Тема ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ Гидролиз солей • Растворение

Тема ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ

Гидролиз солей • Растворение солей в воде часто сопровождается образованием кислотных или щелочных растворов. Гидролиз соли это обменное взаимодействие ионов соли с молекулами воды, в результате которого образуется слабый электролит и смещается равновесие электролитической диссоциации воды (р. Н>7 или р. Н<7).

Процессы, протекающие при растворении солей в воде • 1) растворение – переход соли из твердой кристаллической фазы в раствор. Приведенные ниже процессы касаются только растворимых солей; • 2) электролитическая диссоциация: большинство солей – сильные электролиты и полностью распадаются в водных растворах на ионы; • 3) гидратация – взаимодействие ионов соли с водой, приводящее к образованию гидратированных ионов; • 4) гидролиз – это взаимодействие ионов соли с водой, приводящие к образованию слабой кислоты или слабого основания.

Любую соль можно представить как продукт реакции нейтрализации: НАn + Кt. ОН → Kt. An + H 2 O • Na. Cl –образована сильным основанием Na. OH и сильной кислотой НСl; • К 2 СО 3 – образована сильным основанием КОН и слабой кислотой Н 2 СО 3; • Fe. Cl 3 – образована слабым основанием Fe(OH)3 и сильной кислотой НСl

Гидролиз практически не происходит, если соли образованы сильным основанием и сильной кислотой, например: KCl, Na. NO 3, Li 2 SO 4. • В их растворах не происходит смещения равновесия диссоциации воды, и [Н+] = [ОН-]. • р. Н в растворах таких солей нейтральный, при 25 о. С р. Н=7.

Гидролиз по аниону Соли, образованные слабой кислотой и сильным основанием (KCN, Na 3 PO 4, CH 3 COOK и др. ), гидролизуются по аниону. • Пример: Гидролиз нитрита натрия Диссоциация соли в воде: Na. NO 2 Na+ + NO 2 • сокращенное ионное уравнение гидролиза: NO 2 - + HOH ⇄ HNO 2 + OH– В результате образуется частица слабого электролита – молекула азотистой кислоты и выделяются ионы ОН-, что свидетельствует о щелочной реакции раствора соли. р. Н >7 Молекулярное уравнение гидролиза пишется с учетом противоионов: Na. NO 2 + HOH ⇄ HNO 2 + Na. OH

Гидролиз по катиону • В случае, когда соль образована слабым основанием и сильной кислотой (Cu. SO 4, Zn. Cl 2, NH 4 NO 3 и т. п. ), происходит гидролиз по катиону. • Пример. Гидролиз хлорида аммония: Диссоциация соли в воде: NH 4 Cl NH 4++ Cl • Уравнение реакции гидролиза хлорида аммония в сокращенной ионной форме: NH 4++ НОН ⇄ NH 4 OH + Н+ Избыток ионов водорода в этом случае обусловливает кислотную среду раствора (р. Н<7). Вследствие гидролиза образуется слабое основание – NH 4 OH. • Добавив противоионы, получим уравнение в молекулярной форме: NH 4 Cl ++ НОН ⇄ NH 4 OH + НCl

Гидролиз по катиону и аниону Если соли образованы слабым основанием и слабой кислотой, то происходит гидролиз по катиону и аниону. Пример: гидролиз ацетата аммония СН 3 СООNH 4: СН 3 СООNН 4 СН 3 СОО- + NH 4+ • СН 3 СОО- + NH 4+ + НОН ⇄ СН 3 СООН + NH 4 OH • СН 3 СООNН 4 + НОН ⇄ СН 3 СООН + NH 4 OH • Растворы солей этого типа могут иметь слабокислотную, слабощелочную или нейтральную реакцию в зависимости от соотношения констант диссоциации образующихся при гидролизе кислоты или основания. Если Ккисл Косн, то среда будет кислой. Если Косн Ккисл, то и среда будет щелочной. Если Косн = Ккисл, то среда будет нейтральной. К(СН 3 СООН) = К(NH 4 OH ) = 1, 79 10 -5 Следовательно р. Н в растворе ацетата аммония 7 •

Гидролиз солей многоосновных кислот • Соли, образованные многозарядным анионом слабой кислоты (CO 32 -, S 2 -, PO 43 -), гидролизуются ступенчато. • Гидролиз соли К 2 СО 3 → 2 К+ + СО 32 -. I ступень: в сокращенном виде: СО 32 + Н 2 О НСО 3 + ОН ; в молекулярном виде: К 2 СО 3 + Н 2 О КНСО 3 + КОН II ступень: в сокращенном виде : НСО 3 + Н 2 О Н 2 СО 3 + ОН ; в молекулярном виде : КНСО 3 + Н 2 О Н 2 СО 3 + КОН • Гидролиз идет преимущественно по первой ступени.

