ПОЗНАВАТЕЛЬНОЕ Сила воли ведет к действию, а позитивные действия формируют позитивное отношение Как определить диапазон голоса - ваш вокал
Игровые автоматы с быстрым выводом Как цель узнает о ваших желаниях прежде, чем вы начнете действовать. Как компании прогнозируют привычки и манипулируют ими Целительная привычка Как самому избавиться от обидчивости Противоречивые взгляды на качества, присущие мужчинам Тренинг уверенности в себе Вкуснейший "Салат из свеклы с чесноком" Натюрморт и его изобразительные возможности Применение, как принимать мумие? Мумие для волос, лица, при переломах, при кровотечении и т.д. Как научиться брать на себя ответственность Зачем нужны границы в отношениях с детьми? Световозвращающие элементы на детской одежде Как победить свой возраст? Восемь уникальных способов, которые помогут достичь долголетия Как слышать голос Бога Классификация ожирения по ИМТ (ВОЗ) Глава 3. Завет мужчины с женщиной 
Оси и плоскости тела человека - Тело человека состоит из определенных топографических частей и участков, в которых расположены органы, мышцы, сосуды, нервы и т.д. Отёска стен и прирубка косяков - Когда на доме не достаёт окон и дверей, красивое высокое крыльцо ещё только в воображении, приходится подниматься с улицы в дом по трапу. Дифференциальные уравнения второго порядка (модель рынка с прогнозируемыми ценами) - В простых моделях рынка спрос и предложение обычно полагают зависящими только от текущей цены на товар. | Составление уравнений реакций гидролиза солей Гидролиз солей Гидролизом называется процесс разложения веществ водой (само слово «гидролиз» об этом говорит: греч. – вода и – разложение). Разные авторы, давая определение этому явлению, выделяют, что при этом образуется кислота или кислая соль, основание или основная соль (Н.Е.Кузьменко); при взаимодействии ионов соли с водой образуется слабый электролит (А.Э.Антошин); в результате взаимодействия ионов соли с водой смещается равновесие электролитической диссоциации воды (А.А.Макареня); составные части растворенного вещества соединяются с составными частями воды (Н.Л.Глинка) и т.д. Каждый автор, давая определение гидролиза, отмечает наиболее важную, на его взгляд, сторону этого сложного, многогранного процесса. И каждый из них по-своему прав. Думается, дело учителя, какому определению отдать предпочтение – что ему ближе по его образу мышления. Итак, гидролиз – это разложение веществ водой. Причиной его является электролитическая диссоциация соли и воды на ионы и взаимодействие между ними. Вода диссоциирует незначительно на ионы Н+ и ОН– ( 1 молекула из 550 000), причем в процессе гидролиза один или оба этих иона могут связываться с ионами, образующимися при диссоциации соли, в малодиссоциирующее, летучее или нерастворимое в воде вещество. Соли, образованные сильными основаниями (NаОН, КОH, Ва(ОH)2) и сильными кислотами (Н2SO4,HCl, НNO3), гидролизу не подвергаются, т.к. образующие их катионы и анионы не способны в растворах связывать ионы Н+ и ОН– (причина – высокая диссоциация). Когда соль образована слабым основанием или слабой кислотой или оба «родителя» – слабые, соль в водном растворе подвергается гидролизу. При этом реакция среды зависит от относительной силы кислоты и основания. Другими словами, водные растворы таких солей могут быть нейтральными, кислыми или щелочными в зависимости от констант диссоциации образующихся новых веществ. Так, при диссоциации ацетата аммония СН3СООNН4 реакция раствора будет слабощелочной, т.к. константа диссоциации NН4ОН (kдис = 6,3•10–5) больше константы диссоциации СН3СООН (kдис = 1,75•10–5). У другой же соли уксусной кислоты – ацетата алюминия (СН3СОО)3Al – реакция раствора будет слабокислой, т.