Лекція і завданняз теми Гідроліз солей... для студентів 1 курсу

Лекція

ГІДРОЛІЗ СОЛЕЙ. ПОНЯТТЯ ПРО ГАЛЬВАНІЧНИЙ ЕЛЕМЕНТ ЯК ХІМІЧНЕ ДЖЕРЕЛО ЕЛЕКТРИЧНОГО СТРУМУ

       При вивченні властивостей органічних речовин ви дізналися, що за певних умов жири, вуглеводи, білки зазнають гідролізу, тобто взаємодіють з водою. Такі процеси відбуваються при нагріванні й наявності кислоти або лугу, а в живих організмах – за участю ферментів. Під час гідролізу жирів утворюються гліцерин і карбонові кислоти, сахароза за дії води перетворюється на глюкозу і фруктозу, а кінцевими продуктами гідролізу білків є амінокислоти:

білок → поліпептиди → дипептиди → амінокислоти.

1.     Гідроліз солей

      Гідроліз солей відбувається в гідратованих йонах, що утворюються під час розчинення солі у воді. Катіони металічних елементів сполучаються з молекулами води ковалентним зв’язком за донорно-акцепторним механізмом. Донором слугую атом Оксигену молекули води Н₂О з двома неподіленими парами електронів, а акцептором – катіон металічного елемента, який має вільні орбіта лі. Аніони з’єднуються з молекулами води водневим зв’язком.

      У гідратних оболонках деяких йонів за дії катіона чи аніона солі ковалентний зв'язок у молекулі води руйнується. В одному випадку йон Н⁺, що утворюється при цьому, сполучається з аніоном солі, а йон ОН^-  надходить у розчин. В іншому випадку відбувається протилежне – йон ОН^- з’єднується з катіоном солі, а в розчині з’являється  йон Н⁺. Такою є суть гідролізу солей, унаслідок якого в розчинах виникає лужне або кисле середовище.

      Залежно від особливостей гідролізу виокремлюють три типи солей (за їх походженням): І тип – солі, утворені сильною основою і слабкою кислотою, наприклад, СН₃СООNа(СН₃СООН – слабка кислота, NаОН – сильна основа),        ІІ тип – солі, утворені слабкою основою і сильною кислотою, наприклад, NH₄Cl (NH₄OH – слабка основа, HCl – сильна кислота), ІІІ тип – солі, утворені слабкою основою і слабкою кислотою, наприклад, СН₃СООNН₄ (СН₃СООН – слабка кислота, NН₄ОН – слабка основа).

2.     Гідроліз солей, утворених сильною основою і слабкою кислотою

Взаємодія з водою натрій ацетату СН₃ СООNa.

Водний розчин цієї солі містить йони Nа⁺ і СН₃СОО^-. Частина ацетат-іонів СН₃СОО^- (вони походять від слабкої кислоти) взаємодіє із молекулами води з утворенням молекул кислоти:

СН₃СОО^- + Н─ОН↔ СН₃СООН + ОН^-

Йони ОН^- , що накопичуються в розчині натрій ацетату, забарвлюють індикатор у відповідний колір. Отже, середовище розчинів таких солей визначається сильним електролітом, від якого походить сіль. Розчин солі, утворений сильною основою і слабкою кислотою, має лужне середовище (значення рН > 7).

      З молекулярного рівняння гідролізу натрій ацетату

СН₃СООNа + Н─ОН↔ СН₃СООН + NаОН

випливає, що гідроліз солі можна класифікувати як реакцію обміну між сіллю і водою.

      Взаємодія натрій ацетату з водою є оборотною реакцією, оскільки серед реагентів і продуктів наявні слабкі електроліти – вода і оцтова кислота СН₃СООН. Відповідна хімічна рівновага зміщена в бік утворення слабшого електроліту – води. Прямою реакцією є реакція гідролізу, а зворотною – реакція нейтралізації. (Реакція нейтралізації – реакція обміну між кислотою і основою, внаслідок якої утворюється сіль і вода.) отже, в реакції гідролізу солей бере участь йон слабкого електроліту.

Гідроліз солей, які походять від слабких двохосновних кислот

Сіль Nа₂СО₃ походить від слабкої двохосновної карбонатної кислоти Н₂СО₃. Водний розчин цієї солі, як і натрій ацетату СН₃СООNа має лужне середовище.

