Теоретические пояснения. Гидролиз (разложение водой (лат.) - в широком смысле слова – процесс обменного взаимодействия между водой и веществом

Гидролиз (разложение водой (лат.) - в широком смысле слова – процесс обменного взаимодействия между водой и веществом. Гидролиз соединений различных классов проте­кает по-разному. Например, при гидролизе растительного сырья происходит гидролитическое расщепление полисахаридов с образованием моносахаридов:

(С₆Н₁₀О₅)_n + nН₂О = nC₆H ₁₂O₆

В данной работе рассматриваются процессы гидролиза солей.

Гидролиз соли- это химическое взаимодействие ионов соли с молекулами воды, приводящее к образованию слабого электролита. В результате гидролиза происходит смещение равновесия диссоциации воды вследствие образования малодиссоцирующих соединений, малорастворимьгх и летучих веществ. В соответствии с этим гидролизуютея только катионы слабых оснований и анионы слабых кислот, то есть три типа солей:

1) соли, образованные слабыми основаниями и сильными кислотами (гидролиз по катиону) например. NН₄CI, Mg(N0₃)₂, FeС1з;

2) соли, образованные сильными основаниями и слабыми кислотами (гидролиз но аниону), например, СН₃СООNa, Na₂CO₃, NaHCO₃;

3) соли, образованные слабыми основаниями и слабыми кислотами (гидролиз но катиону и аниону), например, CHaCOONН₄, АI₂S₃, (NH₄)₂S.

Соли, образованные сильными основаниями и сильными кислотами (NaCI, KNO₃, NaCIO₄; и др.), гидролизу не подвер­гаются, так как при растворении их в воде. не происходит связывания ни Н⁺, ни ОН^- ионов.

Рассмотрим написание ионно-молекулярных уравнений гидролиза на примере соли FеС1з. Эта соль образована слабым основанием Fе(ОН)з и сильной кислотой HС1, следова­тельно, гидролизу подвергается только катион соли Fe³⁺. В соответствии с ионным уравнением

Fe³⁺ + HOH = [ FeOH]²⁺ + H⁺ (1)

при гидролизе происходит разрыв связи Н—ОН в молекуле воды и образуется слабый электролит [FeOH]²⁺ – (K_FeOH = 1,4- 10^-12), а ионы Н⁺ создают кислотную среду. В молекулярной форме уравнение гидролиза имеет вид:

FeCl₃+HOH = FeOHCl₂ + HCl. (2)

Уравнения 1,2 отражают первую ступень гидролиза со­ли FeCl₃. Гидролиз солей, образованных слабыми многокис­лотными основаниями и сильными кислотами (Cu(N0₃)₂, А1С1з и т. п.), или солей, образованных слабыми многооснов­ными кислотами и сильными основаниями (Na₂S, КзР0₄ и т. п.), протекает ступенчато, но при обычных условиях практически ограничивается первой ступенью. При нагрева­нии и разбавлении раствора гидролиз усиливается, и стано­вятся заметными следующие ступени гидролиза:

2-я ступень:

[FeOH]²⁺ + НОН = [Fe (ОН)₂]⁺ + Н⁺;

FeOHCl₂ +HOH = Fe(OH)₂Cl + HCl; (3)

3-я ступень:

[Fе(ОН)₂]⁺ + НОН = Fе(ОН)₃ + Н⁺;

Fе(ОН)₂С1 + НОН = Fе(ОН)₃ + НС1. (4)

Преимущественное протекание гидролиза по первой сту­пени объясняется тем, что, как будет показано ниже, чем слабее образующийся электролит, тем сильнее гидролизуется соль. Для слабых электролитов, диссоциирующих ступенча­то, всегда справедливо соотношение К₁> К₂> Кз (табл. 1).

Поэтому в данном случае [FeOН]²⁺ -наиболее слабый элек­тролит из образующихся при гидролизе, что и обуславливает преимущественное протекание гидролиза по первой ступени.

Следует подчеркнуть, что ступенчатый гидролиз солей нельзя изображать суммарным уравнением, например, Fe.³⁺+ЗН₂О = Fe(ОH)₃ + 3H⁺, получаемым путем сложения урав­нений отдельных ступеней гидролиза (при сложении сокращается главный продукт гидролиза - ион [FeОН]²⁺).

или в молекулярной форме

Na₂S + HOH = NaHS + NaOH (6)

Если соль образована слабым основанием и слабой кислотой, например, CН₃СООNH₄. то гидролизу подвергаются катион и анион соли:

СН₃СОО^- +NH₄ + НОН = СН₃СООH +NНз • Н₂О. (7)

В подобном случае реакция среды близка к нейтральной и зависит от сравнительной силы кислоты н основания. Если К_кисл > К_осн – реакция раствора слабокислая, если К_осн > К_кис – слабощелочная, если К_осн = К_кисл, то среда нейтральная.

При гидролизе солей, образованных сильными основа­ниями и слабыми кислотами, например, Na₂S, на первой (основной) ступени анионы соли взаимодействуют с молеку­лами воды с образованием щелочной среды:

S^-2 + HOH = HS^- + OH^- (5)

Таблица 1 – Константы электролитической диссоциации (К) некоторых слабых электролитов в водных растворах при 25° С

Название электролита	Формула	К
Азотистая кислота	HNО2	4,6 х 10 - 4
Синильная кислота	HCN	7,9 х 10-10
Сернистая кислота	H2SO3	K1=1,6 х10-2 ; К2 = 6,2 х 10-8
Сероводородная кислота	H2S	K1 =1х 10-7 ; K2 = 4 х 10-14
Угольная кислота	Н2СОз	K1 = 4,5 х10-7 K2 = 4,7-10-11
Уксусная кислота	СНзСООН	1,75 х 10-5
Фосфорная кислота	Н3Р04	К1=7,1х10-3; К2= 6,3х10-8; К3= 5х10-13
Хлорноватистая кислота	HCIO	5х10-8
Гидроксид аммония	NH40H	1,75 х 10-5
Гидроксид алюминия	А1(ОН)з	К3=10-9
Гидроксид железа (III)	Fе(ОН)3	K1 =4х10-9; К2=6х10-11; К3= 4х10-12
Гидроксид магния	Мg(ОН)2 K2	K2 =1,5х10-3
Гидрокси д меди	Сu(ОН)2 K2	K2 = 10-7
Гидроксид кальция	Са(ОН)2	K2 = 2х10-1
Гндроксид цинка	Zn(OH)2	К1 = 10-5; К2 = 5х 10-7