Материал: Гидролиз солей

Гидролиз солей

Введение

Гидролиз солей - это химическое взаимодействие ионов соли с ионами воды, приводящее к образованию слабого электролита.

Если рассматривать соль как продукт нейтрализации основания кислотой, то можно разделить соли на четыре группы, для каждой из которых гидролиз будет протекать по-своему.

Соль, образованная сильным основанием и сильной кислотой (KBr, NaCl, NaNO₃), гидролизу подвергаться не будет, так как в этом случае слабый электролит не образуется. Реакция среды остается нейтральной.

1. Гидролиз солей

Гидролиз солей - разновидность реакций гидролиза, обусловленного протеканием реакций ионного обмена в растворах (преимущественно, водных) растворимых солей-электролитов. Движущей силой процесса является взаимодействие ионов <https://ru.wikipedia.org/wiki/%D0%98%D0%BE%D0%BD> с водой, приводящее к образованию слабого электролита <https://ru.wikipedia.org/wiki/%D0%AD%D0%BB%D0%B5%D0%BA%D1%82%D1%80%D0%BE%D0%BB%D0%B8%D1%82> в ионном или (реже) молекулярном виде («связывание ионов»).

Различают обратимый и необратимый гидролиз солей:

. Гидролиз соли слабой кислоты и сильного основания (гидролиз по аниону):

(1)

(2)

(раствор имеет слабощелочную среду, реакция протекает обратимо <https://ru.wikipedia.org/wiki/%D0%9E%D0%B1%D1%80%D0%B0%D1%82%D0%B8%D0%BC%D1%8B%D0%B5_%D1%80%D0%B5%D0%B0%D0%BA%D1%86%D0%B8%D0%B8>, гидролиз по второй ступени протекает в ничтожной степени)

. Гидролиз соли сильной кислоты и слабого основания (гидролиз по катиону):

(3)

(4)

(раствор имеет слабокислую среду, реакция протекает обратимо, гидролиз по второй ступени протекает в ничтожной степени)

. Гидролиз соли слабой кислоты и слабого основания:

(5)

(6)

(равновесие смещено в сторону продуктов, гидролиз протекает практически полностью, так как оба продукта реакции уходят из зоны реакции в виде осадка или газа).

. Соль сильной кислоты и сильного основания не подвергается гидролизу, и раствор нейтрален.

.1 Количественные характеристики гидролиза

Количественно гидролиз соли характеризуется степенью гидролиза h и константой гидролиза К.

Степень гидролиза. Показателем глубины протекания гидролиза является степень гидролиза. Доля вещества, подвергшегося гидролизу, называется степенью гидролиза:

 (7)

где h - степень гидролиза;

п - количество прогидролизованных частиц;- общее число молекул вещества.

Степень гидролиза зависит от температуры, концентрации соли, константы гидролиза.

Константа гидролиза. Если представить уравнение гидролиза в общем виде:

МА + Н2О «HА + МОН, где МА - соль;

НА - кислота;

МОН - основание,

то константа равновесия этой реакции будет следующая:

 (8)

Концентрация воды в разбавленном растворе и константа равновесия этого процесса - величины постоянные. Произведение двух постоянных величин будет также величиной постоянной: К[Н2О]=Кг - это и будет константа гидролиза. Константа гидролиза для данной реакции равна:

(9)

Физический смысл константы гидролиза заключается в том, что она характеризует способность данной соли подвергаться гидролизу. Чем больше Кг,, тем в большей степени протекает гидролиз.

Кг зависит от природы соли и температуры.

.2 Константа гидролиза

Константа гидролиза - константа равновесия <https://ru.wikipedia.org/wiki/%D0%9A%D0%BE%D0%BD%D1%81%D1%82%D0%B0%D0%BD%D1%82%D0%B0_%D1%80%D0%B0%D0%B2%D0%BD%D0%BE%D0%B2%D0%B5%D1%81%D0%B8%D1%8F> гидролитической реакции. Так константа гидролиза соли равна отношению произведения равновесных концентраций продуктов реакции гидролиза к равновесной концентрации соли с учетом стехиометрических коэффициентов.

В качестве примера ниже приводится вывод уравнения константы гидролиза соли, образованной слабой кислотой и сильным основанием:

(10)

(11)

Уравнение константы равновесия для данной реакции имеет вид:

или  (12)

Так как концентрация молекул воды в растворе постоянна, то произведение двух постоянных  можно заменить одной новой - константой гидролиза:

(13)

Численное значение константы гидролиза получим, используя ионное произведение воды <https://ru.wikipedia.org/wiki/%D0%98%D0%BE%D0%BD%D0%BD%D0%BE%D0%B5_%D0%BF%D1%80%D0%BE%D0%B8%D0%B7%D0%B2%D0%B5%D0%B4%D0%B5%D0%BD%D0%B8%D0%B5_%D0%B2%D0%BE%D0%B4%D1%8B>  и константу диссоциации <https://ru.wikipedia.org/wiki/%D0%9A%D0%BE%D0%BD%D1%81%D1%82%D0%B0%D0%BD%D1%82%D0%B0_%D0%B4%D0%B8%D1%81%D1%81%D0%BE%D1%86%D0%B8%D0%B0%D1%86%D0%B8%D0%B8> азотистой кислоты <https://ru.wikipedia.org/wiki/%D0%90%D0%B7%D0%BE%D1%82%D0%B8%D1%81%D1%82%D0%B0%D1%8F_%D0%BA%D0%B8%D1%81%D0%BB%D0%BE%D1%82%D0%B0> :