к. kдис(СН3СООН) = 1,75•10–5 больше kдис(Al(ОН)3) = 1,2•10–6. Реакции гидролиза в одних случаях являются обратимыми, а в других – идут до конца. Количественно гидролиз характеризуется безразмерной величиной г, называемой степенью гидролиза и показывающей, какая часть от общего количества молекул соли, находящихся в растворе, подвергается гидролизу: г = n/N•100%, где n – число гидролизованных молекул, N – общее число молекул в данном растворе. Например, если г = 0,1%, то это означает, что из 1000 молекул соли водой разложилась только одна: n = г•N/100 = 0,1•1000/100 = 1. Степень гидролиза зависит от температуры, концентрации раствора и природы растворенного вещества. Так, если рассмотреть гидролиз cоли СН3СООNа, то степень ее гидролиза для растворов различной концентрации будет следующая: для 1М раствора – 0,003%, для 0,1М – 0,01%, для 0,01М – 0,03%, для 0,001М – 0,1% (данные взяты из книги Г.Реми). Эти значения согласуются с принципом Ле Шателье. Повышение температуры увеличивает кинетическую энергию молекул, их распад на катионы и анионы и взаимодействие с ионами воды (Н+ и ОН–) – слабого при комнатной температуре электролита. Учитывая природу реагирующих веществ, для связывания ионов ОН– к раствору соли можно добавить кислоту, а для связывания ионов Н+ – щелочь. Можно также добавить другие соли, гидролизующиеся по противоположному иону. В этом случае происходит взаимное усиление гидролиза обеих солей. Ослабить гидролиз можно (если это необходимо) понижением температуры, увеличением концентрации раствора, введением в него одного из продуктов гидролиза: кислоты, если при гидролизе накапливаются ионы Н+, или щелочи, если накапливаются ионы ОН–. Все реакции нейтрализации протекают экзотермически, а гидролиза – эндотермически. Поэтому выход первых с повышением температуры уменьшается, а вторых – увеличивается. Ионы Н+ и ОН– не могут существовать в растворе в значительных концентрациях – они соединяются в молекулы воды, смещая равновесие вправо. Разложение соли водой объясняется связыванием катионов и/или анионов диссоциированной соли в молекулы слабого электролита ионами воды (Н+ и/или ОН–), всегда имеющимися в растворе. Образование слабого электролита, осадка, газа или полное разложение нового вещества равноценно удалению ионов соли из раствора, что в соответствии с принципом Ле Шателье (действие равно противодействию) смещает равновесие диссоциации соли вправо, а следовательно, приводит к разложению соли до конца. Отсюда и появляются прочерки в таблице растворимости против ряда соединений. Если молекулы слабого электролита образуются за счет катионов соли, то говорят, что гидролиз идет по катиону и среда будет кислая, а если за счет анионов соли, то говорят, что гидролиз идет по аниону и среда будет щелочная. Иными словами, кто сильнее – кислота или основание, – тот и определяет среду. Гидролизу подвергаются только растворимые соли слабых кислот и/или оснований. Дело в том, что если соль малорастворима, то концентрации ее ионов в растворе ничтожно малы, и говорить о гидролизе такой соли не имеет смысла. Составление уравнений реакций гидролиза солей Гидролиз солей слабых многоосновных оснований и/или кислот происходит ступенчато. Число ступеней гидролиза равно наибольшему заряду одного из ионов соли. Например:  Однако гидролиз по второй ступени и особенно по третьей идет очень слабо, поскольку г1 >> г2 >> г3. Поэтому при написании уравнений гидролиза обычно ограничиваются первой ступенью. Если гидролиз практически завершается на первой ступени, то при гидролизе солей слабых многоосновных оснований и сильных кислот образуются основные соли, а при гидролизе солей сильных оснований и слабых многоосновных кислот образуются кислые соли. Количество молекул воды, участвующих в процессе гидролиза соли по схеме реакции, определяется произведением валентности катиона на число его атомов в формуле соли. Например: Nа2СО3 2Na+ 1•2 = 2 (H2O), Al2(SО4)3 2Al3+ 3•2 = 6 (H2O), Co(CH3COO)2 Со2+ 2•1 = 2 (H2O). Поэтому при составлении уравнения гидролиза пользуемся следующим алгоритмом (на примере гидролиза Al2(SО4)3): 1. Определяем, из каких веществ образована соль:  2. Предполагаем, как мог бы пойти гидролиз: Al2(SО4)3 + 6Н–ОН = 2Аl3+ + 3 + 6H+ + 6OH–. 3. Поскольку Al(ОН)3 – слабое основание и его катион Al3+ связывают ионы ОН– из воды, то процесс фактически идет так: Al2(SO4)3 + 6Н+ + 6OH– = 2Аl(ОН)2+ + 3 + 6H+ + 2OH–. 