Nа₂СО₃  = 2 Nа⁺ + СО₃^2-

      СО₃^2- - йон слабкого електроліту, який утворюється внаслідок дисоціації солі.

Саме він взаємодіє із молекулами води:

СО₃^2- + Н─ОН↔ НСО₃^- + ОН^-  (йонно-молекулярне рівняння)

Nа₂СО₃ + Н─ОН↔ NаНСО₃ + NаОН  (молекулярне рівняння).

Зверніть увагу: середня сіль перетворюється на кислу сіль, а не на кислоту. Кислі солі, на відміну від середніх солей містять гідрогеновмісні аніони: КНS, Ba(HSO₄)₂, NaH₂PO₄.

      Друга стадія гідролізу практично не відбувається.

3.     Гідроліз солей, утворених слабкою основою і сильною кислотою

 Взаємодія з водою амоній хлориду NH₄Cl

Розчин сполуки містить катіони NH₄⁺ і аніони Cl^-. Невелика частина йонів амонію NH₄⁺ (вони походять від слабкої амонійної основи) взаємодіють з молекулами води, а в розчині з’являються йони Н⁺:

NH₄⁺ + Н─ОН ↔ NH₄ОН + Н⁺   (йонно-молекулярне рівняння)

NH₄Cl + Н─ОН ↔ NH₄ОН + НCl  (молекулярне рівняння).

Розчин солі, утворений слабкою основою і сильною кислотою, має кисле середовище (значення рН  < 7).

      Гідроліз солей, які містять дво- або тризарядні катіони металічних елементів

      При взаємодії з водою таких солей одним із продуктів реакції є так звана основна сіль. Ця сіль містить гідроксокатіони крім катіонів металічного елемента.

Наприклад, гідроліз солі СuCl₂:

СuCl₂ = Сu²⁺ + 2Cl^-

СuCl₂ + Н─ОН ↔ СuОН⁺ + Н⁺   (йонно-молекулярне рівняння)

СuCl₂ + Н─ОН ↔ Сu(ОН)Cl + НCl  (молекулярне рівняння).

      Друга стадія гідролізу практично не відбувається.

4.     Гідроліз солей, утворених слабкими основою і кислотою

Розглянемо гідроліз солі такого типу на прикладі амоній ацетату СН₃СООNН₄.

СН₃СОО^- + NH₄⁺  + Н─ОН↔ СН₃СООН + NН₄ОН  (йонно-молекулярне рівняння)

СН₃СООNН₄  + Н─ОН↔ СН₃СООН + NН₄ОН  (молекулярне рівняння).

 Водний розчин амоній ацетату

       Має нейтральне середовище (рН = 7), оскільки ступінь дисоціації оцтової кислоти й амонійної основи дуже малий і майже однаковий.

      Залежно від здатності до дисоціації слабких електролітів середовище водних розчинів солей, утворених слабкими основою і кислотою, може бути нейтральним, слабо лужним або слабо кислим.

      Деякі солі, які походять від слабких основи (амфотерного гідроксиду) і кислоти, зазнають повного і необоротного гідролізу:

Al₂S₃ + 6H₂O = 2Al(OH)₃↓ + 3H₂S↑.

Зверніть увагу: в таблиці розчинності клітинки таких солей містять знак #. Добути ці сполуки за реакціями обміну у водних розчинах неможливо:

2AlCl₃ + 3К₂S + 6H₂O = 2Al(OH)₃↓ + 3H₂S↑ + 6КCl

5.     Відношення до води солей, утворених сильною основою і кислотою

      Сполуки цього типу складаються з катіонів і аніонів, які не вступають у хімічну реакцію з водою, тому вони не зазнають гідролізу. Водні розчини цих солей нейтральні.

Багато солей лише частково взаємодіють з водою. Їх гідролізом зазвичай нехтують, здійснюючи різні реакції в розчинах.

6.     Вплив зовнішніх умов на перебіг гідролізу

      Оскільки гідроліз є, як правило, оборотним процесом, то чинники, що впливають на стан хімічної рівноваги, діють і в разі взаємодії солі з водою. Згідно з принципом Ле Шательє, додавання води (розбавляння розчину) або підвищення температури зміщує рівновагу в бік прямої реакції – гідроліз солі посилюється(це – ендотермічна реакція). І навпаки, гідроліз послабиться, якщо додати в реакційну суміш один із його продуктів – кислоту або луг, а також знизити температуру.

