Гидролиз солей, образованных сильными кислотами и слабыми основаниями

Гидролиз солей

Осадок

Реакции ионного обмена

В растворах реакции протекают в результате обмена ионами реагирующих веществ – реакции ионного обмена. Они протекают до конца (необратимо), если в результате реакции:

· выделяется газ;

· выпадает осадок;

· образуется слабый электролит.

Эти процессы отображают с помощью уравнений в молекулярной, ионно-молекулярной и краткой ионной форме.

Например:

1. AgNO₃ + КСl = AgCl↓ + KNO₃ – молекулярное уравнение

Затем это уравнение записывают в ионно-молекулярной форме: в виде ионов записываются молекулы сильных электролитов (здесь - AgNO₃, КСl, KNO₃), а малорастворимые соединеиния (здесь – AgCl), слабые электролиты, газообразные и комплексные соединения пишутся в виде молекул:

Ag⁺ + NO₃ ^- + К ⁺ + Сl^- = AgCl↓ + К ⁺ + NO₃ ^- - полное ионно- молекулярное уравнение

Сущность протекающей реакции отражает краткое ионно-молекулярное уравнение, которое получается путем сокращения одинаковых ионов в обеих частях уравнения:

Ag⁺ + Сl^- = AgCl↓ - сокращенное ионно-молекулярное уравнение

Данный процесс необратим, так как образуется нерастворимое соединение.

2. Для реакции

2НСl + Na₂S = Н₂S↑ + 2NaCl

2Н⁺ + 2Сl ^- + 2Na ⁺ + S^2- = Н₂S↑ + 2Na ⁺ + 2Сl ^-

слабый

электролит

краткое ионно – молекулярное уравнение имеет вид:

2Н⁺ + S^2- = Н₂S↑

Процесс необратим, так как образуется слабый электролит.

3. Нередко встречаются обратимые процессы, в уравнениях которых в левой и правой частях уравнения имеются слабые электролиты

Mg(ОН)₂ +2НСl ↔ MgCl₂ +2Н₂О

Mg(ОН)₂ + 2Н⁺ + 2Сl^- ↔ Mg⁺² + 2Сl^- +2Н₂О

Mg(ОН)₂ + 2Н⁺ ↔ Mg⁺² +2Н₂О

Гидролизом соли называется реакция обменного взаимодействия соли с водой с образованием слабого электролита и изменением рН раствора.

Гидролиз протекает по ступеням (в реальных условиях только по первой ступени). При этом с молекулами воды взаимодействует «слабая часть» соли, а рН определяется «сильной » ее частью.

Возможны следующие случаи гидролиза:

Например: гидролиз FеСl₃ (соль образована сильной кислотой НСI и слабым нерастворимым основанием Fе(ОН)₃).

В растворе FeCl₃ диссоциирует на ионы:

FeCl₃ = Fе³⁺ + 3CI^-

Гидролиз протекает по катиону Fе³⁺(«слабой» части соли) в три ступени:

I ступень: Fе³⁺ + (Н⁺ОН^-) ↔ FeОН²⁺ + Н⁺- в ионно-молекулярном виде;

FeCl₃ + Н₂О ↔ FeОНСl₂ + НСl.- в молекулярном виде

II ступень: FeОН²⁺ + Н₂О ↔ Fe(ОН) ₂⁺ + Н⁺

FeОНСl₂ + Н₂О ↔ Fe(ОН)₂Сl + НСl.

III ступень: Fe(ОН) ₂⁺ + Н₂О↔ Fe(ОН)₃ + Н⁺;

Fe(ОН)₂Сl+ Н₂О↔ Fe(ОН)₃+ НСl.

В результате гидролиза на каждой ступени образуется катион Н⁺,следовательно, в растворе кислая среда (рН<7).

Таким образом, гидролиз соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой, протекает по катиону металла; в растворе – кислая среда (рН<7).

2. Гидролиз солей, образованных сильными основаниями и слабыми кислотами (Na₂CO₃, К₂S, Na₃РО₄, СН₃СОО Na и др.).

Например: гидролиз Na₃РО₄

В растворе Na₃РО₄ диссоциирует на ионы:

Na₃РО₄= 3Na⁺ + РО₄^3-.

Соль образована сильным основанием NaОН и слабой кислотой Н₃РО₄, поэтому гидролиз будет протекать по аниону РО₄^3-:

I ступень: РО₄^3- + Н₂О ↔ НРО₄^2- + ОН^-,

Na₃РО₄ + Н₂О ↔ Na₂НРО₄ + NaОН.

II ступень: НРО₄^2- + Н₂О ↔ Н₂РО₄^- + ОН^-,

Na₂НРО₄ + Н₂О ↔ NaН₂РО₄ + NaОН.

III ступень: Н₂РО₄^-+ Н₂О↔ Н₃РО₄ + ОН^-,

NaН₂РО₄ + Н₂О↔ Н₃РО₄ + NaОН.

В результате гидролиза на каждой ступени образуется анион ОН^-, следовательно, в растворе щелочная среда (рН>7).

