Химия · Растворы и электролиты · 9 класс

Гидролиз солей и среда

Почему раствор соды щелочной, хлорид аммония кислый, а поваренная соль нейтральна?

Ситуация

Мама растворила стиральную соду в горячей воде и вымыла посуду — кожа рук стала скользкой, как от мыла. А мастер перед пайкой очищает металл раствором нашатыря (хлорида аммония), раствор которого кислый. Раствор же поваренной соли ни щелочной, ни кислый. Все три вещества — соли: в них нет ни кислоты, ни щёлочи. Тогда почему их растворы дают разную среду и почему горячая сода моет лучше?

Тема

Гидролиз солей и среда раствора. Стиральная сода «намыливает» руки, хлорид аммония кислый, поваренная соль нейтральна — pH раствора соли

Ключевые понятия

Гидролиз по катиону и по аниону
pH раствора соли
Степень гидролиза

Формулы

CO_{3}^{2 -} + H_{2} O \overset{}{⇌} HCO_{3}^{-} + OH^{-}

Гидролиз по аниону: анион слабой кислоты отнимает у воды H⁺ — OH⁻ становится больше, среда щелочная.

NH_{4}^{+} + H_{2} O \overset{}{⇌} NH_{3} \cdot H_{2} O + H^{+}

Гидролиз по катиону: катион слабого основания отдаёт H⁺ воде — среда кислая.

K_{g} = \frac{K_{w}}{K_{a}}, h \approx \sqrt{\frac{K_{g}}{c}}

Константа и степень гидролиза (для аниона; для катиона $K_{g} = K_{w} / K_{b}$ ). При разбавлении и нагревании h растёт.

pH = 7 + \frac{1}{2} p K_{a} + \frac{1}{2} \lg c

pH раствора соли слабой кислоты и сильного основания (25 °C, приближённая формула).

2 Al^{3 +} + 3 CO_{3}^{2 -} + 3 H_{2} O \overset{}{\to} 2 Al (OH)_{3} ↓ + 3 CO_{2} ↑

Полный (совместный) гидролиз: при добавлении соды к соли алюминия образуются осадок Al(OH)₃ и газ CO₂.

Теория

Что такое гидролиз и когда он идёт

В самой воде очень мало ионов H⁺ и OH⁻: $H_{2} O \overset{}{⇌} H^{+} + OH^{-}$ , при 25 °C $[H^{+}] [O H^{-}] = K_{w} = 10^{- 14}$ . Когда соль растворяется, её ионы иногда образуют с ионами воды слабый электролит — равновесие нарушается и в растворе остаётся избыток H⁺ или OH⁻. Такая реакция обмена ионов соли с водой — гидролиз. В зависимости от того, каким основанием и какой кислотой образована соль, есть 4 случая: сильное основание + сильная кислота (NaCl, KNO₃, K₂SO₄) — не гидролизуется, pH ≈ 7; сильное основание + слабая кислота (Na₂CO₃, CH₃COONa, K₂SiO₃) — по аниону, среда щелочная; слабое основание + сильная кислота (NH₄Cl, AlCl₃, ZnCl₂, CuSO₄) — по катиону, среда кислая; слабое основание + слабая кислота (CH₃COONH₄, (NH₄)₂CO₃) — по катиону и аниону, среда зависит от $K_{a}$ и $K_{b}$ (в ацетате аммония почти нейтральная). Гидролиз — процесс, обратный нейтрализации, и обычно идёт в малой степени: большинство ионов соли в растворе остаются без изменений.

Гидролиз по аниону

В растворе соды карбонат-ион отнимает у молекулы воды протон: $CO_{3}^{2 -} + H_{2} O \overset{}{⇌} HCO_{3}^{-} + OH^{-}$ , в молекулярном виде: $Na_{2} CO_{3} + H_{2} O \overset{}{⇌} NaHCO_{3} + NaOH$ . Многозарядные анионы гидролизуются ступенчато, но практически важна только первая ступень: вторая ( $HCO_{3}^{-} + H_{2} O \overset{}{⇌} H_{2} CO_{3} + OH^{-}$ ) слабее первой в миллионы раз. В 0,1 моль/л растворе Na₂CO₃ гидролизовано всего ≈ 4,5 % карбонат-ионов, но образовавшийся OH⁻ ( $\approx 4,5 \cdot 10^{- 3}$ моль/л) поднимает pH до ≈ 11,7 — поэтому сода хорошо удаляет жир и действует на кожу. Так же ведут себя ацетат натрия (pH ≈ 8,9) и фосфат натрия (pH ≈ 12,6). В пищевой соде NaHCO₃ ион HCO₃⁻ и принимает, и отдаёт протон; присоединение протона (гидролиз) сильнее, чем отдача, поэтому среда слабощелочная — pH ≈ 8,3.

Гидролиз по катиону. Соли алюминия (лабораторная работа 11)

Ион аммония отдаёт протон воде: $NH_{4}^{+} + H_{2} O \overset{}{⇌} NH_{3} \cdot H_{2} O + H^{+}$ — в 0,1 моль/л NH₄Cl pH ≈ 5,1. Многозарядные катионы находятся в воде в виде аквакомплексов, и их лиганды-молекулы воды легко отдают протон: $[Al (H_{2} O)_{6}]^{3 +} + H_{2} O \overset{}{⇌} [Al (OH) (H_{2} O)_{5}]^{2 +} + H_{3} O^{+}$ — поэтому в 0,1 моль/л растворе AlCl₃ pH ≈ 3,0: лакмус краснеет, метилоранж красно-розовый, фенолфталеин остаётся бесцветным. Лабораторная работа: капните индикаторы в растворы AlCl₃, Al₂(SO₄)₃ и квасцов и сравните с контролем (дистиллированная вода). Если к соли алюминия добавить соду, два гидролиза усиливают друг друга — H⁺ и OH⁻ соединяются в воду, и равновесия смещаются до конца: $2 Al^{3 +} + 3 CO_{3}^{2 -} + 3 H_{2} O \overset{}{\to} 2 Al (OH)_{3} ↓ + 3 CO_{2} ↑$ — белый студенистый осадок Al(OH)₃ и пузырьки CO₂. Поэтому карбонат алюминия в водном растворе не существует. Осветление воды квасцами тоже основано на гидролизе Al³⁺.

