Основные теоретические положения. Гидролизом солиназывают процесс взаимодействия ионов соли с молекулами воды, который сопровождается изменением рН раствора

Гидролизом соли называют процессвзаимодействия ионов соли с молекулами воды, который сопровождается изменением рН раствора. Гидролиз протекает только тогда, когда при взаимодействии ионов соли и воды образуются малодиссоциированные вещества. Известны следующие виды гидролиза солей.

 

Гидролиз по аниону

 

В этом случае гидролизуются соли сильного основания и слабой кислоты, при этом реакция среды становится щелочной (рН > 7).

Например:

 

СН₃СООK ® СН₃СОО ^– + K⁺;

 

K⁺ + HOH®реакция практически не идет;

СН₃СОО ^– + HOH Û СН₃СООН + ОН ^–, рН > 7.

 

Молекулярное уравнение гидролиза имеет вид

 

СН₃СООK + HOH Û СН₃СООН + KОН.

 

Если анион многозарядный, то гидролиз протекает ступенчато.

Например:

 

Na₂S + HOH Û NaHS + NaOH;

 

I ступень гидролиза: S^2– + HOH Û HS ^– + OH ^–;

 

II ступень гидролиза: HS ^– + HOH Û H₂S + OH ^–.

 

Накапливающиеся в растворе ионы ОН ^–препятствуют протеканию II ступени гидролиза, поэтому практически гидролиз идет только по I ступени.

 

Гидролиз по катиону

 

В этом случае гидролизуются соли слабого основания и сильной кислоты, при этом реакция среды становится кислой (рН < 7).

Например:

 

NH₄Cl ® NH₄⁺ + Cl ^– ;

 

Cl ^– + HOH ® реакция практически не идет;

 

NH₄⁺ + HOH Û NH₄OH + H⁺, рН < 7.

 

Молекулярное уравнение гидролиза

 

NH₄Cl + HOH Û NH₄OH + HCl.

Гидролиз по катиону и аниону одновременно

 

Такому виду гидролиза подвергаются соли слабого основания и слабой кислоты. В реакции участвуют и катион, и анион соли. Реакция среды определяется относительной силой образующихся слабой кислоты и слабого основания. При этом возможны три случая:

– если константа диссоциации кислоты K _{кислоты} больше константы диссоциации основания K _осн, то преобладает гидролиз по катиону и рН < 7;

– если K _{кислоты} < K _осн , то преобладает гидролиз по аниону и рН > 7;

– если K _{кислоты}» K _осн , то рН» 7.

 

Необратимый полный гидролиз

 

Если кислота и основание, образующие соль, являются не только слабыми электролитами, но и малорастворимы в воде или неустойчивы и разлагаются с образованием газообразных продуктов, то гидролиз, как правило, протекает практически необратимо.

Например:

 

Al₂S₃ + 6HOH ® 2Al(OH)₃¯ + 3H₂S ­;

 

2Al³⁺ + 3S^2– + 6HOH ® 2Al(OH)₃¯ + 3H₂S ­.

 

Количественными характеристиками глубины протекания гидролиза являются степень гидролиза h и константа гидролиза K _г.

Степень гидролиза h показывает, какая часть соли находится в гидролизованном состоянии и выражается в долях единицы или в процентах

 

h = С _г/ С ₂,

 

где С _г – концентрация гидролизованной части соли, моль/дм³; С ₂– общая концентрация растворенной соли, моль/дм³.

Расчет константы гидролиза K _г, степени гидролиза h и рН раствораследует вести по формулам:

1) при гидролизе по аниону

K _г = ; h = = , (5)

 

где K _{кислоты} – константа диссоциации слабой кислоты; K _в – ионное произведение воды.

 

рН = 14 + lg ; (6)

 

2) при гидролизе по катиону

K _г = ; h = = ; рН = –lg , (7)

 

где K _осн – константа диссоциации слабого основания;

 

3) при гидролизе по катиону и аниону одновременно:

K _г = ; h = ; рН = –lg . (8)

 

Гидролиз – это частный случай реакций ионного обмена, поэтому на равновесие этого процесса оказывают влияние все факторы, от которых зависят ионные равновесия. Таким образом, смещение гидролитических равновесий может происходить в следующих случаях:

– при добавлении в равновесную смесь одного из продуктов гидролиза (кислоты при гидролизе по катиону или основания при гидролизе по аниону), тогда в соответствии с принципом Ле Шателье равновесие смещается в обратном направлении, то есть в сторону «подавления» гидролиза соли;

– при уменьшении концентрации соли в растворе (при разбавлении системы) равновесие гидролиза смещается в сторону образования продуктов;

– при нагревании растворов солей гидролиз усиливается.