Таким образом, гидролиз соли, образованной сильным основанием и слабой кислотой, будет протекать по аниону кислотного остатка («слабой части» соли); в растворе – щелочная среда (рН>7).

3. Гидролиз солей, образованных слабыми кислотами и слабыми основаниями (Fе(СН₃СОО)₃ и др.).

Пример: гидролиз ацетата аммония СН₃СООNН₄.

В растворе СН₃СОО NН₄, как сильный электролит, диссоциирует на ионы:

СН₃СОО NН₄ = NН₄⁺ + СН₃СОО^-

Соль образована слабым основанием NН₄ОН и слабой кислотой СН₃СООН, поэтому гидролиз будет протекать и по катиону NН⁺₄, и по аниону СН₃СОО^-:

NН₄⁺ + Н₂О ↔ NН₄ОН + Н⁺,

СН₃СОО^- + Н₂О ↔ СН₃СООН+ ОН^-,

NН₄⁺ + СН₃СОО^- + Н₂О ↔ NН₄ОН + СН₃СООН,

СН₃СОО NН₄ + Н₂О ↔ NН₄ОН + СН₃СООН.

В результате гидролиза образуется анион ОН^- и катион Н⁺, которые связываются в воду, в растворе нейтральная среда (рН=7). (Чаще всего раствор таких солей имеет слабокислую (рН=5-6) или слабощелочную среду (рН=8-9), что зависит от силы кислоты и основания образующих соль).

4. Гидролиз солей, образованных сильными кислотами и сильными основаниями (СаСl₂, Nа₂SО₄, NaNО₃, КСl и др.).

Соли данного типа гидролизу не подвергаются, раствор нейтрален (рН = 7), индикатор окраски не меняет.

5. Совместный гидролиз

Если в гидролизе участвуют одновременно растворы двух солей, одна из которых образованна катионом слабого основания(гидролизуется по катиону), а другая анионом слабой кислоты (гидролизуется по аниону), то произойдёт совместный гидролиз. В этом случае соли усиливают гидролиз друг друга и процесс протекает необратимо, то есть до конца.

Например:

2СrСl₃ + 3Na₂S +6Н₂О ↔ 6NаСl + 2Сr(ОН)₃↓ + 3Н₂S↑ - суммарное ионно-молекулярное уравнение,

где СrСl₃ гидролизуется по катиону:

Сr³⁺+Н⁺ОН^-↔ СrОН²⁺+Н⁺ (I ступень, конечный продукт гидролиза - гидроксид хрома (III) Сr(ОН)₃),

а Na₂S – по аниону:

S^2-+ Н⁺ОН^-↔НS^-+ОН^- (I ступень, конечный продукт гидролиза - Н₂S)

Количественно процесс гидролиза характеризуетсястепенью гидролиза h и константой гидролиза Кг.

Степень гидролиза показывает отношение числа гидролизовавшихся молекул к общему числу молекул соли в растворе:

h=C_{гидр молекул}/C_{общее число молекул}

Степень гидролиза зависит от концентрации и температуры. Наиболее общую характеристику гидролиза даёт константа гидролиза, т.к. она зависит только от температуры.

Например:

S^2-+ Н⁺ОН^-↔НS^-+ОН^- - I ступень

Кг₁,

НS^-+ Н⁺ОН^-↔ Н₂S+ОН^- - II ступень

Кг₂

Т.к. концентрация воды изменяется мало при гидролизе, то её принимают постоянной.

Кг₁ Кг₂

Связь константы и степени гидролиза выражается уравнением аналогичным закону разбавления Оствальда:

Кг,

Следовательно, К_r для солей, образованных слабой кислотой и сильным основанием:

К_г= К_д (H₂O) / К_д (кислоты)

для солей, образованных сильной кислотой и слабым основанием

К_г= К_д (H₂O) / К_д (основания)

для солей, образованных слабой кислотой и слабым основанием

К_г= К_д (H₂O) / К_д (основания) ∙ К_д (кислоты)

На состояние равновесия процесса гидролиза влияет температура и концентрация. Смещение равновесия гидролиза происходит в соответствии с принципом Ле-Шателье. Гидролиз – это эндотермический процесс (идет с поглощением тепла). Поэтому увеличение температуры усиливает гидролиз (т.е. смещает равновесие вправо). Гидролиз усиливается при разбавлении водой и при удалении продуктов гидролиза. Гидролиз подавляется, равновесие смещается влево, если увеличивать концентрацию продуктов гидролиза. Гидролиз может протекать необратимо, если продукты гидролиза уходят из сферы реакции (выпадение осадка, выделение газа).

Например: чтобы затормозить гидролиз Na₂S:

S^2-+ Н⁺ОН^-↔НS^-+ОН^- - I ступень,

необходимо:

а) понизить температуру, так как при этом равновесие смещается всегда в сторону экзотермического процесса (с выделением тепла), которым и является обратная реакция;

б) добавить щелочь или повысить рН, так как при этом увеличится концентрация ОН^-, которая является продуктом реакции, а при увеличении концентрации продуктов реакции равновесие смещается в сторону обратной реакции.

Дата добавления: 2014-10-15