4. Сопоставляем количества оставшихся в растворе ионов Н+ и ОН– и определяем реакцию среды: 6Н+ + 2ОН– = 2Н2О + 4Н+ кислая среда. 5. После гидролиза образовалась новая соль: (Al(ОН)2)2SО4, или Аl2(ОН)4SO4, – дигидроксосульфат алюминия (или тетрагидроксосульфат диалюминия) – основная соль. Частично может образоваться и AlОНSО4 (гидроксосульфат алюминия), но в значительно меньшем количестве, и им можно пренебречь. Другой пример: 1.  2. Na2SiO3 + 2Н2О = 2Na+ + + 2Н+ + 2ОН–. 3. Поскольку Н2SiO3 – слабая кислота и ее ион связывает ионы Н+ из воды, то фактически реакция идет так: 2Na+ + + 2Н+ + 2ОН– = 2Na+ + Н + Н+ + 2ОН–. 4. Н+ + 2ОН– = Н2О + ОН– щелочная среда. 5. Na+ + Н = NаНSiO3 – гидросиликат натрия – кислая соль. Кислотность или щелочность среды легко определить по количеству оставшихся в растворе ионов Н+ или ОН– при условии, что новые вещества образовались и существуют в растворе в эквивалентных отношениях и другие реактивы в ходе реакции не добавлялись. Среда может быть кислая или слабокислая (если ионов Н+ мало), щелочная (если ионов ОН– много) или слабощелочная, а также нейтральная, если значения констант диссоциации слабой кислоты и слабого основания близки и все оставшиеся в растворе ионы Н+ и ОН– после гидролиза снова соединились с образованием Н2О. Мы уже отмечали, что степень гидролиза соли тем больше, чем слабее кислота или основание, образовавшие эту соль. Поэтому необходимо для помощи учащимся привести ряды анионов и катионов, соответствующие уменьшению силы кислот и оснований их образующих (по А.В.Метельскому). Анионы: F– > > CH3COO– > H > HS– > > > > > . | Катионы: Сd2+ > Mg2+ > Mn2+ > Fe2+ > Co2+ > Ni2+ > > Cu2+ > Pb2+ > Zn2+ > Al2+ > Cr2+ > Fe2+. | Чем правее в этих рядах расположен ион, тем с большей силой идет гидролиз образованной им соли, т.е. его основание или кислота слабее, чем у стоящих слева от него. Особенно сильно идет гидролиз солей, образованных одновременно слабыми основанием и кислотой. Но даже для них степень гидролиза обычно не превышает 1%. Тем не менее, в некоторых случаях гидролиз таких солей протекает особенно сильно и степень гидролиза достигает почти 100%. Такие соли в водных растворах не существуют, а хранятся только в сухом виде. В таблице растворимости против них стоит прочерк. Примерами таких солей могут служить ВаS, Аl2S3, Сr2(SO3)3 и другие (см. таблицу растворимости в учебниках). Подобные соли, имеющие высокую степень гидролиза, гидролизуются полностью и необратимо, т. к. продукты их гидролиза выводятся из раствора в виде малорастворимого, нерастворимого, газообразного (летучего), малодиссоциирующего вещества или разлагаются водой на другие вещества. Например:  Соли, полностью разлагаемые водой, нельзя получить реакцией ионного обмена в водных растворах, т.к. вместо ионного обмена более активно протекает реакция гидролиза. Например: 2АlCl3 + 3Na2S Аl2S3 + 6NaCl (так могло бы быть), 2АlCl3 + 3Na2S + 6H2O 2Al(OH)3 + 3H2S + 6NaCl (так есть фактически). Соли, подобные Al2S3, получают в безводных средах спеканием компонентов в эквивалентных количествах или другими способами:  Многие галогениды, как правило, активно реагируют с водой, образуя гидрид одного элемента и гидроксид другого. Например: СlF + H–OH HClO + HF, PСl3+3H–OH P(OH)3+3HCl (по Л.Полингу). Как правило, при такого рода реакциях, также называемых гидролизом, более электроотрицательный элемент соединяется с Н+, а менее электроотрицательный – с ОН–. Легко заметить, что приведенные выше реакции протекают в соответствии с этим правилом. Кислые соли слабых кислот также подвергаются гидролизу. Однако в этом случае наряду с гидролизом протекает диссоциация кислотного остатка. Так, в растворе NaHCО3 одновременно протекают гидролиз H , приводящий к накоплению ОH–-ионов: Н + Н–ОН Н2СО3 + ОH–, и диссоциация, хотя и незначительная: Н + H+. Таким образом, реакция раствора кислой соли может быть как щелочной (если гидролиз аниона преобладает над его диссоциацией), так и кислой (в обратном случае). Это определяется соотношением константы гидролиза соли (Кгидр) и константы диссоциации (Кдис) соответствующей кислоты. В рассмотренном примере Кгидр аниона больше Кдис кислоты, поэтому раствор данной кислой соли имеет щелочную реакцию (что и используют страдающие изжогой от повышенной кислотности желудочного сока, хотя делают это зря). При обратном соотношении констант, например в случае гидролиза, NaHSO3, реакция раствора будет кислой. Гидролиз основной соли, например гидроксохлорида меди(II), протекает так: Сu(ОН)Сl + Н–ОН Сu(ОН)2 + НСl, или в ионном виде: СuОН+ + Сl– + H+ + ОH– Сu(ОН)2 + Cl– + H+ среда кислая. Гидролиз в широком смысле – это реакции обменного разложения между различными веществами и водой (Г.