7.     Гідроліз солей у ґрунті

      Малі кількості деяких солей містяться в ґрунтовому розчині. Їх гідроліз незначною мірою впливає на рН ґрунту. Наприклад, солі Натрію та Калію, що походять від органічних кислот, сприяють створенню слабко лужного середовища в ґрунтовому розчині, а сульфати Алюмінію та Феруму дають свій внесок у підкислення ґрунтів.

8.     Гальванічний елемент – хімічне джерело електричного струму

      Вам відомі реакції, які називають окисно-відновними. Під час їх перебігу одні частинки втрачають електрони, а інші приєднують. До окисно-відновних реакцій належать, зокрема, реакції металів із солями.

      Якщо занурити цинкову пластинку в розчин купрум(ІІ) сульфату, почнеться реакція

Zn + CuSO₄ = Cu + ZnSO₄.

       Цинк поступово «розчинятиметься», а мідь осаджуватиметься на пластинці, а можливо, й осипатиметься з неї на дно посудини. Про такі реакції нерідко кажуть, що більш активний метал «витісняє» із солі менш активний.

 Йонно- молекулярне рівняння цієї реакції:

Zn + Cu²⁺ = Cu + Zn²⁺.

Атоми Цинку виконують роль відновника, віддають електрони й перетворюються на катіони (Zn – 2е^- → Zn²⁺). Йони Купруму – окисник; вони приєднують електрони й перетворюються на атоми (Cu²⁺ + 2е^- → Cu).

       Англійський хімік Фредерік Деніел спробував «роз’єднати»  обидва процеси – окиснення й відновлення. Він налив в одну посудину розчин цинк сульфату, занурив у нього цинкову пластинку, а іншу посудину заповнив розчином купрум (ІІ) сульфату і помістив у нього мідну пластинку. Потім учений з’єднав пластинки дротиною, до якої приєднав гальванометр, а в обидва розчини помістив зігнуту трубку(«електролітичний місток»), заповнену драглеподібною сумішшю, яка містила розчин електроліту – солі лужного елементу. Гальванометр зафіксував появу в дротині електричного струму: електрони від цинку рухалися до міді. Цинк «розчинявся» в розчині цинк сульфату; атоми металу перетворювалися на катіони Zn²⁺. Маса мідної пластинки зростала внаслідок  перетворення йонів Cu²⁺, які були в розчині купрум (ІІ) сульфату, на атоми міді, які осаджувалися на пластинці.

      Описаний пристрій отримав назву гальванічного елемента. У ньому енергія хімічного перетворення (екзотермічної окисно-відновної реакції) перетворювалася на електричну енергію. Гальванічний елемент Даніела виробляв постійний електричний струм; на цинковій пластинці (аноді) був негативний електричний заряд, а на мідній (катоді) – позитивний заряд.

Пристрої, які виробляють електричний струм унаслідок перебігу в них окисно-відновних реакцій, називають хімічними джерелами струму.

      Електролітний місток не лише забезпечує електричний контакт між двома розчинами. Під час роботи гальванічного елемента в розчині солі CuSO₄ зменшується кількість катіонів Cu²⁺, а в розчині солі ZnSO₄ збільшується кількість катіонів Zn²⁺. Цей місток підтримує електронейтральність розчинів, постачаючи катіони Nа⁺  в розчин CuSO₄  і аніони SO₄^2- в розчин ZnSO₄.

      Якщо виготовити кілька гальванічних елементів, подібних до елемента Даніела, з однаковими катодами  (наприклад, мідними), але різними анодами, то виявимо таку залежність:чим активнішим є метал анода, тим більшу електричну напругу створює гальванічний елемент. Тому ряд активності металів часто називають  рядом напруг.

      Зрозуміло, що використовувати елемент Даніела на практиці незручно. У ХІХ ст. було винайдено так звані сухі гальванічні елементи.вони містять не розчини, а пастоподібні (вологі) суміші речовин.

