Для того, чтобы понять, что такое гидролиз солей, вспомним для начала, как диссоциируют кислоты и щелочи.

Общим между всеми кислотами является то, что при их диссоциации обязательно образуются катионы водорода (Н +), при диссоциации же всех щелочей всегда образуются гидроксид-ионы (ОН −).

В связи с этим, если в растворе, по тем или иным причинам, больше ионов Н + говорят, что раствор имеет кислую реакцию среды, если ОН − — щелочную реакцию среды.

Если с кислотами и щелочами все понятно, то какая же реакция среды будет в растворах солей?

На первый взгляд, она всегда должна быть нейтральной. И правда же, откуда, например, в растворе сульфида натрия взяться избытку катионов водорода или гидроксид-ионов. Сам сульфид натрия при диссоциации не образует ионов ни одного, ни другого типа:

Na 2 S = 2Na + + S 2-

Тем не менее, если бы перед вами оказались, к примеру, водные растворы сульфида натрия, хлорида натрия, нитрата цинка и электронный pH-метр (цифровой прибор для определения кислотности среды) вы бы обнаружили необычное явление. Прибор показал бы вам, что рН раствора сульфида натрия больше 7, т.е. в нем явный избыток гидроксид-ионов. Среда раствора хлорида натрия оказалась бы нейтральной (pH = 7), а раствора Zn(NO 3) 2 кислой.

Единственное, что соответствует нашим ожиданиям – это среда раствора хлорида натрия. Она оказалась нейтральной, как и предполагалось.

Но откуда же взялся избыток гидроксид-ионов в растворе сульфида натрия, и катионов-водорода в растворе нитрата цинка?

Попробуем разобраться. Для этого нам нужно усвоить следующие теоретические моменты.

Любую соль можно представить как продукт взаимодействия кислоты и основания. Кислоты и основания делятся на сильные и слабые. Напомним, что сильными называют те кислоты, и основания, степень диссоциации, которых близка к 100%.

примечание: сернистую (H 2 SO 3) и фосфорную (H 3 PO 4) чаще относят к кислотам средней силы, но при рассмотрении заданий по гидролизу нужно относить их к слабым.

Кислотные остатки слабых кислот, способны обратимо взаимодействовать с молекулами воды, отрывая от них катионы водорода H + . Например, сульфид-ион, являясь кислотным остатком слабой сероводородной кислоты, взаимодействует с ней следующим образом:

S 2- + H 2 O ↔ HS − + OH −

HS − + H 2 O ↔ H 2 S + OH −

Как можно видеть, в результате такого взаимодействия образуется избыток гидроксид-ионов, отвечающий за щелочную реакцию среды. То есть кислотные остатки слабых кислот увеличивают щелочность среды. В случае растворов солей содержащих такие кислотные остатки говорят, что для них наблюдается гидролиз по аниону .

Кислотные остатки сильных кислот, в отличие от слабых, с водой не взаимодействуют. То есть они не оказывают влияния на pH водного раствора. Например, хлорид-ион, являясь кислотным остатком сильной соляной кислоты, с водой не реагирует:

То есть, хлорид-ионы, не влияют на pН раствора.

Из катионов металлов, так же с водой способны взаимодействовать только те, которым соответствуют слабые основания. Например, катион Zn 2+ , которому соответствует слабое основание гидроксид цинка. В водных растворах солей цинка протекают процессы:

Zn 2+ + H 2 O ↔ Zn(OH) + + H +

Zn(OH) + + H 2 O ↔ Zn(OH) + + H +

Как можно видеть из уравнений выше, в результате взаимодействия катионов цинка с водой, в растворе накапливаются катионы водорода, повышающие кислотность среды, то есть понижающие pH. Если в состав соли, входят катионы, которым соответствуют слабые основания, в этом случае говорят что соль гидролизуется по катиону .

Катионы металлов, которым соответствуют сильные основания, с водой не взаимодействуют. Например, катиону Na + соответствует сильное основание – гидроксид натрия. Поэтому ионы натрия с водой не реагируют и никак не влияют на pH раствора.

