реакцию иона соли с водой.
Гидролиз – процесс, обратный нейтрализации (реакция между кислотой и основанием с выделением воды), а константа гидролиза записывается выражением, обратным выражению константы равновесия нейтрализации.
Большинство солей – сильные электролиты и находятся в водном растворе в виде ионов, поэтому уравнения реакции гидролиза следует записывать сокращенным молекульно-ионным способом, как реакцию между ионом и молекулами воды.
Характер протекания гидролиза, т. е. природа образующихся продуктов реакции, и среда получающегося раствора зависят от сочетания силы кислоты и силы основания, образующих соль. Возможны четыре варианта взаимодействия ионов соли в зависимости от ее природы.

1. Соль образована сильной кислотой и слабым основанием, например хлорид железа FeCl₃, хлорид аммония NH₄Cl, хлорид цинка ZnCl₂, сульфат меди CuSO₄.
Когда вас попросят написать уравнение реакции гидролиза соли (правильнее – гидролиз иона), обязательно напишите уравнение диссоциации соли на ионы. Например, обсудим гидролиз хлорида железа FeCl₃. Уравнение диссоциации:

Далее следует (в уме) посмотреть, какой из ионов может реагировать с молекулой воды, помня, что молекула воды состоит из иона водорода Н + и гидроксид-иона ОН – . Возможна ли реакция иона железа с ионом водорода и хлорид-иона с гидроксид-ионом? Конечно, нет – ведь эти пары ионов имеют одинаковые заряды!
Возможна ли реакция между хлорид-ионом и молекулой воды (ее ионом водорода)? Реакция невозможна, т. к. образовалась бы молекула хлороводорода, которая в водном растворе является сильным электролитом и находится в состоянии исходных ионов.
Остается единственная возможность – реакция между ионом железа Fe 3+ и молекулой воды (ее гидроксид-ионом) с образованием слабого электролита – гидроксо-иона железа FeОН 2+ :

Fe 3+ + Н₂О = FeОН 2+ + Н + .

Образующиеся ионы водорода обусловливают кислотную среду раствора (рН 2+ реагирует по второй ступени с еще одной молекулой воды:

Наконец, реакция проходит и по третьей ступени:

В водном растворе гидролиз по третьей ступени не проходит – из раствора хлорида железа не выпадает осадок гидроксида железа(III) Fe(ОН)₃ из-за накопления ионов водорода Н + по первым двум ступеням, что смещает равновесие третьей ступени реакции гидролиза влево.
Чтобы реакция гидролиза прошла по третьей ступени, следует равновесие третьей ступени сместить вправо. Это можно сделать удалением ионов водорода Н + из сферы реакции, для чего достаточно ввести гидроксид-ионы приливанием раствора гидроксида натрия, что приводит к образованию слабого электролита – воды Н₂О:

Таким образом, известная вам реакция образования осадка гидроксида железа(III) по реакции между хлоридом железа и гидроксидом натрия в водном растворе, обычно записываемая в других школьных учебниках уравнением

есть реакция гидролиза, смещенная вправо гидроксид-ионами. В тех же учебниках эта реакция называется реакцией обмена, что правильно только в том случае, если она проходит в кристаллическом состоянии (или в особых условиях в газовой фазе). В водном растворе нет хлорида железа, гидроксида натрия и хлорида натрия, а есть только составляющие их ионы.
Следовательно, реакцию гидролиза иона железа можно представить тремя уравнениями:

Fe 3+ + Н₂О = FeОН 2+ + Н + ,

Реакцию гидролиза хлорида аммония NH₄Cl, точнее иона аммония, записывают одним уравнением:

+ Н₂О = NH₄ОН + Н + .

Образующийся ион водорода обусловливает кислотную среду раствора, т. е. рН + ]. Концентрацию иона аммония можно считать равной концентрации его соли, т. е. [] = с_соли.

Тогда К_гидр = = .

Второе преобразование. Умножим числитель и знаменатель на концентрацию того из ионов [Н + ] или [ОН — ], который с имеющейся в числителе концентрацией другого иона дает ионное произведение воды К_в. В данном случае умножим числитель и знаменатель на концентрацию гидроксид-ионов и получим новое выражение константы гидролиза:

К_гидр = = =

Выражение есть не что иное, как обратная константа диссоциации гидроксида аммония:

NH₄ОН = + ОН — ,

К_осн =

Учитывая это, получаем новое выражение константы гидролиза:

К_гидр =

Это выражение показывает, что чем меньше константа диссоциации основания (или кислоты), тем больше константа гидролиза, тем сильнее смещено равновесие реакции гидролиза вправо и тем выше кислотность (основность) раствора, т. е. меньше (больше) значение рН.
Объединяем результаты двух преобразований выражения константы гидролиза:

=

Откуда [Н + ] = .