(14)

(15)

подставим в уравнение константы гидролиза:

(16)

В общем случае для соли, образованной слабой кислотой и сильным основанием:

(17)

где  - константа диссоциации слабой кислоты, образующейся при гидролизе

Для соли, образованной сильной кислотой и слабым основанием:

(18)

где  - константа диссоциации слабого основания, образующегося при гидролизе

Для соли, образованной слабой кислотой и слабым основанием:

гидролиз соль кислота основание

(19)

2. Подавление и усиление гидролиза солей

Гидролиз соли часто следует усиливать или ослаблять, в зависимости от технологических или аналитических целей. Например, получение многих кислых солей, таких как гидрокарбонат натрия, осуществляется практическим путем гидролиза средних солей, и степень гидролиза при этом следует повышать. Смещение равновесия гидролиза соли можно производить тремя способами:

         повышение температуры раствора соли;

         повышение концентрации раствора соли;

         добавлением к раствору соли кислоты или щелочи, или другой гидролизующейся соли.

Повышение температуры усиливает гидролиз, что видно из выражения КГ, при нагревании КВ возрастает значительно в большей степени, чем Кдисс. Слабых кислот и оснований. Разбавление раствора повышает степень гидролиза во всех случаях, кроме солей, образованных двумя слабыми компонентами.

Разбавление раствора NН4СН3СОО в равной степени изменит все концентрации, т.е. не изменит величину дроби и не повлияет на смещение равновесия. Для усиления гидролиза солей слабых оснований следует добавлять щелочь, связывающую образующиеся ионы водорода. При добавлении щелочи происходит нейтрализация кислоты, т.е. гидролиз усиливается. Связать ионы Н+ можно также, солью сильного основания и слабой кислоты, например, Na2СО3, К3РО4. При этом ионы Н+ связываются в сложные анионы НСО3 - , НРО4 2 - или в молекулы слабых кислот. Для усиления гидролиза солей слабых кислот и сильных оснований следует добавлять кислоту для нейтрализации образующихся при гидролизе ионов ОН - , эти ионы можно также связать в комплексные ионы [Со (ОН)] + , [AI (ОН)2] + или в нейтральные молекулы слабых оснований, действием на растворы гидролизующихся солей солями слабых оснований и сильных кислот. Ослабление гидролиза солей, дающих щелочную среду в растворе, производится добавлением щелочи.

2.1 Факторы, влияющие на степень гидролиза

Степень гидролиза зависит от:

¾      температуры,

¾      концентрации раствора,

¾      природы растворяемого вещества

         Гидролиз эндотермическая реакция, поэтому повышение температуры усиливает гидролиз.

         Повышение концентрации ионов водорода ослабляет гидролиз, в случае гидролиза по катиону. Аналогично, повышение концентрации гидроксид-ионов ослабляет гидролиз, в случае гидролиза по аниону.

         При разбавлении водой равновесие смещается в сторону протекания реакции, т.е. вправо, степень гидролиза возрастает.

         Добавки посторонних веществ могут влиять на положение равновесия в том случае, когда эти вещества реагируют с одним из участников реакции. Так, при добавлении к раствору сульфата меди

раствора гидроксида натрия, содержащиеся в нем гидроксид-ионы будут взаимодействовать с ионами водорода. В результате их концентрация уменьшится, и, по принципу Ле Шателье, равновесие в системе сместится вправо, степень гидролиза возрастет. А если к тому же раствору добавить раствор сульфида натрия, то равновесие сместится не вправо, как можно было бы ожидать (взаимное усиление гидролиза) а наоборот, влево, из-за связывания ионов меди в практически нерастворимый сульфид меди.

         5). Концентрация соли. Рассмотрение этого фактора приводит к парадоксальному выводу: равновесие в системе смещается вправо, в соответствии с принципом Ле Шателье, но степень гидролиза уменьшается.

Пример,(NO₃)₃

Соль гидролизуется по катиону. Усилить гидролиз этой соли можно, если:

         нагреть или разбавить раствор водой;

         добавит раствор щёлочи (NaOH);

         добавить раствор соли, гидролизующейся по аниону Nа₂СО₃;

         Ослабить гидролиз этой соли можно, если:

         растворение вести на холоде;

         готовить как можно более концентрированный раствор Al(NO₃)_3;

         добавить к раствору кислоту, например, HCl

2.2 Гидролиз солей многокислотных оснований и многоосновных кислот проходит ступенчато

Ранее мы рассмотрели гидролиз солей, образованных одноосновными кислотами и однокислотными основаниями. Продуктами гидролиза таких солей являются кислоты и основания.