Таким образом, исходя из вышесказанного соли можно разделить на 4 типа, а именно, образованные:

1) сильным основанием и сильной кислотой,

Такие соли не содержат ни кислотных остатков, ни катионов металлов, взаимодействующих с водой, т.е. способных повлиять на pH водного раствора. Растворы таких солей имеют нейтральную реакцию среды. Про такие соли говорят, что они не подвергаются гидролизу .

Примеры: Ba(NO 3) 2 , KCl, Li 2 SO 4 и т.д.

2) сильным основанием и слабой кислотой

В растворах таких солей, с водой реагируют только кислотные остатки. Среда водных растворов таких солей щелочная, в отношении солей такого типа говорят, что они гидролизуются по аниону

Примеры: NaF, K 2 CO 3 , Li 2 S и т.д.

3) слабым основанием и сильной кислотой

У таких солей с водой реагируют катионы, а кислотные остатки не реагируют – гидролиз соли по катиону , среда кислая.

Примеры: Zn(NO 3) 2 , Fe 2 (SO 4) 3 , CuSO 4 и т.д.

4) слабым основанием и слабой кислотой.

С водой реагируют как катионы, так и анионы кислотных остатков. Гидролиз солей такого рода идет и по катиону, и по аниону . Нередко такие соли подвергаются необратимому гидролизу .

Что же значит то, что они необратимо гидролизуются?

Поскольку в данном случае с водой реагируют и катионы металла (или NH 4 +) и анионы кислотного остатка, в раcтворе одновременно возникают и ионы H + , и ионы OH − , которые образуют крайне малодиссоциирующее вещество – воду (H 2 O).

Это, в свою очередь, приводит к тому, что соли образованные кислотными остатками слабых оснований и слабых кислот не могут быть получены обменными реакциями, а только твердофазным синтезом, либо и вовсе не могут быть получены. Например, при смешении раствора нитрата алюминия с раствором сульфида натрия, вместо ожидаемой реакции:

2Al(NO 3) 3 + 3Na 2 S = Al 2 S 3 + 6NaNO 3 (− так реакция не протекает!)

Наблюдается следующая реакция:

2Al(NO 3) 3 + 3Na 2 S + 6H 2 O= 2Al(OH) 3 ↓+ 3H 2 S + 6NaNO 3

Тем не менее, сульфид алюминия без проблем может быть получен сплавлением порошка алюминия с серой:

2Al + 3S = Al 2 S 3

При внесении сульфида алюминия в воду, он также как и при попытке его получения в водном растворе, подвергается необратимому гидролизу.

Al 2 S 3 + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 ↓ + 3H 2 S

Свойства хлоридов. Соли хлористоводородной кислоты (хлориды), образованные катионами сильных оснований, в водных растворах имеют нейтральную реакцию; соли слабых оснований - кислую.

Хлориды тяжелых металлов при гидролизе образуют осадки гидроокисей, оксихлоридов и хлорокисей. Для подавления гидролиза к растворам указанных солей приливают хлористоводородную кислоту.

Анион хлористоводородной кислоты бесцветен. Окрашенные соли образуются только с окрашенными катионами. Некоторые хлориды образуют окрашенные в различные цвета гидраты, например: - сине-фиолетовый, - розово-фиолетовый, - розовый и др.

При полном гидролизе хлоридов таких элементов, как , Р (например, , которые в отличие от солей называют хлорангидридами), образуются две кислоты: галогеноводородная и кислородсодержащая:

Хлориды высоковалентных элементов, обладающих свойствами окислителей, неустойчивы. Они разлагаются с выделением свободного хлора, например:

Нагревание способствует такому разложению.

Хлориды благородных металлов разлагаются при прокаливании с образованием металла и свободного хлора:

Хлористоводородная кислота и ее соли в кислой среде являются восстановителями и способны окисляться сильными окислителями с выделением элементарного хлора:

Хлориды способны связывать некоторые ионы в комплексы, например:

Этим объясняется растворимость некоторых обычно нерастворимых в воде и азотной кислоте хлоридов в избытке осаждающего их реактива (соляной кислоты или хлоридов) и в царской водке.

Большинство хлоридов растворимо в воде. Малорастворимыми являются хлориды серебра, закисной ртути, свинца и меди (I).