Пример. Рассчитать рН 0,01М раствора хлорида аммония. Константа диссоциации гидроксида аммония равна К_осн = 1,79•10 -5 .
Воспользуемся приведенной выше формулой:

[Н + ] = = = 2, 36 • 10 -6

pН = 5,6 (среда раствора кислотная).

Какой должна быть концентрация соляной кислоты, чтобы ее раствор имел такое же значение рН? Можно дать приближенный ответ.

Тема №36 «Гидролиз солей»

Согласно теории электролитической диссоциации в водном растворе частицы растворенного вещества взаимодействуют с молекулами воды. Такое взаи­модействие может привести к реакции гидролиза.

Гидролиз солей

Оглавление

Реакция гидролиза

Согласно теории электролитической диссоциации в водном растворе частицы растворенного вещества взаимодействуют с молекулами воды. Такое взаи­модействие может привести к реакции гидролиза.

Гидролиз — это реакция обменного разложе­ния вещества водой.

Гидролизу подвергаются различные вещества: неорганические — соли, карбиды и гидриды метал­лов, галогениды неметаллов; органические — га­логеналканы, сложные эфиры и жиры, углеводы, белки, полинуклеотиды.

Водные растворы солей имеют разные значения рН и различные типы сред — кислотную (рН 7), нейтральную (рН = 7). Это объясняется тем, что соли в водных растворах могут подвергаться гидролизу.

Сущность гидролиза сводится к обменному хи­мическому взаимодействию катионов или анио­нов соли с молекулами воды. В результате этого взаимодействия образуется малодиссоциирующее соединение (слабый электролит). А в водном рас­творе соли появляется избыток свободных ионов Н + или ОН — , и раствор соли становится кислотным или щелочным соответственно.

Классификация солей

Любую соль можно представить как продукт взаимодействия основания с кислотой. Например, соль KClO образована сильным основанием KOH и слабой кислотой HClO.

В зависимости от силы основания и кислоты можно выделить четыре типа солей.

Рассмотрим поведение солей различных типов в растворе.

1. Соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой.

Например, соль цианид калия KCN образована сильным основанием KOH и слабой кислотой HCN:

В водном растворе соли происходят два процесса:

1) незначительная обратимая диссоциация моле­кул воды (очень слабого амфотерного электро­лита), которую упрощенно можно записать с помощью уравнения:

2) полная диссоциация соли (сильного электролита):

Образующиеся при этих процессах ионы Н + и CN — взаимодействуют между собой, связываясь в молекулы слабого электролита — цианистоводо­родной кислоты HCN, тогда как гидроксид — ион ОН — остается в растворе, обусловливая тем самым его щелочную среду. Происходит гидролиз по ани­ону CN — .

Запишем полное ионное уравнение происходя­щего процесса (гидролиза):

Этот процесс обратим, и химическое равновесие смещено влево (в сторону образования исходных веществ), т. к. вода — значительно более слабый электролит, чем цианистоводородная кислота HCN:

Уравнение показывает, что:

1) в растворе есть свободные гидроксид-ионы ОН — , и концентрация их больше, чем в чистой воде, поэтому раствор соли KCN имеет щелочную сре­ду (рН > 7);

2) в реакции с водой участвуют ионы CN — , в таком случае говорят, что идет гидролиз по аниону. Другие примеры анионов слабых кислот, кото­рые участвуют в реакции с водой:

• муравьиной HCOOH — анион HCOO — ;

• уксусной CH₃COOH — анион CH₃COO — ;

• сероводородной H₂S — анион S 2- ;

Рассмотрим гидролиз карбоната натрия Na₂CO₃:

Происходит гидролиз соли по аниону CO₃ 2- . Полное ионное уравнение гидролиза:

Сокращенное ионное уравнение гидролиза:

Продукты гидролиза — кис­лая соль NaHCO₃ и гидроксид натрия NaOH.

Среда водного раство­ра карбоната натрия — ще­лочная (рН > 7), потому что в растворе увеличивается концентрация ионов ОН — . Кислая соль NaHCO₃ тоже может подвергаться гидро­лизу, который протекает в очень незначительной степени, и им можно пренебречь.