Степень гидролиза и влияющие на неё факторы

Степень гидролиза $h$ — отношение числа гидролизованных ионов к их общему числу. Разбавление усиливает гидролиз: если соду разбавить в 10 раз, h вырастет с ≈ 4,5 % до ≈ 13,6 %, но общая концентрация OH⁻ уменьшится — pH снизится с 11,7 до 11,1. Нагревание тоже усиливает гидролиз: гидролиз — обратный процесс нейтрализации (ΔH ≈ −56 кДж/моль), то есть эндотермический. В горячем растворе соды больше OH⁻ — она лучше моет. Если нагревать раствор хлорида железа(III), жёлтый цвет переходит в красно-бурый: образуются коллоидные частицы $Fe (OH)_{3}$ . Чтобы подавить гидролиз, нужно добавить один из продуктов: к растворам FeCl₃, AlCl₃ добавляют немного кислоты, к раствору соды — щёлочь (принцип Ле Шателье).

Вуз: константа гидролиза

Для равновесия гидролиза аниона $A^{-} + H_{2} O \overset{}{⇌} HA + OH^{-}$ : $K_{g} = \frac{[HA] [O H^{-}]}{[A^{-}]} = \frac{K_{w}}{K_{a}}$ ; для катиона $K_{g} = K_{w} / K_{b}$ , для обоих ионов $K_{g} = K_{w} / (K_{a} K_{b})$ . При малом $h$ : $h \approx \sqrt{K_{g} / c}$ и $[O H^{-}] \approx \sqrt{K_{g} c}$ , откуда $pH = 7 + \frac{1}{2} p K_{a} + \frac{1}{2} \lg c$ (для катиона $pH = 7 - \frac{1}{2} p K_{b} - \frac{1}{2} \lg c$ ; в ацетате аммония $pH = 7 + \frac{1}{2} (p K_{a} - p K_{b})$ — от концентрации не зависит). На графике зависимость $\lg h$ от $\lg c$ — прямая с наклоном −½; при большом $h$ точное решение от неё отклоняется. Температура: при переходе от 25 к 50 °C $K_{w}$ растёт ≈ в 5,5 раза, а $K_{a}$ почти не меняется — $K_{g}$ и $h$ резко растут. Любопытно: в горячем растворе соды, хотя OH⁻ больше, pH-метр показывает меньший pH, потому что при нагревании сама нейтральная точка лежит ниже pH 7. Полный гидролиз: соль слабого основания и слабой, летучей или малорастворимой кислоты полностью разлагается в воде: $Al_{2} S_{3} + 6 H_{2} O \overset{}{\to} 2 Al (OH)_{3} ↓ + 3 H_{2} S ↑$ .

Безопасность и модель

Техника безопасности: растворы соды и фосфата натрия щелочные — сушат кожу, при попадании в глаза промойте большим количеством воды; работайте в защитных очках и перчатках. При нагревании хлорид аммония выделяет аммиак и HCl — работайте в вытяжном шкафу. Спиртовку гасите колпачком, отверстие нагреваемой пробирки не направляйте на себя и других. Модель: растворы идеальные (активности равны концентрациям); pH точно рассчитывается из уравнения баланса зарядов; $K_{a}$ — значения CRC, для ${[Al (H_{2} O)_{6}]}^{3 +}$ $\lg K = - 4,97$ (Бейс и Месмер), только первая ступень; в сульфатах учтено образование $HSO_{4}^{-}$ , ионные пары и полиядерные частицы не учтены. Зависимость от температуры (0–60 °C): для $K_{w}$ , $K_{a}$ — уравнения Харнеда с соавторами, для NH₄⁺ — Бейтса и Пинчинга. Изменение цвета FeCl₃ при нагревании показано качественно. Сцена молекул — схема одного акта гидролиза; в реальном растворе этот процесс идёт очень быстро и повторяется множество раз.

Знаете ли вы?

Квасцы — KAl(SO₄)₂·12H₂O — с давних времён применяют для осветления воды: хлопья Al(OH)₃, образовавшиеся при гидролизе ионов Al³⁺, склеивают частицы мути и оседают.
pH крови человека поддерживается в пределах 7,35–7,45; главную роль в этом играет гидрокарбонатная буферная система (HCO₃⁻ / H₂CO₃).

Что внутри эксперимента

Эксперимент начинается с жизненной ситуации: вы предсказываете результат, меняете параметры, проводите опыт и делаете вывод. Внутри — задания, теория, тест и экскурсия: камера сама движется и объясняет главное.

Другие эксперименты раздела

Кислоты и металлы — 7 класс
Кислоты, основания и индикаторы — 7 класс
Очистка и умягчение воды — 7 класс
Электролитическая диссоциация — 9 класс
Растворы и растворимость — 11 класс
Концентрация раствора — 11 класс
Закон Рауля, перегонка и осмос — 1 курс