      Найпоширенішим серед гальванічних елементів цього типу є манган-цинковий елемент, вперше виготовлений французьким інженером Жоржем Лекланше у 1865 р. його корпус зроблений із цинку, який виконує роль анода (це – негативний полюс джерела струму). Усередині міститься волога паста з манган (ІV) оксиду МnО₂, цинк хлориду ZnCl₂, амоній хлориду NH₄Cl і графітового порошку. В пасту занурений графітовий стержень, що є катодом (на ньому – позитивний полюс). Гальванічний елемент герметизовано смолою.

      Під час роботи цього хімічного джерела струму відбуваються такі процеси. Цинк окиснюється:  Zn – 2e^- → Zn²⁺, унаслідок чого корпус гальванічного елемента ізсередини поступово руйнується. На графіті відновлюється Манган за спрощеною схемою  Мn⁺⁴ + e^- = Мn⁺³.

      На плюсах елемента Лекланше створюється напруга в 1,5 В. якщо послідовно зєднати кілька таких елементів (катод першого елемента – з анодом другого, катод другого – з анодом третього і т.д.), то утвориться батарея. Напруга на її полюсах дорівнюватиме сумі напруг гальванічних елементів.

      В останні десятиліття значного попиту набули компактні хімічні джерела струму з тривалим періодом роботи. Більшість із них мають цинкові аноди. У цинк-срібному гальванічному елементі крім цинку,  містяться арґентум (І) оксид Ag₂O і калій гідроксид КОН. Під час його роботи відбувається окисно-відновна реакція

Zn + Ag₂O + 2КОН + H₂O = К₂[Zn(ОН)₄] + 2Ag.

      Батарейку можна використати лише один раз. Існують хімічні джерела струму, які періодично заряджають від електричної мережі й використовують знову. Це акумулятори. Вони є в мобільних телефонах, ноутбуках, фотоапаратах, автомобілях.

      Найпоширенішими є свинцеві, або кислотні акумулятори. Їх робота ґрунтується на оборотній реакції

^{розряджання →}

РbO₂ + Рb + 2H₂SO₄ ↔ 2РbSO₄ + 2H₂O

 ^{заряджання ←}

      Деякі хімічні джерела струму, вироблені у другій половині ХХ ст., містили сполуки Кадмію, Меркурію, кількох інших елементів, які є токсичними. Нині їх не випускають, а на сучасних батарейках можна побачити позначки «Сd – 0%»,  «Hg – 0%».

      У звязку з інтенсивним застосуванням хімічних джерел струму набула актуальності проблема їх утилізації. В багатьох країнах, у тому числі в Україні, використані батарейки збирають; контейнери для них розміщують у супермаркетах, закладах освіти. На спеціалізованих підприємствах із батарейок вилучають цинк, деякі сполуки.

Висновок.

      Гідроліз солі – реакція обміну солі з водою з утворенням сполуки основного характеру і сполуки кислотного характеру. З водою взаємодіють солі, які походять від слабких основ або/і слабких кислот. Середовище водних розчинів солей може бути кислим, лужним або нейтральним.

      Гідроліз більшості солей – оборотна реакція; хімічна рівновага зміщена ліворуч, у бік утворення води.

Завдання з дисципліни хімії для студентів 1 курсу з теми

ГІДРОЛІЗ СОЛЕЙ. ПОНЯТТЯ ПРО ГАЛЬВАНІЧНИЙ ЕЛЕМЕНТ ЯК ХІМІЧНЕ ДЖЕРЕЛО ЕЛЕКТРИЧНОГО СТРУМУ

Опрацюйте матеріал лекції, складіть конспект, виконайте наступні завдання

     

1.     У наведеному переліку виберіть формули солей, що зазнають гідролізу: ВаСl₂, KNO₃, HCOONH₄, Al₂(SO₄)₃, Na₂SO₃.

2.      Складіть молекулярні та йонно-молекулярні рівняння гідролізу таких солей :                     а) барій ацетату, б) плюмбум (ІІ) нітрату.

3.     Запишіть замість крапок у йонно-молекулярних рівняннях формули відповідних йонів: а) Аl³⁺  + Н─ОН ↔ … + …; б) РО₄^3-  + Н─ОН ↔ … + … .

4.     Складіть по два молекулярних рівняння, які відповідають кожному йонно-молекулярному рівнянню: а) F^-  + H₂O ↔ HF + OH^-; б) S^2-  + H₂O ↔ HS + OH^-.