Подведем итог тому, что вы узнали о гидролизе по аниону:

1) по аниону соли, как правило, гидролизуются обратимо;

2) химическое равновесие в таких реакциях силь­но смещено влево;

3) реакция среды в растворах подобных солей ще­лочная (рН > 7);

4) при гидролизе солей, образованных слабыми многоосновными кислотами, получаются кис­лые соли.

2. Соли, образованные сильной кислотой и сла­бым основанием.

Рассмотрим гидролиз хлорида аммония NH₄Cl.

В водном растворе соли происходят два про­цесса:

1) незначительная обратимая диссоциация моле­кул воды (очень слабого амфотерного электро­лита), которую упрощенно можно записать с помощью уравнения:

2) полная диссоциация соли (сильного электро­лита):

Образующиеся при этом ионы OH — и NH₄ взаимодействуют между собой с получением NH₃ • H₂O (слабый электролит), тогда как ионы Н + остаются в растворе, обусловливая тем самым его кислотную среду.

Полное ионное уравнение гидролиза:

Процесс обратим, химическое равновесие сме­щено в сторону образования исходных веществ, т. к. вода Н₂О — значительно более слабый элек­тролит, чем гидрат аммиака NH₃ • H₂O.

Сокращенное ионное уравнение гидролиза:

Уравнение показывает, что:

1) в растворе есть свободные ионы водорода Н + , и их концентрация больше, чем в чистой воде, поэтому раствор соли имеет кислотную среду (pH + ; в таком случае говорят, что идет гидролиз по катиону.

В реакции с водой могут участвовать и много­зарядные катионы: двухзарядные М 2+ (например, Ni 2 +, Cu 2 +, Zn 2+ …), кроме катионов щелочноземель­ных металлов, трехзарядные М 3 + (например, Fe 3 +, Al 3 +, Cr 3+ …).

Рассмотрим гидролиз нитрата никеля Ni(NO₃)₂, гидролиз соли по катиону:

Происходит гидролиз соли по катиону Ni 2+ .

Полное ионное уравнение гидролиза:

Сокращенное ионное уравнение:

Продукты гидролиза — основная соль NiOHNO₃ и азотная кислота HNO₃.

Среда водного раствора нитрата никеля кислот­ная (рН + .

Гидролиз соли NiOHNO₃ протекает в значитель­но меньшей степени, и им можно пренебречь. Таким образом:

1) по катиону соли, как правило, гидролизуются обратимо;

2) химическое равновесие реакций сильно смеще­но влево;

3) реакция среды в растворах таких солей кислот­ная (рН — из молекул воды, образуя слабое основание; ани­он слабой кислоты связывает ионы Н + из молекул воды, образуя слабую кислоту. Ре­акция растворов этих солей может быть нейтральной, сла­бокислотной или слабощелоч­ной. Это зависит от констант диссоциации двух слабых электролитов — кислоты и основания, которые об­разуются в результате гидролиза.

Например, рассмотрим гидролиз двух солей: ацетата аммония NH₄CH₃COO и формиата аммония NH₄HCCO:

В водных растворах этих солей катионы сла­бого основания NH + взаимодействуют с гидрок­сид-ионами ОН — (напомним, что вода диссоци­ирует H₂O = H + + OH — ), а анионы слабых кислот CH₃COO — и HCOO — взаимодействуют с катионами Н + с образованием молекул слабых кислот — ук­сусной CH₃COOH и муравьиной HCOOH.

Запишем ионные уравнения гидролиза:

В этих случаях гидролиз тоже обратимый, но равновесие смещено в сторону образования про­дуктов гидролиза — двух слабых электролитов.

В первом случае среда раствора нейтральная (рН = 7), т. к. K_д(CH₃COOH) = K_д(NH₃ • H₂O) = 1,8 • 10 -5 . Во втором случае среда раствора будет сла­бокислотной (pH -4 и K_д(NH₃ • H₂O) + связываются обра­зующимися при гидролизе по аниону ионами ОН — . Это усиливает гидролиз и приводит к образова­нию нерастворимого гидроксида алюминия и газо­образного сероводорода:

Поэтому сульфид алюминия Al₂S₃ нельзя полу­чить реакцией обмена между водными растворами двух солей, например, хлорида алюминия AlCl₃ и сульфида натрия Na₂S.

