Гидролиз солей

Урок-лекция

Цели.
Образовательная – сформировать представление о гидролизе;
развивающая – развивать умения писать полные ионные уравнения, определять среду растворов, устанавливать образование кислых или основных солей в реакциях;
воспитательная – научить самостоятельно оценивать наблюдаемые явления, развивать познавательный интерес.
Тип урока. Урок совершенствования знаний, умений, навыков.
Методы:
обучения – эвристический, преподавания – сообщающий,
учения – частично-поисковый, исполнительский.
Оборудование и реактивы. Таблицы «Окраска индикаторов», «Степень диссоциации кислот и щелочей», «Растворимость солей, кислот и оснований в воде»; подсветка для пробирок; на столах учащихся: растворы солей NaCl, АlCl₃ и Nа₂СО₃, индикаторы.

Планируемые результаты обучения.

На изученных примерах уметь объяснять сущность гидролиза солей, записывать краткие и полные ионные уравнения реакций гидролиза, объяснять изменение кислотности среды и образование кислых или основных солей в этом процессе.
Знать о практическом значении гидролиза.
Уметь экспериментально подтверждать гидролиз соли слабого основания и сильной кислоты и соли сильного основания и слабой кислоты.

---

ХОД УРОКА

Гидролиз (от греч. hydro – вода, lysis – разложение) означает разложение вещества водой. Гидролизом соли называют обратимое взаимодействие соли с водой, приводящее к образованию слабого электролита.
Вода хотя и в малой степени, но диссоциирует:

H₂O H⁺ + OH^–.

Когда концентрации ионов H⁺ и гидроксид-ионов OH^– равны между собой, [H⁺] = [OH^–], то среда нейтральная, если [H⁺] > [OH^–] – среда кислая, если [Н⁺] < [ОН^–] – среда щелочная.

Для понимания сущности гидролиза солей опытным путем определяют действие их водных растворов на индикаторы.
Какие вы знаете индикаторы? Как изменяется их окраска в той или иной среде?
(Учащиеся отвечают на эти вопросы, пользуясь таблицей «Окраска индикаторов».)
Любую соль можно представить как продукт взаимодействия кислоты и основания. Что означает «сильные» и «слабые» кислоты и основания? (Для этого рассмотрим таблицу «Степень диссоциации кислот и щелочей».)

Можно предположить, что растворы солей в отличие от растворов кислот и щелочей будут нейтральными, т.е. в них [Н⁺] = [ОН^–]. Проверим, верно ли это предположение.

Лабораторный опыт № 1. Налейте в одну пробирку раствор NaCl, в другую – раствор Na₂CO₃, в третью – раствор AlCl₃. Проверьте, как изменяется цвет индикаторов, и сделайте выводы. Учтите, что изменение цвета – это признак химической реакции и что реакция обмена идет до конца, если в водном растворе есть ионы, которые связываются.
Итак, какие же процессы протекают в растворах?
(Учащийся у доски заполняет табл. 1)

Таблица 1

Уравнения реакций гидролиза

Соли, реагирующие с водой	Сокращенные ионные, полные ионные и молекулярные уравнения реакций	Среда раствора
Хлорид натрия	H2O H+ + OH–, Na+ + Cl– + H2O Na+ + Cl– + H+ + OH–, NaCl + H2O (нет реакции)	Нейтральная
Kарбонат натрия	+ НОН + OН–, 2Na+ + + H2O + OН–, Na2CО3 + H2O NaHCО3 + NaOН	Щелочная
Хлорид алюминия	Al3+ + НОН AlOH2+ + Н+, Al3+ + 3Cl– + H2O AlОH2+ + 2Cl– + H+ + Cl–, AlCl3 + H2O AlOHCl2 + HCl	Kислая

После опытов выясняю практические результаты – окраски индикаторов и среду. Затем объясняю результаты гидролиза и запись уравнений гидролиза.

Рассмотрим гидролиз карбоната натрия Na₂CO₃. Для составления уравнений гидролиза Na₂CO₃ по ступеням исходим из следующего положения. Соль образована сильным основанием и слабой кислотой. Ион слабой кислоты будет связывать ионы водорода воды. Поскольку ион несет две единицы заряда, то следует рассматривать две ступени гидролиза. Для каждой ступени надо уметь записывать три вида уравнений: а) в сокращенной ионной форме; б) в ионной форме;
в) в молекулярной форме.

