Кислотно-основные равновесия в растворах солей. Гидролиз солей

9.1. Состав продуктов реакции гидролиза. Качественная оценка реакции среды в растворах солей.

Гидролиз – обменное взаимодействие между ионами соли и водой.

В реакцию гидролиза вступают:

а) соли, образованные слабой кислотой и сильным основанием (KNO₂, Na₃PO₄, K₂S, K₂SO₃, Na₂CO₃ и т.д.)

Например:

I ст. K₂S + H₂O Û KHS + KOH

S^2– + H₂O Û HS^– + OH^– pH > 7;

II ст. KHS + H₂O Û KOH + H₂S

HS^– + H₂O Û H₂S + OH^–

б) соли, образованные сильной кислотой и слабым основанием (NH₄Cl, CuSO₄, ZnCl₂, Fe(NO₃)₃ и т.д.).

Например

I ст. 2CuSO₄ + 2H₂O Û (CuOH)₂SO₄ + H₂SO₄

Cu⁺² + H₂O Û CuOH⁺ + H⁺ pH < 7

II ст. (CuOH)₂SO₄ + 2H₂O Û 2Cu(OH)₂ + H₂SO₄

CuOH⁺ + H₂O Û Cu(OH)₂ + H⁺

в) соли, образованные и слабым основанием, и слабой кислотой (NaNO₂, NH₄CN, (NH₄)₂S)

Например:

I ст. (NH₄)₂S + Н₂О Û NH₄OH + NH₄HS

2NH+ S^2– + H₂O Û NH₄OH + NH+ HS^–

II ст. NH₄HS + H₂O Û NH₄OH + H₂S

NH+ HS^– + H₂O Û NH₄OH + H₂S

Для оценки значений рН растворов в этих случаях сравнивают значения рК_а (кислоты) и рК_В (основания), получающихся в результате гидролиза. Если рК_а < рК_В, то среда слабокислая, рК_а > рК_В – среда слабощелочная.

Процесс гидролиза обратим, но известны случаи и необратимого гидролиза, если:

а) в растворе одновременно идет гидролиз и по катиону, и по аниону;

б) два или более продуктов выводятся из сферы реакции в виде осадка, газа, слабого электролита;

в) продукты совместного гидролиза (Н⁺ и ОН^–) взаимодействуют с образованием слабого электролита – Н₂О, в результате чего равновесие смещается вправо, например, Al₂S₃, Fe₂(CO₃)₃ и т.д.

Al₂S₃ + 6Н₂О ® 2Al(OH)₃ + 3H₂S

В растворах эти соли не существуют, на что указано в таблице растворимости, поэтому в реакциях ионного обмена они образуются.

2CrCl₃ + 3Na₂CO₃ + 6H₂O ® 2Cr(OH)₃ + 3CO₂ + 6NaCl

Cr⁺³ + H₂O Û CrOH²⁺ + H⁺

Þ H⁺ + OH^– ® Н₂О

CO+ H₂O Û HCO+ OH^–

9.2. Количественные характеристики гидролиза.

Для количественной оценки реакции гидролиза используют значения констант гидролиза, степени диссоциации, рН растворов солей.

9.3. Гидролиз солей, образованных слабой кислотой и сильным основанием (гидролиз по аниону).

А^– + НОН Û НА + ОН^–

Кр = , т.к. [H₂O] ~ const, то Кр [H₂O] = const, это произведение называют константой гидролиза (К_г)

К_г = К_р[H₂O] =

После некоторых математических преобразований получим:

К_г = = ;

Из уравнения реакции гидролиза [HA] = [OH^–]. Так как соли – сильные электролиты, то можно принять, что [A^–] ~ с_соли, тогда

К_г = , отсюда [OH^–] =

Степень гидролиза (h) – отношение числа ионов, подвергшихся гидролизу, к общему числу введенных в раствор ионов.

h = = , отсюда [OH^–] = h*с_соли

h можно рассчитать по другой формуле

h = =

Пример: Рассчитайте рН, степень гидролиза и константу гидролиза 0,1М раствора СН₃СООNa (Т = 298 К).