В результате гидролиза и по катиону, и по аниону:

1) если соли гидролизуются и по катиону, и по аниону обратимо, то химическое равновесие в реакциях гидролиза смещено вправо; реак­ция среды при этом или нейтральная, или сла­бокислотная, или слабощелочная, что зависит от соотношения констант диссоциации образу­ющихся основания и кислоты;

2) соли могут гидролизоваться и по катиону, и по аниону необратимо, если хотя бы один из про­дуктов гидролиза уходит из сферы реакции.

4. Соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой, не подвергаются гидролизу.

Рассмотрим «поведение» в растворе хлорида калия KCl.

Соль в водном растворе диссоциирует на ионы (KCl = K + + Cl — ), но при взаимодействии с водой сла­бый электролит образоваться не может. Среда рас­твора нейтральная (рН = 7), т. к. концентрации ио­нов Н + и ОН — в растворе равны, как в чистой воде.

Другими примерами подобных солей могут быть галогениды, нитраты, перхлораты, сульфаты, хроматы и дихроматы щелочных металлов, гало­гениды (кроме фторидов), нитраты и перхлораты щелочноземельных металлов.

Следует также отметить, что реакция обратимого гидролиза полностью подчиняется принципу Ле Шателье. Поэтому гидролиз соли можно усилить (и да­же сделать необратимым) следующими способами:

1) добавить воды (уменьшить концентрацию);

2) нагреть раствор, при этом усиливается эндотер­мическая диссоциация воды:

, а значит, увеличивается количество Н + и ОН — , которые необходимы для осуществления гидро­лиза соли;

3) связать один из продуктов гидролиза в труд­норастворимое соединение или удалить один из продуктов в газовую фазу; например, ги­дролиз цианида аммония NH₄CN будет зна­чительно усиливаться за счет разложения ги­драта аммиака с образованием аммиака NH₃ и воды Н₂О:

Гидролиз можно подавить (значительно умень­шить количество подвергающейся гидролизу со­ли), действуя следующим образом:

1) увеличить концентрацию растворенного веще­ства;

2) охладить раствор (для ослабления гидролиза растворы солей следует хранить концентриро­ванными и при низких температурах);

3) ввести в раствор один из продуктов гидролиза; например, подкислять раствор, если его среда в результате гидролиза кислотная, или подще­лачивать, если щелочная.

Значение гидролиза

Гидролиз солей имеет и практическое, и био­логическое значение.

Еще в древности в качестве моющего средства использовали золу. В золе содержится карбонат калия K₂CO₃, который в воде гидролизуется по аниону, во­дный раствор приобретает мылкость за счет образу­ющихся при гидролизе ионов ОН — .

В настоящее время в бы­ту мы используем мыло, сти­ральные порошки и другие моющие средства. Основной компонент мыла — это на­триевые и калиевые соли высших жирных кар­боновых кислот: стеараты, пальмитаты, которые гидролизуются.

Гидролиз стеарата натрия C₁₇H₃₅COONa выра­жается следующим ионным уравнением:

т. е. раствор имеет слабощелочную среду.

Соли, создающие необходимую щелочную среду раствора, содержатся в фотографическом прояви­теле. Это карбонат натрия Na₂CO₃, карбонат калия K₂CO₃, бура Na₂B₄O₇ и другие соли, гидролизующи­еся по аниону.

Если кислотность почвы недостаточна, у рас­тений появляется болезнь — хлороз. Ее призна­ки — пожелтение или побеление листьев, отстава­ние в росте и развитии. Если рН > 7,5, то в нее почвы вносят удобрение сульфат аммония (NH₄)₂SO₄, которое способствует повышению кислотности благодаря гидролизу по катиону, проходящему в почве:

Неоценима биологическая роль гидролиза не­которых солей, входящих в состав нашего орга­низма.

Например, в состав крови входят соли гидро­карбонат и гидрофосфат натрия. Их роль заклю­чается в поддержании определенной реакции среды.

Это происходит за счет смещения равновесия процессов гидролиза:

Если в крови избыток ионов Н + , они связыва­ются с гидроксид-ионами ОН — , и равновесие сме­щается вправо. При избытке гидроксид-ионов ОН — равновесие смещается влево. Благодаря этому кислотность крови здорового человека колеблется незначительно.

Или например: в составе слюны человека есть ионы HPO₄ — . Благодаря им в полости рта поддер­живается определенная среда (рН = 7-7,5).

Шпаргалка

Справочный материал для прохождения тестирования: