Хидролиза на соли. Какви соли се хидролизират

19.06.2019

Процесът на образуване на слабо дисоциирани съединения с промяна на рН на средата при взаимодействие на вода и сол се нарича хидролиза.

Хидролизата на солта се проявява в случая на свързване на един воден йон с образуването на умерено разтворими или слабо дисоциирани съединения поради промяна в равновесната дисоциация. В по-голямата си част този процес е обратим и се увеличава с разреждане или повишаване на температурата.

хидролиза на сол

За да се установи кои соли се подлагат на хидролиза, е необходимо да се знае кои основи и киселини се използват при образуването му. Има няколко вида взаимодействия.

Производство на сол от база и слаба киселина

Примерите включват алуминиев сулфид и хром, както и ускорен амониев и амониев карбонат. Тези соли, когато са разтворени във вода, образуват основи и слабо дисоцииращи киселини. За проследяване на обратимостта на процеса е необходимо да се изгради уравнението за реакцията на солната хидролиза:

Амониев ацетат + вода onia амоняк + оцетна киселина

В йонната форма процесът изглежда:

CH3COO- + NH4 + H20O CH3COOH + NH4OH.

В горната реакция на хидролиза се образуват амоняк и оцетна киселина, т.е. слабо дисоцииращи вещества.

Водородният индекс на водните разтвори (рН) е пряко зависим от относителната сила, т.е. дисоциационните константи на реакционните продукти. Горната реакция ще бъде леко алкална, тъй като постоянното разлагане на оцетната киселина е по-малко от константата на амониевия хидроксид, т.е. Ако основите и киселините се отстранят от разтвора, процесът продължава до края.

Да разгледаме един пример за необратима хидролиза:

Алуминиев сулфат + вода = алуминиев хидроксид + сероводород

В този случай процесът е необратим, тъй като един от реакционните продукти се отстранява, т.е. той се утаява.

какви соли се хидролизират

Хидролиза на съединения, получени чрез взаимодействие на слаба основа със силна киселина

Този тип хидролиза описва разлагането на алуминиев сулфат, меден хлорид или бромид, както и железен хлорид или амоний. Помислете за реакцията на железен хлорид, който протича в два етапа:

Първи етап:

Железен хлорид + вода hydro желязо хидроксихлорид + солна киселина

Йонното уравнение на хидролизата на соли на ферихлорид има формата:

Fe 2+ + H 2 O + 2Cl - (Fe (OH) + + H + + 2Cl -

Вторият етап на хидролиза:

Fe (OH) + + H 2 O + Cl - (Fe (OH) 2 + H + + Cl -

Поради липсата на йони на хидроксигрупата и натрупването на водородни йони, хидролизата на FeCl2 протича през първия етап. Образува силна солна киселина и слаба основа - железен хидроксид. В случай на такива реакции, средата е кисела.

Нехидролизиращи соли, получени чрез взаимодействие на силни основи и киселини

Пример за такива соли може да бъде калциев хлорид или натрий, калиев сулфат и рубидиев бромид. Горепосочените вещества обаче не се хидролизират, тъй като са неутрални, когато са разтворени във вода. Единственото ниско дисоцииращо вещество в този случай е водата. За да потвърдите това твърдение, можете да направите уравнението на хидролизата соли на натриев хлорид с образуване на солна киселина и натриев хидроксид:

NaCl + Н20О NaOH + НС1

Реакция в йонна форма:

Na + + С1 - + Н20О Na + + HE - + Н + + С1 -

Н2О = Н + + ОН -

реакция на солна хидролиза

Соли като продукт на реакция на силна алкална и киселинна слабост

В този случай, хидролизата на солите протича по аниона, което съответства на алкалното рН на индикатора. Примерите включват ацетат, сулфат и натриев карбонат силикат и калиев сулфат, както и натриева циановодородна киселина. Например, да направим йонно-молекулярните уравнения за хидролизата на соли на сулфид и натриев ацетат:

Дисоциация на натриев сулфид:

Na 2 S N 2Na + + S 2-

Първият етап от хидролизата на многоосновната сол възниква на катиона:

Na2S + H20O NaHS + NaOH

Запис в йонна форма:

S 2- + H 2 O - HS - + OH -

Вторият етап е осъществим в случай на повишаване на реакционната температура:

HS - + H 2 O S H 2 S + OH -

Помислете за друга реакция на хидролиза, като използвате натриев ацетат, например:

Натриев ацетат + вода ic оцетна киселина + сода каустик.