Реакция окисления хлористоводородной кислоты и хлоридов до элементарного хлора. Поместите в пробирку 5 капель раствора, содержащего , добавьте 5 капель концентрированного раствора капель концентрированной и нагрейте (под ). При этом наблюдается частичное или полное обесцвечивание раствора и выделение газообразного хлора, который обнаруживают с помощью иодокрахмальной бумаги (синее окрашивание), анилина (красно-фиолетовое окрашивание), смеси фенола с анилином (синее окрашивание), смеси флюоресцеина с (розовое окрашивание) и т. д. Хлор обладает характерным запахом.

Реакция протекает согласно уравнению:

Для обнаружения выделяющегося поднесите к отверстию пробирки влажную иодокрахмальную бумагу. В присутствии хлора появляется синее окрашивание вследствие выделения элементарного иода:

Окисляющее действие на оказывают манганиты, манганаты, перманганаты, двуокиси марганца и свинца, хромовый ангидрид, хлорноватистая, хлорноватая, азотная кислоты и т. п.

Условия проведения реакций. 1. Все реакции окисления протекают в сильнокислой среде. Если окисляется сама хлористоводородная кислота, то берут ее избыток. Если окислению подвергаются хлориды, то для подкисления раствора можно использовать серную кислоту. В нейтральной среде окисление хлоридов не происходит; в щелочной среде свободный хлор не , так как при он легко вступает в реакцию диспропорционирования с образованием смеси хлоридов и гипохлоритов:

2. В качестве окислителя удобно пользоваться перманганатом калия, который обесцвечивается в присутствии , вследствие чего реакция становится более наглядной.

3. Нагревание способствует реакции окисления - восстановления.

4. В концентрированных растворах окисление - восстановление протекает энергичней.

5. Сильные восстановители, легче окисляющиеся, чем , препятствуют окислению хлоридов.

6. Реакцию следует проводить под тягой, так как хлор является отравляющим веществом.

Реакция с бихроматом калия. Поместите в пробирку, предварительно растерев в фарфоровой ступке, твердого и равное количество . Прибавьте не более 5-10 капель концентрированной и осторожно нагрейте.

В присутствии хлоридов образуется летучее соединение хрома - хлористый хромил :

Для улавливания выделяющихся красно-бурых паров хлористого хромила в реакционную пробирку опустите стеклянную палочку с шариком, смоченным раствором едкого натра. Стеклянную палочку в пробирке нужно держать высоко над жидкостью, а не опускать ее в раствор.

Выделяющиеся пары хлористого хромила поглощаются раствором едкого натра. После окончания реакции выньте палочку из пробирки, поместите ее в чистую пробирку и ополосните дистиллированной водой, полученный раствор подкислите серной или уксусной кислотой и откройте в нем (см. гл. VI, § 6). Обнаружение является косвенным доказательством наличия .

Хлористый хромил легко подвергается гидролизу. При поглощении его раствором щелочи гидролиз хлористого хромила протекает согласно уравнению:

Условия проведения реакции. 1. Разбавленные растворы анализируемого вещества следует предварительно сконцентрировать осторожным выпариванием на водяной бане. При сильном нагревании легко возгоняющиеся хлориды могут улетучиться.

2. Кислые растворы предварительно нейтрализуют, чтобы избежать потерь при выпаривании. Сама хлористоводородная: кислота при нагревании с окисляется до .

3. При увеличении соотношения бихромата по сравнению с хлоридом наступает реакция образования свободного хлора:

Выделение хлора приводит к уменьшению чувствительности реакции.

4. Бромиды и иодиды не мешают проведению реакции, выделяя при аналогичных условиях свободный бром и иод, которые улетучиваются вместе с , но тотчас обесцвечиваются в щелочном растворе.

5. Малорастворимые хлориды серебра, ртути и свинца, а также хлориды олова и сурьмы не дают отчетливую реакцию образования хлористого хромила при взаимодействии с .

6. Проведению реакции мешают фториды, образующие , а также большие количества восстановителей и окислителей.