Первая ступень:

а) + Н₂О + ОН^–;

б) к ионам этого уравнения приписываем ионы противоположного знака:

2Nа⁺ + + Н₂О Nа+ + + ОН^– + Nа⁺;

в) записываем ионы предыдущего уравнения в виде химических формул веществ и получаем уравнение гидролиза в молекулярной форме:

Nа₂СО₃ + Н₂О NаНСО₃ + NаОН.

Вторая ступень:

а) + Н₂О Н₂СО₃ + ОН^–;

б) Nа+ + + Н₂О Н₂СО₃ + Nа⁺ + ОН^–;

в) NаНСО₃ + Н₂О Н₂СО₃ + NаОН.

В обычных условиях гидролиз протекает главным образом по первой ступени: ионы связывают ионы водорода Н+ воды, образуя сначала , и лишь при сильном разбавлении и нагревании следует учитывать гидролиз образовавшейся кислой соли.

Итак, в результате гидролиза соли, образованной слабой кислотой и сильным основанием, ионы водорода Н⁺ (от молекул воды Н₂О) образуют с ионами устойчивые ионы . В растворе накапливаются свободные ионы ОН^–, поэтому среда становится щелочной, [Н⁺] < [ОН^–].

Рассмотрим гидролиз хлорида алюминия AlCl₃. Cоль AlCl₃ образована сильной кислотой HCl и слабым основанием Al(OH)₃. При гидролизе ион Al³⁺ будет отрывать гидроксид-ионы ОН^– от молекул Н₂О. Освобождающиеся катионы водорода Н⁺ обусловливают кислую среду раствора.

Первая ступень:

а) Al³⁺ + HOH AlOH²⁺ + H⁺;

б) Al³⁺ + 3Сl^– + H₂O AlOH²⁺ + 2Сl^– + H⁺ + Сl^–;

в) AlCl₃ + H₂O AlOHCl₂ + HCl.

Вторая ступень:

а) AlOH²⁺ + H₂O + H⁺;

б) AlOH²⁺ + 2Сl^– + H₂O + Сl^– + H⁺ + Сl^–;

в) AlOHCl₂ + H₂O Al(OH)₂Cl + HCl.

Реакция по третьей ступени практически не протекает. Ввиду накопления ионов водорода процесс смещается в сторону исходных веществ. Однако разбавление раствора и повышение температуры усиливают гидролиз. Поэтому может происходить гидролиз и по третьей ступени (здесь приведена запись только в молекулярной форме):

Al(OH)₂Cl + H₂O Al(OH)₃ + HCl.

Итак, в растворе [Н⁺] > [ОН^–].

В том, что степень гидролиза зависит от условий протекания реакций, убедимся на опыте: получим коллоидный раствор гидроксида железа(III).

Лабораторный опыт № 2. В горячую воду прильем по каплям немного раствора хлорида железа(III). Нерастворимый в воде гидроксид железа(III) не выпадает в осадок, а образует прозрачный коллоидный раствор темно-коричневого цвета:

При комнатной температуре гидролиз незначительный, останавливается на первой стадии:

а) Fe³⁺ + Н₂О = Fе(ОН)²⁺ + Н⁺.

При нагревании раствора FeCl₃ становится возможным гидролиз по второй ступени:

Когда мы вливаем раствор FeCl₃ в горячую воду, она становится бурой, происходит гидролиз по третьей ступени:

Еще легче подвергаются гидролизу соли, образованные слабой кислотой и слабым основанием, ионы этой соли одновременно связывают ионы Н⁺ и ОН^–, смещая равновесие диссоциации воды. Процесс такого гидролиза часто необратимый, как в случае Аl₂S₃:

Аl₂S₃ + 6Н₂О = 2Аl(ОН)₃ + 3H₂S.