Гидролиз солей многокислотных оснований • Соли, образованные многозарядным катионом слабого основания (Cu 2+, Zn 2+, Sn 2+, Al 3+, Cr 3+), гидролизуются ступенчато. • Гидролиз соли Zn. Cl 2 →Zn 2+ + 2 Сl-. Гидролиз идет по катиону. I ступень: в сокращенном виде: Zn 2+ + H 2 O Zn. OH+ + H+. молекулярное уравнение: Zn. Cl 2 + H 2 O Zn. OHCl + HCl II ступень: в сокращенном виде : Zn. OH+ +H 2 O Zn(OH)2 + H+. молекулярное уравнение: Zn. OHCl +H 2 O Zn(OH)2 + HCl • Гидролиз идет преимущественно по 1 -ой ступени.

Константа гидролиза • Равновесие реакции гидролиза хлорида аммония NH 4+ + HOH ⇄ NH 4 OH + H+ характеризуется константой: Константа гидролиза: Домножим числитель и знаменатель на [OH-]: Тогда Кг можно записать как: где Кд – константа диссоциации той частицы, которая образуется в результате гидролиза

Константа гидролиза • Для солей, гидролизующихся по катиону: • Для солей, гидролизующихся по аниону: • Для солей, гидролизующихся по катиону и аниону:

Ступенчатый гидролиз • Если гидролиз соли протекает в две ступени, то константа гидролиза по первой ступени рассчитывается по уравнению: Kг(I) = Kв/Kк(II) или Kг(I) = Kв/K о(II), • а по второй ступени по уравнению: Kг(II) = Kв/Kк(I) или Kг(II) = Kв/Kо(I) Так как Кд 1>>Кд 2, то Kг(II)<

Константа гидролиза • Константа гидролиза количественно характеризует способность соли к гидролизу. Чем больше Кг, тем сильнее гидролизуется соль в водном растворе. Константа гидролиза зависит: • От природы соли. Кг ~ 1/Кд Чем слабее электролит, образовавший соль (чем меньше его Кд), тем больше константа гидролиза, то есть тем лучше гидролизуется соль. • От температуры. При увеличении температуры Кг несколько увеличивается.

Пример. Какая соль калия гидролизуется лучше: нитрит или цианид? • KNO 2 и KCN – соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой, следовательно, гидролиз идет по аниону. • Записываем уравнения гидролиза солей в сокращенной ионной форме: NO 2 - + H+OH-⇄ HNO 2 + OH-; Кд(HNO 2)=4· 10 -4. CN- + H+OH-⇄ HCN + OH-; Кд(HСN)=5· 10 -10. • Вычисляем Кг для солей: Кг(КNO 2) =10· 10 -15/4· 10 -4=2, 5· 10 -11 Кг(КСN) =10· 10 -15/5· 10 -10=2· 10 -5. Так как Кг цианида калия намного больше, чем Кг нитрита калия, можно сделать вывод, что KCN гидролизуется в большей степени.

Степень гидролиза • Степень гидролиза – это отношение концентрации соли, подвергшейся гидролизу ссоли г, к общей концентрации соли в растворе ссоли. • Величины Kг и степени гидролиза h связаны между собой отношением, аналогичным закону разбавления Оствальда: Kг = h 2 С/(1– h), а при малых значениях h<<1: Kг = h 2 С, Отсюда степень гидролиза

Степень гидролиза зависит от: 1) концентрации соли ссоли. Чем ниже концентрация раствора, тем больше степень гидролиза. 2) природы соли. Эта зависимость выражается через константу диссоциации основания, участвовавшего в образовании соли. Чем слабее электролит, образовавший соль, тем больше степень гидролиза. 3) от температуры. Эта зависимость выражается через зависимость от температуры ионного произведения воды. Гидролиз – процесс эндотермический, поэтому константа гидролиза и, соответственно, степень гидролиза с увеличением температуры возрастают.

Расчет степени гидролиза • для солей, гидролизующихся по Кt: • для солей, гидролизующихся по Аn: • для солей, гидролизующихся по Кt и Аn:

Расчет р. Н в растворах солей • Гидролиз по катиону (кислая среда, в растворе избыток H+): • Гидролиз по аниону (щелочная среда, в растворе избыток ОН-): • Гидролиз по катиону и аниону: • В растворах солей, не подвергающихся гидролизу р. Н = 7 (при Т = 25 С)

Необратимый гидролиз • Гидролиз протекает необратимо в том случае, когда соль образована очень слабой кислотой и очень слабым основанием. • Кроме того, желательно, чтобы один из продуктов гидролиза, уходил из сферы реакции в виде газа. Поэтому необратимому гидролизу подвергаются обычно соли газообразных или неустойчивых кислот: сероводородной, угольной, отчасти сернистой. Al 2 S 3, Al 2(CO 3)3, Cr 2 S 3, Fe 2(CO 3)3, Cr 2(SO 3)3 Уравнения реакций необратимого гидролиза пишутся только в молекулярной форме: Al 2 S 3 + 6 Н 2 О → 2 Al(ОН)3↓+ 3 Н 2 S↑ Fe 2(CO 3)3 + 3 H 2 O → 2 Fe(OH)3↓ + 3 CO 2↑