Реакция с нитратом серебра. К нескольким каплям испытуемого раствора добавьте по нескольку капель азотной кислоты и раствора . Выпадает белый осадок , который растворяется в растворах аммиака, с образованием комплексных ионов.

Чтобы отличить хлорид серебра от бромида серебра (частично также растворимого в растворе аммиака ), для растворения осадка применяют различные буферные смеси, содержащие аммиак. В этих смесях не растворяются, но растворяется . Одной из таких смесей является раствор, содержащий 0,25 М .

Если полученный раствор подкислить разбавленной , то аммиачные комплексные ионы разрушаются вследствие образования более прочных -ионов и вновь выпадает осадок .

Хлорид серебра реатирует с гексацианоферратом (II) калия:

а) При обработке тщательно отмытого от избытка гексацианоферрата (II) калия полученного белого осадка каплей концентрированной он превращается в оранжевый осадок :

б) При обработке тщательно отмытого от избьтка гексацианоферрата (II) калия полученного белого осадка каплей раствора образуется берлинская лазурь и осадок окрашивается в синий цвет.

Пособие-репетитор по химии

ЗАНЯТИЕ 7
10-й класс (первый год обучения)

Продолжение. Начало см. в № 22,/2005; 1, 2, 3, 5, 6/2006

Гидролиз солей

План

1. Определение и сущность гидролиза.

2. Гидролиз солей различных типов.

3. Обратимый и необратимый гидролиз.

Слово «гидролиз» (от греч. – вода и – разложение) переводится как разложение водой.

Гидролизом соли называют взаимодействие ионов соли с водой, приводящее к образованию слабого электролита . Сущность процесса гидролиза сводится к химическому взаимодействию катионов или анионов соли с гидроксид-ионами или ионами водорода из молекул воды. В результате этого взаимодействия образуется слабый электролит. Химическое равновесие процесса диссоциации воды смещается вправо, в сторону образования ионов. Поэтому в водном растворе соли появляется избыток свободных ионов Н + или ОН – , что и определяет среду раствора соли. При разбавлении раствора или при повышении температуры степень гидролиза увеличивается .

Любую соль можно представить как продукт реакции нейтрализации. В зависимости от силы исходных кислоты и основания различают 4 типа солей. Гидролиз солей разных типов протекает по-разному и дает различную среду раствора.

Соль, образованная сильным основанием и слабой кислотой, подвергается гидролизу по анионному типу , среда раствора – щелочная (рН > 7), например:

СН 3 СООNa + HOH СН 3 СООH + NaOH,

СН 3 СОО – + HOH СН 3 СООH + OH – .

В том случае, когда соль образована слабой многоосновной кислотой и сильным основанием, гидролиз по аниону протекает ступенчато и число ступеней гидролиза зависит от основности слабой кислоты. На первых ступенях гидролиза образуется кислая соль (вместо кислоты) и сильное основание, например:

1-я ступень:

Na 2 SO 3 + HOH NaHSO 3 + NaOH,

SO 3 2– + HOH HSO 3 – + OH – ;

2-я ступень:

NaHSO 3 + HOH H 2 SO 3 + NaOH,

HSO 3 – + HOH H 2 SO 3 + OH – .

суммарно:

Na 2 SO 3 + 2HOH H 2 SO 3 + 2NaOH,

SO 3 2– + 2HOH H 2 SO 3 + 2OH – .

Соль, образованная слабым основанием и сильной кислотой, подвергается гидролизу по катионному типу , среда раствора – кислая (рН < 7), например:

NH 4 Br + HOH NH 4 OH + HBr,

NH 4 + + HOH NH 4 OH + H + .

Если соль образована слабым многокислотным основанием и сильной кислотой, катионный гидролиз протекает cтупенчато в зависимости от кислотности слабого основания. Вместо основания на первых ступенях такого гидролиза образуется основная соль, например:

1-я ступень:

ZnCl 2 + HOH Zn(OH)Cl + HCl,

Zn 2+ + HOH Zn(OH) + + H + ;

2-я ступень:

Zn(OH)Cl + HOH Zn(OH) 2 + HCl,

Zn(OH) + + HOH Zn(OH) 2 + H + .

суммарно:

ZnCl 2 + 2HOH Zn(OH) 2 + 2HCl.