В йонна форма:

СН3СОО - + Н2О = СН3СООН + ОН -

В резултат на реакцията се образува слаба оцетна киселина. И в двата случая реакцията ще има алкална среда.

хидролиза на водни разтвори на соли

Реакционното равновесие съгласно принципа на Льо Шателие

Хидролизата, както и другите химични реакции, е обратима и необратима. В случай на обратими реакции един от реактивите не се консумира всички, докато необратимите процеси продължават с пълното потребление на веществото. Това се дължи на промяна в равновесието на реакциите, която се основава на промени във физическите характеристики, като налягане, температура и масова фракция на реагентите.

Според концепцията на принципа на Ле Шателие, системата ще се счита за равновесна, докато към нея не се променят едно или няколко външни условия на потока от процеси. Например, с намаляване на концентрацията на едно от веществата, равновесието на системата постепенно ще започне да се измества към образуването на същия реагент. Хидролизата на соли също има способността да се подчинява на принципа на Le Chatelier, с който може да отслаби или засили процеса.

Увеличена хидролиза

Хидролизата може да бъде подобрена, за да завърши необратимостта по няколко начина:

  • За да се увеличи скоростта на образуване на OH - и Н + йони. За да направите това, разтворът се загрява и чрез увеличаване на абсорбцията на топлина от водата, т.е. ендотермична дисоциация, този индикатор се увеличава.
  • Добавете вода.
  • Превод на един от продуктите в газообразно състояние или свързване в силно разтворимо вещество.

Потискане на хидролизата

За да се потисне процеса на хидролизиране, както и да се засили, по няколко начина.

Въведете в разтвор едно от веществата, образувани в процеса. Например, за да се алкализира разтвора, ако е pH 7, или обратно, подкисете, когато реакционната среда е по-малка от 7 по отношение на рН.

Взаимно повишаване на хидролизата

Използва се взаимно повишаване на хидролизата, ако системата стане равновесна. Нека разгледаме конкретен пример, когато системите в различните съдове стават равновесни:

Al3 + + H20O AlOH 2+ + H +

СО 3 2- + Н 2 О ↔ НСО 3 - + ОН -

И двете системи са малко хидролизирани, така че ако ги смесите един с друг, ще има свързване на хидроксини и водородни йони. В резултат на това получаваме молекулно уравнение на хидролизата на солта:

Алуминиев хлорид + натриев карбонат + вода = натриев хлорид + алуминиев хидроксид + въглероден диоксид.

уравнения за хидролиза на молекулни соли на йони

Според Le Chatelier, равновесието на системата ще се измести към страната на реакционните продукти и хидролизата ще стигне до края с образуването на алуминиев хидроксид, утаен. Такова подобрение на процеса е възможно само ако една от реакциите протича по протежение на аниона, а другата по протежение на катиона.

Анионна хидролиза

Хидролизата на водни разтвори на соли се извършва чрез комбиниране на техните йони с водни молекули. Един от методите на хидролизиране се извършва чрез анион, т.е. добавяне на воден йон Н + .

Повечето от тази сол е подложена на хидролиза, която се образува чрез взаимодействието на силен хидроксид и слаба киселина. Примери за соли, разпадащи се в аниона, могат да бъдат натриев сулфат или натриев сулфит, както и калиев карбонат или фосфат. Показател за водород с повече от седем. Като пример, разгледайте дисоциацията на натриев ацетат:

В разтвор, това съединение се разделя на катион - Na + , а анионът - СН3СОО - .

Катионът на дисоцииран натриев ацетат, образуван от силна основа, не може да реагира с вода.

В същото време, анионите на киселината лесно реагират с молекулите на Н2О:

CH 3 COO - + HON = CH 3 COOH + HE -

Следователно, хидролизацията се извършва върху аниона и уравнението приема формата:

CH3COONa + HON = CH3COOH + NaOH

В случай, че многоосновните киселини се подложат на хидролиза, процесът протича в няколко етапа. При нормални условия тези вещества се хидролизират в първия етап.

Катионна хидролиза

Солите, образувани от взаимодействието на силна киселина и основа с ниска якост, са главно податливи на катионна хидролиза. Пример за това са амониев бромид, меден нитрат и цинков хлорид. В същото време средата в разтвора по време на хидролиза отговаря на по-малко от седем. Помислете за процеса на катионна хидролиза като използвате алуминиев хлорид като пример

Във воден разтвор той се разпада на анион - 3Cl - и катион - Al 3+ .

Ионите на силна солна киселина не взаимодействат с водата.