Сульфиды хрома, алюминия и их карбонаты не могут существовать в водных растворах, т.к. подвергаются полному гидролизу, соль разлагается (см. таблицу растворимости). В этом случае реакция раствора зависит от степени диссоциации продуктов гидролиза – кислоты и основания, если [Н⁺] > [ОН^–], то среда кислая, а если [Н⁺] < [ОН^–] – щелочная.
Соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой, гидролизу не подвергаются. Ионы таких солей не могут образовывать с водой слабых электролитов, и равновесие диссоциации воды не нарушается: [Н⁺] = [ОН^–].
Гидролиз солей происходит тогда, когда ионы, образующиеся в результате электролитической диссоциации, способны образовывать с водой слабые (малодиссоциирующие) электролиты. Нерастворимые соли (даже слабых кислот и оснований) гидролизу практически не подвергаются.

Необратимый гидролиз, протекающий в системе при взаимодействии солей слабых оснований, образованных катионами Al³⁺, Cr³⁺, Fe³⁺, с солями слабых кислот (сульфидов, карбонатов), служит причиной того, что в осадок выпадают не сульфиды или карбонаты этих катионов, а соответствующие им гидроксиды.

Лабораторный опыт № 3.

2АlСl₃ + 3Nа₂СО₃ + 3Н₂О = 2Аl(ОН)₃ + 3СО₂ + 6NаСl,

ZnСl₂ + Nа₂СО₃ + Н₂О = Zn(ОН)₂ + СО₂ + 2NаСl.

Гидролиз можно усилить разбавлением раствора, подогреванием (гидролиз – эндотермический процесс) и связыванием (удалением) какого-либо продукта гидролиза.
Протеканию реакции гидролиза можно препятствовать увеличением концентрации продуктов гидролиза. Обычно этого достигают подкислением раствора соли слабого основания и сильной кислоты или подщелачиванием раствора соли сильного основания и слабой кислоты.

Кроме солей гидролизу подвергаются и другие неорганические вещества:

СаС₂ + 2Н₂О = С₂Н₂ + Са(ОН)₂,

Сl₂ + Н₂О = НСl + НClO.

В отличие от гидролиза солей, который является обменным процессом, гидролиз таких веществ, как гидриды щелочных и щелочно-земельных металлов, является окислительно-восстановительным процессом. Гидриды металлов разлагаются водой с образованием щелочи и водорода:

NaH + H₂O = NaOH + H₂,

CaH₂ + 2H₂O = Ca(OH)₂ + 2H₂.

Гидролиз органических веществ происходит в присутствии катализаторов (ферментов), которые разрывают химические связи. Освободившиеся валентности используются для присоединения групп Н⁺ и ОН^– из молекул воды. При этом реакция среды не изменяется (табл. 2).

Таблица 2

Гидролиз органических соединений

Kлассы органических соединений	Уравнения гидролиза	Продукты гидролиза
Галогенопроизводные углеводородов		Спирт, галогеноводород
Жиры		Глицерин и органические кислоты
Углеводы		Моносахариды (глюкоза, фруктоза)
Белки		Аминокислоты

Применение гидролиза. В результате гидролиза минералов – алюмосиликатов – происходит разрушение горных пород. Гидролиз солей (Nа₂СО₃, Nа₃РO₄) применяется для очистки воды и уменьшения ее жесткости.
Известкование почв с целью понижения их кислотности также основано на реакции гидролиза:

+ НОН + ОН^–.

Еще одна область использования этого процесса – гидролиз древесины. В промышленности из непищевого сырья (древесины, хлопковой шелухи, подсолнечной лузги, соломы, кукурузной кочерыжки) вырабатывается ряд ценных продуктов: этиловый спирт, белковые дрожжи, глюкоза, твердый оксид углерода(IV) (сухой лед), фурфурол, метиловый спирт и т.д.
В живых организмах протекает гидролиз полисахаридов, белков и других органических соединений.

Лабораторный опыт № 4 («Сюрприз»). Пойдет ли реакция между хлоридом цинка и металлическим цинком:

ZnCl₂ + Zn … ?

К раствору ZnCl₂ добавляем кусочки Zn и наблюдаем выделение пузырьков водорода. Химизм процесса:

Zn²⁺ + НОН Zn(OH)⁺ + Н⁺,

Как по составу соли сделать заключение о возможности ее гидролиза?

Это возможно с помощью таблицы растворимости. Нерастворимые соли гидролизу практически не подвергаются. Если соль в воде растворима, то следует выяснить, входит ли в ее состав катион, отвечающий слабому основанию, или анион, отвечающий слабой кислоте.

Л.М.ЧЕТВЕРОВА,
преподаватель химии
(г. Москва)