Соль, образованная слабым основанием и слабой кислотой, гидролизуется одновременно и по катиону, и по аниону. Реакция растворов этих солей может быть нейтральной, слабокислой или слабощелочной, в зависимости от степени диссоциации продуктов гидролиза, например:

(NH 4) 2 CO 3 + 2HOH 2NH 4 OH + H 2 СО 3 ,

2NH 4 + + СО 3 2– + 2НОН 2NH 4 OH + H 2 CO 3 .

Соль, образованная сильным основанием и сильной кислотой, гидролизу не подвергается , т.к. в процессе реакции не образуется слабый электролит; среда раствора при этом нейтральная, например:

NaCl + HOH нет реакции.

Для большинства солей гидролиз является обратимым процессом, однако некоторые соли полностью разлагаются водой, т. е. для них гидролиз – необратимый процесс. Необратимому гидролизу подвергаются соли, образованные слабым нерастворимым или летучим основанием и слабой нерастворимой или летучей кислотой. Такие соли не могут существовать в водных растворах (Аl 2 S 3 , Fe 2 (СО 3) 3 и т.п.), например:

Al 2 S 3 + 6HOH = 2Al(OH) 3 + 3H 2 S.

Из-за необратимого гидролиза в реакциях обмена между водными растворами двух солей не всегда образуются новые соли. В таких случаях необходимо учитывать реакции гидролиза исходных солей. Например, при взаимодействии водных растворов сульфида калия и хлорида алюминия сначала протекают обменные реакции исходных реагентов с водой, а потом – продуктов реакции между собой. Процесс описывается суммарным уравнением реакции:

3К 2 S + 2AlCl 3 + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 + 3H 2 S + 6KCl.

Тест по теме «Гидролиз солей»

1. Водный раствор вещества А имеет нейтральную среду, а водный раствор вещества В – кислую среду. Растворы веществ А и В взаимодействуют между собой. Укажите эти вещества:

а) А – хлорид натрия, В – нитрат серебра;

б) А – нитрат бария, В – фосфорная кислота;

в) А – хлорид меди(II), В – уксусная кислота;

г) А – фторид натрия, В – хлорид бария.

2. Сумма коэффициентов в уравнении реакции между водными растворами нитрата хрома(III) и сульфида натрия равна:

а) 19; б) 12; в) 6; г) 22.

3. Газ выделяется при смешивании растворов хлорида хрома(III) и:

а) гидросульфида аммония;

б) гидроортофосфата калия;

в) гидросульфата натрия;

г) силиката натрия.

4. В четырех пробирках находятся водные растворы перечисленных ниже солей. Раствор какой соли можно отличить от других с помощью лакмуса?

а) бромид алюминия; б) сульфат цинка;

в) нитрат свинца; г) силикат калия.

5. Гидролиз протекает при растворении в воде:

а) бромида кальция; б) фосфата кальция;

в) нитрита кальция; г) ацетата кальция.

6. Гидролизу по аниону подвергается соль:

а) хлорид бария; б) нитрит калия;

в) хлорид аммония; г) фосфат натрия.

7. Цинк будет растворяться при погружении его в раствор:

а) хлорида натрия; б) хлорида бария;

в) хлорида алюминия; г) хлорида калия.

8. Пара веществ, в растворе которых фиолетовый лакмус изменяет окраску на красную и синюю, соответственно:

а) карбонат натрия и сульфит калия;

б) сульфат цинка и бромид алюминия;

в) хлорид никеля(II) и нитрит бария;

г) нитрат натрия и хлорид кальция.

9. Гидролиз невозможен для следующей группы соединений:

а) оксиды; б) нитриды;

в) фосфиды; г) гидриды.

10. Подавить гидролиз сульфата магния можно:

а) разбавлением раствора;

б) нагреванием раствора;

в) добавлением раствора серной кислоты;

г) добавлением раствора гидроксида натрия.

Ключ к тесту

1	2	3	4	5	6	7	8	9	10
а, б	г	а	г	в, г	б, г	в	в	а	в

Задачи и упражнения по теме «Гидролиз солей»

Упражнения

1. Даны соли: хлорид калия, хлорид кобальта, карбонат натрия, сульфат цезия, сульфат железа(III), нитрат рубидия, ацетат натрия, нитрат магния, гидроксонитрат никеля, йодид бария. Заполните для них таблицу «Гидролиз солей».