Если соль образована слабой многоосновной кислотой или слабым многокислотным основанием, то гидролиз данной соли может протекать ступенчато. Число ступеней гидролиза зависит от основной слабой кислоты и кислотности слабого основания.

Рассмотрим гидролиз соли, образованной слабой многоосновной кислотой и сильным основанием. В водном растворе этих солей на первой ступени гидролиза образуется кислая соль вместо кислоты и сильное основание. Ступенчато гидролизуются соли K₂SiO₃, Na₂SO₃, Na₂S, Na₃PO₄ и др., например, гидролиз Na₂CO₃ может быть изображен в виде уравнений.

Первая ступень:

Na₂CO₃ + Н₂О ↔ NaHCO₃ + NaOH;₃^2- + H2O ↔ НCO^-₃ + OH^-.

Продуктами первой ступени гидролиза является кислая соль гидрокарбонат натрия NaHCO₃ и гидроксид натрия NaOH.

Вторая ступень:

₃ + Н₂О ↔ Н₂СО₃ + NaOH;^-₃ + Н₂О ↔ Н₂СО₃ + ОН^-.

Продуктами второй ступени гидролиза карбоната натрия Na₂CO₃ являются гидроксид натрия и слабая угольная кислота Н₂СО₃. Гидролиз по второй ступени протекает в значительно меньшей степени, чем по первой ступени. Среда раствора соли карбоната натрия Na₂CO₃ - щелочная (рН > 7), так как в растворе увеличивается концентрация гидроксид-ионов ОН.

Гидролиз солей трехосновных слабых кислот протекает по трем ступеням. В качестве примера приведем уравнения гидролиза фосфата натрия.

         Первая ступень:

₃РО₄ + Н₂О ↔ Na₂НРО₄ + NaOH;

РО₄^3- + Н₂О ↔ НРО₄^2- + NaOH.

         Вторая ступень:

₂НРО₄ + Н₂О ↔ NaH₂PO₄ + NaOH;

НРО₄^2- + Н₂О ↔ H₂PO^-₄ + ОН^-.

         Третья ступень:

₂PO₄ + Н₂О ↔ Н₃РО₄ + NaOH;

Н₂РО^-₄ + Н₂О ↔ Н₃РО₄ + ОН^-.

Гидролиз по первой ступени происходит в значительно большей степени, чем по второй. По третьей ступени гидролиз фосфата натрия практически не идет.

Рассмотрим гидролиз соли, образованной слабым многокислотным основанием и сильной кислотой. В водных растворах таких солей на первой ступени образуется основная соль вместо основания и сильная кислота. Ступенчатому гидролизу подвергаются соли: MgSO₄, FeCl₃, FeCl₂, ZnCl₂ и др., например, гидролиз хлорида цинка ZnCl₂ протекает по двум ступеням.

         Первая ступень:

₂+ H₂О ↔ ZnOHCl + HC1;²⁺ + Н₂О ↔ (ZnOH)⁺ + Н⁺.

         Вторая ступень:

+ H₂O ↔ Zn(OH) ₂ + HC1;

(ZnOH)⁺ + Н₂О ↔ Zn(OH)₂ + H⁺.

Гидролиз соли идет по катиону, так как соль образована слабым основанием Zn(OH)₂ и сильной кислотой НСl. Катионы цинка Zn²⁺ связывают гидроксид-ионы ОН^- воды. На первой ступени образуется основная соль ZnOHCl и сильная кислота НСl. На второй ступени образуется слабое основание Zn(OH)₂ и тоже сильная хлороводородная кислота. Гидролиз по первой ступени протекает значительно больше, чем по второй. В растворе увеличивается концентрация ионов водорода Н⁺ и реакция среды будет кислая (рН <7).

Заключение

Гидролиз - один из методов деструкции белков, в результате которого происходит разрыв пептидных связей белковой молекулы. Процесс идет с присоединением воды и образованием азотистых соединений. Гидролиз может быть полным или частичным в зависимости от способа расщепления.

Полный гидролиз белка может осуществиться только путем нагревания его при температуре более 100 градусов с разбавлением минеральными кислотами и щелочами. В этом случае получается смесь конечных продуктов гидролиза, включая свободные аминокислоты, полипептиды, аммиак, побочные продукты, образующиеся в результате разрушения аминокислот и их взаимопревращения, а также карамелизованные углеводы и др.

Список использованных источников

1.      Глинка, Н.Л. Общая химия./ Н.Л. Глинка. - Л: Химия, 2000. - с. 249-255. 2. Глинка, Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии./

.        Н.Л. Глинка, - Л.: Химия, 1987. - с. 146-156. 3.

.        Задачи и упражнения по общей химии./ Б.И. Адамсон [и др.]. - М.: Высшая школа, 2004. - с. 255. 17 4.

.        Некрасов, Б.В. Основы общей химии./ Б.В. Некрасов. в 2-х то- мах - СПб.: ЛАНЬ 2003. 5. Фролов, В.В. Химия/ В.В.