Ионите (катионите) на основата, напротив, са обект на хидролиза:

Al3 + + HON = AlOH 2+ + H +

В молекулярна форма хидролизацията на алуминиев хлорид е както следва:

А1С13 + Н20 = AlOHCl + НС1

При нормални условия, за предпочитане е да се пренебрегне хидролизата във втория и третия етап.

Степен на дисоциация

Всяка реакция на солна хидролиза се характеризира със степента на дисоциация, която показва връзката между общия брой молекули и молекули, които могат да преминат в йонното състояние. Степента на дисоциация се характеризира с няколко показателя:

  • Температурата, при която се извършва хидролизата.
  • Концентрацията на разтварящия се разтвор.
  • Произходът на разтворената сол.
  • Естеството на самия разтворител.

Според степента на дисоциация всички разтвори се разделят на силни и слаби електролити, които на свой ред, когато се разтварят в различни разтворители, проявяват различни степени.

  • Вещества със степен на дисоциация над 30% са силни електролити. Например, сода каустик, каустик калиев хидроксид барий и калций, както и сярна, солна и азотна киселина.
  • Електролитите, чиято степен е по-малка от 2%, се наричат ​​слаби. Те включват органични киселини, амониев хидроксид, сероводород и карбонова киселина, както и редица бази на p-, d-, f-елементите на периодичната система. молекулно уравнение за хидролиза на сол

Константа на дисоциация

Количествен показател за способността на веществото да се разпадне на йони е константата на дисоциация, наричана също константа на равновесие. С прости думи, равновесната константа е съотношението на електролитите, разложени на йони, до недисоциирани молекули.

За разлика от степента на дисоциация, този параметър не зависи от външните условия и концентрацията на солевия разтвор в процеса на хидролиза. При дисоциацията на многоосновни киселини степента на дисоциация при всяка стъпка става по-малка.

Индикаторът на киселинно-алкалните свойства на разтворите

Водородният индекс или рН е мярка за определяне на киселинно-алкалните свойства на разтвора. Водата в ограничено количество се разпада на йони и е слаб електролит. При изчисляване на рН използвайте формулата, която е отрицателният десетичен логаритъм на натрупване на водородни йони в разтвори:

рН = -lg [H + ]

  • За алкални среди този показател ще бъде повече от седем. Например, [Н + ] = 10 -8 mol / 1, след това рН = -lg [10 -8 ] = 8, т.е. рН 7.
  • За киселинни условия, напротив, рН трябва да бъде по-малко от седем. Например, [Н + ] = 10 -4 mol / l, след това рН = -lg [ 10-4 ] = 4, т.е. рН 7.
  • За неутрална среда, рН = 7.

Много често, за да се определи рН-разтвори с помощта на бърз метод за показатели, които, в зависимост от рН, променят цвета си. За по-точна дефиниция се използват йономери и рН метри.

Количествени характеристики на хидролизата

Хидролизата на солите, както всеки друг химичен процес, има редица характеристики, в съответствие с които протича процесът. Най-значимите количествени характеристики включват постоянна и степен на хидролиза. Нека се спрем на всеки един от тях.

уравнение за йонна хидролиза на сол

Степен на хидролиза

За да се установи кои соли се хидролизират и в какво количество се използва количествен индикатор - степента на хидролиза, която характеризира пълнотата на процеса на хидролиза. Степента на хидролиза се нарича частта от веществото от общия брой молекули, способни на хидролиза, се записва в проценти:

h = n / N% 100%,

където степента на хидролиза е h;

броят на солевите частици, подложени на хидролиза, е n;

общото количество молекули на сол, включени в реакцията, е N.

Фактори, влияещи върху степента на хидролиза, включват:

  • постоянна хидролиза;
  • температура, с нарастване на която се увеличава степента, поради увеличеното взаимодействие на йони;
  • концентрация на сол в разтвор.

Константа на хидролиза

Това е втората най-важна количествена характеристика. В общата форма на уравнението на солната хидролиза може да се напише:

MA + NON + MON + ON

От това следва, че константата на равновесие и концентрацията на вода в един и същ разтвор са постоянни стойности. Съответно, продуктът на тези два показателя също ще бъде постоянна стойност, което означава, че константата на хидролиза. Като цяло, Kg може да бъде написано като:

Kr = ([HA] ∙ [MON]) / [MA],

където е киселина

PWS - базата.

Във физическия смисъл константата на хидролизата описва способността на дадена сол да претърпи процес на хидролиза. Този параметър зависи от естеството на веществото и неговата концентрация.