Таблица

Гидролиз солей

Гидролизуются соли (формулы солей)	Растворы с рН < 7	Уравнения гидролиза (молекулярные и ионные) солей с рН < 7
CoCl 2 , .........................	CoCl 2 , .......................	CoCl 2 + H 2 O CoOHCl + HCl,
..	..................................	Co 2+ + 2Cl – + H 2 O
	..................................	CoOH + + H + + 2Cl – ,
....................................	..................................	................................................

Решение

Уравнения гидролиза солей с рН < 7:

Fe 2 (SO 4) 3 + 2H 2 O 2Fe(OH) S O 4 + H 2 SO 4 ,

Fe 3+ + H 2 O Fe(OH) 2+ + H + ;

2Fe(OH)SO 4 + 2H 2 O 2 SO 4 + H 2 SO 4 ,

Fe(OH) 2+ + H 2 O Fe(OH) 2 + + H + ;

2 SO 4 + 2Н 2 О 2Fe(OH) 3 + H 2 SO 4 ,

Fe(OH) 2 + + Н 2 О Fe(OH) 3 + H + .

Ni(OH)NO 3 + H 2 O Ni(OH) 2 + HNO 3 ,

NiOH + + H 2 O Ni(OH) 2 + H + .

2. Составьте молекулярные уравнения гидролиза солей на основании сокращенных ионных уравнений:

а) Cr 3+ + H 2 O = CrOH 2+ + H + ;

б) Fe 2+ + H 2 O = FeOH + + H + ; + 3CO 2 + 3Na 2 SO 4 ;

г) Al 2 (SO 4) 3 + 3(NH 4) 2 S + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 + 3H 2 S + 3(NH 4) 2 SO 4 ;

д) 2FeCl 3 + 3(NH 4) 2 CO 3 + 3H 2 O = 2Fe(OH) 3 + 3CO 2 + 6NH 4 Cl.

4. При добавлении к водному раствору вещества А раздельно аммиака, сульфида натрия и нитрата серебра образуются белые осадки, причем два из них – одинакового состава. Определите вещество А.

Ответ . Вещество А – AlCl 3 .

5. При добавлении к водному раствору вещества А раздельно сульфида калия, аммиака и хлорида бария образуются осадки. В первом и втором случае – серо-зеленого цвета одного состава, в третьем случае – белый кристаллический. Определите вещество А.

Ответ . Вещество А – Cr 2 (SO 4) 3 .

Задачи

1. К 50 г раствора карбоната натрия с массовой долей растворенного вещества 10,6% прилили избыточное количество раствора сульфата алюминия. Какой газ выделяется при этом? Каков объем (н.у.) этого газа?

Ответ. СO 2 , 1,12 л.

2. Вычислите относительную плотность по воздуху и по гелию газа, выделяющегося при гидролизе нитрида магния.

Ответ. 0,586; 4,25.

3. Вычислите относительную плотность по воздуху и по неону газа, выделяющегося при гидролизе фосфида кальция.

Ответ. 1,17; 1,7.

4. Гидроксид алюминия массой 11,7 г обработали раствором серной кислоты объемом 45 мл с молярной концентрацией 5 моль/л. Какая реакция среды будет у полученного раствора?

Решение

2Al(OH) 3 + 3H 2 SO 4 = Al 2 (SO 4) 3 + 6H 2 O.

M = 78 г/моль

(Al(OH) 3) = m /M = 11,7/78 = 0,15 моль,

(H 2 SO 4) = с V = 5 0,045 = 0,225 моль.

Мольные соотношения реагентов отвечают стехиометрическим коэффициентам: 0,15/2 = 0,225/3.

Однако среда раствора не нейтральная, а кислая, т.к. протекает гидролиз соли Al 2 (SO 4) 3:

Al 2 (SO 4) 3 + 6НОН 2Al(OН) 3 + 3H 2 SO 4 .

Ответ. Среда кислая.