Гидролиз солей. Гидролизом соли называется процесс взаимодействия растворенной соли с водой, сопровождающийся, как правило
Гидролизом соли называется процесс взаимодействия растворенной соли с водой, сопровождающийся, как правило, изменением рН раствора. Гидролиз может происходить только в том случае, когда в процессе взаимодействия происходит образование мало диссоциирующих частиц. Поэтому гидролизу подвергаются соли слабых кислот или слабых оснований или тех и других вместе. Уравнения гидролиза пишут аналогично другим ионным уравнениям: малодиссоциированные и малорастворимые, а также газообразные вещества пишут в виде молекул, сильные электролиты - в виде ионов. Уравнения гидролиза солей многоосновных кислот и оснований с кислотностью больше 1 записывают по ступеням. Пример 1 Гидролиз Na2CO3 (соль сильного основания и слабой кислоты). I ступень: СО32-+Н2О «НСО3- + ОН- (ионно-молекулярное уравнение) Na2CO3 + H2O «NaHCO3+ NaOH (молекулярное уравнение) 2 ступень: HCO3-+ H2O «H2CO3 + OH- NaHCO3 + H2O «H2CO3 + NaOH. Анион слабой кислоты (карбонат-ион СО32-) связывает ионы водорода, образуя по I ступени гидрокарбонат-ион (НСО3-), по 2 ступени - слабую угольную кислоту (H2CO3). При этом накапливаются гидроксид-ионы (ОН-), обуславливающие щелочную реакцию раствора (рН>7). Пример 2 Гидролиз NH4Cl (соль слабого основания и сильной кислоты) NH4++H2O «NH4OH + H+ NH4Cl + H2O «NH4OH + HC1. Пример 3 Гидролиз СrCl3 (соль слабого основания с кислотностью, равной 3, и сильной кислоты). Ион Cr3+ соединяется с ионами ОН- ступенчато, образуя гидросксид-ионы, ионы Cr(OH)2+, [Cr(OH)2]+ и молекулы Cr(OH)3. Практически гидролиз ограничивается I ступенью: Cr3++H2O «Cr(OH)2++H+. Образуется основная соль CrCl3 + H2O «CrOHC12 + Hc1. РН<7. Гидролиз Al(CH3COO)3 (соль слабого основания и слабой кислоты) Al3++3CH3COO- + 3H2O ® Al(OH)3¯ + 3CH3COOH В этом случае образующиеся ионы водорода и гидроксид-ионы взаимно нейтрализуются (рН» 7), следовательно, процесс гидролиза становится необратимым. Образуются малодиссоциирующие кислота и основание. Константа гидролиза (Кг), степень гидролиза (h) связаны с ионным произведением воды (КW) и молярными концентрациями гидролизующейся соли (С) и образующихся ионов [Н+] и [ОН-] следующими соотношениями: а) гидролиз по аниону (соль слабой кислоты и сильного основания) Кг = КW/Кa, h» Ö(Кг/С), [ОН-]= h × C» Ö(Кг×С), [Н+]» КW/[ОН-], где Ка - константа диссоциации кислоты; б) гидролиз по катиону (соль слабого основания и сильной кислоты) Кг = КW/Кb, h @ Ö(Кг/С), [Н+] = h×C»Ö(Кг×С), где Кb - константа диссоциации основания; в) одновременный гидролиз по катиону и аниону (соль слабого основания и слабой кислоты) Кг = КW/(Кb×Кa).
Замечания 1. Приведенные выше формулы справедливы при выполнении условия h<<1. Если это условие не выполняется, то h рассчитывают из формулы КГ=C× h2/(1-h). 2. Для расчета константы гидролиза необходимо использовать константы диссоциации кислот и оснований по ступени, соответствующей уравнению гидролиза, например, уравнению гидролиза HPO4 2- + H2O «H2PO4 - + OH- соответствует вторая ступень диссоциации фосфорной кислоты H2PO4 - «HPO4 2- + H+. (Обратите внимание на подчеркнутые ионы - они присутствуют в обоих процессах, хотя и расположены по разные стороны от стрелки). Пример 5 Вычислить степень гидролиза ацетата калия в 0,1 М растворе и рН раствора. Решение Уравнение реакции гидролиза СН3СОО-+Н2О «СН3СООН + ОН-. Из справочных данных Кa=1,8×10-5. Кг = КW/Кa = 10-14 /(1,8×10-5) = 5,56 × 10-10. h = Ö(Кг/С) = Ö(5,56×10-10 /0,1) = 7,5×10-5. [ОН-] = h×C = 7,5×10-5×0,1 = 7,5×10-6 моль/л. [Н+] = КW/[ОН-] = 10-14/(7,5×10-6) = 1,33×10-9 моль/л. рН = -lg[Н+] = - lg 1,3 × 10-9 = 8,88. Пример 6 Определить рН 0,1 М раствора ортофосфата калия К3РО4. Решение Для расчета рН достаточно ограничиться I ступенью гидролиза PO43-+H2O «HPO42-+ OH-, соответствующей третьей ступени диссоциации фосфорной кислоты Кa3(Н3РО4) = 1,3 × 10-12. Кг = КW/Кa3 = 10-14/(1,3×10-12) = 7,7×10-3. Далее решение аналогично решению примера 5. Если в раствор гидролизующейся соли ввести реактив, связывающий образующиеся при гидролизе ионы Н+ или ОН-, то, в соответствии с принципом Ле Шателье, для восполнения потерь этих ионов равновесие смещается в сторону усиления гидролиза. Гидролиз может стать полным и необратимым. Пример 7. Гидролиз хлорида цинка: I ступень: Zn2++H2O «ZnOH++H+ 2 ступень: ZnOH++H2O «Zn(OH)2¯ +H+. Если в раствор соли ZnCl2 добавить немного щелочи, то гидроксид-ионы ОН- щелочи будут связывать образующиеся при гидролизе ионы Н+ с образованием воды. Равновесие сместится вправо, т.е. гидролиз пойдет и по 2 ступени, до конечного продукта Zn(OH)2¯. Если же раствор соли (ZnCl2) подкислить, то увеличение концентрации ионов Н+ сместит равновесие гидролиза влево, т.е. гидролиз будет подавлен. Ионы Н+ (или ОН-) можно связать в молекулы воды, вводя в раствор не только щелочь (или кислоту), но и другую соль, которая также подвержена гидролизу, но характер среды в растворе которой противоположен характеру среды раствора первой соли. Сливаемые растворы взаимно нейтрализуют друг друга, гидролиз обеих солей усилится и станет необратимым, что приведет к образованию конечных продуктов гидролиза обеих солей Пример 8 При смешении растворов солей Zn(NO3)2 и Na2CO3 гидролиз общих солей будет полным и необратимым. Первый раствор I ступень: Zn2++H2O «Zn(OH)++H+, 2 ступень: ZnOH++H2O «Zn(OH)2¯ +H+. Второй раствор I ступень: CO32- + H2O «HCO3-+OH-, 2 ступень: HCO3-+H2O «H2CO3 + OH-. При сливании растворов Н+ + ОН-®Н2О и, как следствие (с учетом того, что угольная кислота неустойчива и разлагается на CO2 и H2O) Zn2++CO32-+H2O ® Zn(OH)2¯ + CO2 или в молекулярном виде Zn(NO3)2 + Na2CO3 + H2O ® Zn(OH)2¯ + CO2 + 2NaNO3.
|