Решение: СН₃СООNa + H₂O Û CH₃COOH + NaOH

К_г = = = 5,75*10^–10;

[OH^–] = = = 7,58*10^–6 моль/л

рН = 14 + lg[OH^–] = 8,88

h = = = 7,58*10^–5

9.4. Гидролиз солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой.

Рассмотрим на примере гидролиза соли NH₄Cl

NH₄Cl + H₂O Û NH₄OH + HCl

NH+ H₂O Û NH₄OH + H⁺

К_р = , отсюда К_г = К_р[H₂O] = ;

после математических преобразований получим:

К_г = = ;

Так как [NH₄OH] = [H⁺], а [NH] @ [NH₄Cl] = с_соли, то

К_г = , а [H⁺] =

h = = = = .

Соответственно, [H⁺] = h*c_соли

Пример: Рассчитайте рН, степень гидролиза и константу гидролиза 0,01М раствора NH₄NO₃.

Решение:

NH₄NO₃ + H₂O Û NH₄OH + HNO₃

К_г = = = 5,56*10^–10

[H⁺] = = = = 2,36*10^–6 моль/л

рН = –lg[H⁺] = – lg2,36*10^–6 = 5,63

h = = = 2,36*10^–4

9.5. Гидролиз солей, образованных слабой кислотой и слабым основанием.

Рассмотрим на примере гидролиза соли NH₄CN

NH₄CN + H₂O Û NH₄OH + HCN

NH+ CN^– + H₂O Û NH₄OH + HCN

К_р = Þ К_г = К_р[H₂O] =

После математических преобразований получим

К_г = = =

9.6. Влияние различных факторов на степень гидролиза.

Глубина протекания гидролиза солей зависит от:

1) природы веществ;

2) концентрации растворов;

3) температуры;

4) рН среды.

9.7. Чем слабее кислота или основание, образующее соль, тем полнее протекает гидролиз.

Пример: Укажите, не производя вычислений, рН какого из растворов двух солей одинаковой концентрации ниже (выше): а) FeCl₂ и FeCl₃; б) Na₂CO₃ и NaHCO₃.

Решение:

а) FeCl₂ + H₂O Û FeOHCl + HCl (1)

Fe⁺² + H₂O Û FeOH⁺ + H⁺

FeCl₃ + H₂O Û FeOHCl₂ + HCl (2)

Fe⁺³ + H₂O Û FeOH²⁺ + H⁺

Cтепень диссоциации (FeOH)²⁺ меньше, чем (FeOH)⁺, следовательно, равновесие процесса гидролиза FeCl₃ в большей степени смещено вправо, чем FeCl₂, поэтому рН₂ < рН₁.

б) Na₂CO₃ + H₂O Û NaHCO₃ + NaOH (1)

CO+ H₂O Û + OH^–

H₂O

NaHCO₃ + H₂O Û NaOH + H₂CO₃ (2)

CO₂

H₂O

HCO+ H₂O Û OH^– + H₂CO₃

CO₂

Степень диссоциации Н₂СО₃ по I ступени больше, чем по II, следовательно HCO, образующийся на I ступени гидролиза, более слабый электролит, чем Н₂СО₃, образующийся на II ступени гидролиза, следовательно гтдролиз Na₂CO₃ протекает более полно, чем NaHCO₃ и рН₁ > рН₂.

9.8 Связывая образующиеся в результате реакции ионы Н⁺ или ОН^– в слабый электролит Н₂О за счет, соответственно, увеличения или уменьшения рН среды, можно сместить равновесие процесса вправо, увеличить степень гидролиза.

Пример: Каким образом можно: а) увеличить степень гидролиза AlCl₃; б) уменьшить степень гидролиза Na₂S?

Решение:

а) AlCl₃ + H₂O Û AlOHCl₂ + HCl

Al⁺³ + H₂O Û AlOH²⁺ + H⁺

Сместить равновесие вправо, т.е. увеличить степень гидролиза, можно за счет разбавления раствора, повышения температуры и увеличения рН среды.

б) Na₂S + H₂O Û NaOH + NaHS

S^2– + H₂O Û HS^– + OH^–

Сместить равновесие влево, т.е. уменьшить степень гидролиза, можно за счет увеличения концентрации раствора, понижения температуры и увеличения рН среды.

Дата добавления: 2014-10-31