П.Хомченко). Такое определение охватывает гидролиз всех соединений – как неорганических (солей, гидридов, галогенидов, халькогенов и др.), так и органических (сложных эфиров, жиров, углеводов, белков и др.). Например:  (C6H10O5)n + nH–OH nC6H12O6, CaC2 + 2H–OH Ca(OH)2 + C2H2, Cl2 + H–OH HCl + HClO, PI3 + 3H–OH H3PO3 + 3HI. В результате гидролиза минералов – алюмосиликатов – происходит разрушение горных пород. Гидролиз некоторых солей – Na2CO3, Na3РО4 – применяется для очистки воды и уменьшения ее жесткости. Растущая быстрыми темпами гидролизная отрасль промышленности вырабатывает из отходов (древесные опилки, хлопковая шелуха, подсолнечная лузга, солома, кукурузные кочерыжки, отходы сахарной свеклы и др.) ряд ценных продуктов: этиловый спирт, кормовые дрожжи, глюкозу, «сухой лед», фурфурол, метанол, лигнин и многие другие вещества. Гидролиз протекает в организме человека и животных при переваривании пищи (жиров, углеводов, белков) в водной среде под действием ферментов – биологических катализаторов. Он играет важную роль в ряде химических превращений веществ в природе (цикл Кребса, цикл трикарбоновых кислот) и промышленности. Поэтому нам думается, что вопросам изучения гидролиза в школьном курсе химии необходимо уделять значительно больше внимания. Ниже приведен пример раздаточной карточки. Алгоритм написания уравнения гидролиза Fe2(SO4)3 1. Определяем, чем образована соль: 2. Предполагаем, как мог бы пойти гидролиз: Fe2(SO4)3 + 6Н2О = 2Fe3+ + 3 + 6H+ + 6OH–. 3. Поскольку Fe(OH)3 – слабое основание, то катионы Fe3+ будут связываться анионами ОН– из воды и гидролиз фактически будет протекать так: 2Fе3+ + 3 + 6H+ + 6OH– = 2Fe(OH)2+ + 3 + 6H+ + 2OH–. 4. Определяем реакцию среды: 6Н+ + 2ОН– = 2Н2О + 4Н+ кислая среда. 5. Определяем новую соль по ионам, оставшимся в растворе: 2Fe(OH)2+ + = [Fe(OH)2]2SO4 – дигидроксосульфат железа(III) – основная соль. Гидролиз идет по катиону. | Дополнительная информация (на обороте карточки) 1. Кто сильнее – основание или кислота, тот и определяет среду: кислую или щелочную. 2. Диссоциацию и гидролиз многоосновных кислот и оснований учитываем только по первой ступени. Например: Аl(ОН)3 = Аl + ОH–, Н3РO4 = Н+ + . 3. Ряд активности кислот (их силы): 4. Ряд активности оснований (их силы): 5. Чем правее в своем ряду стоит кислота и основание, тем они слабее. 6. Количество молекул воды, участвующих в гидролизе соли по схеме реакции, определяется произведением валентности катиона на число его атомов в формуле соли: Na2SO3 2Na+ 1•2 = 2 (H2O), ZnCl2 1Zn2+ 2•1 = 2 (H2O), Al2(SO4)3 2Al3+ 3•2 = 6 (H2O). 7.Гидролиз идет по катиону, если основание слабое, и по аниону, если кислота слабая. | Применение данного алгоритма способствует осознанному написанию учащимся уравнений гидролиза и при достаточной тренировке не вызывает никаких затруднений. ЛИТЕРАТУРА Антошин А.Э., Цапок П.И. Химия. М.: Химия, 1998; Ахметов Н.С. Неорганическая химия. М.: Просвещение, 1990; Глинка Н.Л. Общая химия. Л.: Химия, 1978; Еремин В.В., Кузьменко Н.Е. Химия. М.: Экзамен, 1998; Еремин В.В., Кузьменко Н.Е., Попов В.А. Химия. М.: Дрофа, 1997; Кузьменко Н.Е., Чуранов С.С. Общая и неорганическая химия. М.: Изд-во МГУ, 1977; Метельский А.В. Химия. Минск: Белорусская энциклопедия, 1997; Полинг Л., Полинг П. Химия. М.: Мир, 1998; Пиментел Д.С. Химия. М.: Мир, 1967; Фельдман Ф.Г., Рудзитис Г.Е. Химия-9. М.: Просвещение, 1997; Холин Ю.В., Слета Л.А. Репетитор по химии. Харьков: Фолино, 1998; Хомченко Г.П. Химия. М.: Высшая школа, 1998. |