Лекция № 16. Равновесия в растворах электролитов

ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ

- реакции обмена между молекулами воды и ионами соли с образованием слабых электролитов.

Процесс гидролиза:

· обратный реакции нейтрализации

· эндотермический, Δ Н _Г>0 (всегда)

· в большинстве случаев – обратим

· сопровождается изменением рН раствора соли

· 4 типа солей

·

· Соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой

(Na₂SO_4, KI, NaВr, СsCl, RbNО₃ и т. п.)

- гидролизу не подвергаются

Na₂SO₄ ® Na+ + SO₄^2-

NaOH H₂SO₄

сильное основание сильная кислота

среда нейтральная: рН = 7

2) Соли, образованные слабым основанием и сильной кислотой

– гидролиз по катиону

(NH₄Cl, AgNO₃, AlBr_3, CuSO₄ и т. п.)

Диссоциация соли: NH₄Cl ® NH₄⁺ + Cl^–

NH₄ОН HCl

слабое основание сильная кислота

Гидролиз – по слабому иону:

NH₄⁺ + НОН NH₄ОН + Н⁺

Н⁺ОН^- кислая среда, рН < 7

Гидролиз многозарядных ионов протекает ступенчато:

Диссоциация соли: Zn(NO₃)₂ ® Zn²⁺ + NO₃^–

Zn(ОН)₂ HNO₃

слабое основание сильная кислота

Гидролиз – по слабому иону:

I ступень гидролиза: Zn²⁺ + НОН ZnОН⁺ + Н⁺

Н⁺ОН^-

кислая среда, рН < 7

! Раствор – электронейтральная система:

зарядность в левой и правой частях уравнения одинакова

В обычных условиях (Т комн, не слишком разбавленный раствор) гидролиз идет только по I ступени

Усилить гидролиз (сместить гидролитическое равновесие →)

можно:

· разбавлением (↑ С _Н2О)

· ↑ Т (эндотермическая реакция, Δ Н _Г > 0)

· удалением продуктов гидролиза из сферы реакции (связывание ионов Н⁺ и ОН^-)

СN^- + НОН НСN + ОН^-

НСl ® Cl^- + H⁺

Н⁺ + ОН^-Н₂О

II ступень гидролиза: ZnОН⁺ + НОН → Zn(ОН)₂ ↓+ Н⁺

кислая среда, рН ↓

Если в результате гидролиза образуются малорастворимые или газообразные вещества Þ гидролиз необратимый

3) Соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой

– гидролиз по аниону

(К₂SiO₃, Na₂S, Ba(СН₃СОО)₂ и т. п.)

Диссоциация соли: Na₂S ® 2Na⁺ + S^2-

NaOH H₂S

сильное основание слабая кислота

Гидролиз – по слабому иону:

I cт.: S^2- + HOН HS^- + ОН^-

Н⁺ОН^-

щелочная среда, рН > 7

II ст.: HS^- + HOН H₂S + ОН^- рН ↑

4) Соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой

– гидролиз по катиону и аниону

(NН₄СN, РbCO₃, Аl₂S₃ и т. п.)

Диссоциация соли: NН₄СN → NН₄⁺ + CN^-

NH₄ОН HCN

слабое основание слабая кислота

Гидролиз – по слабым ионам:

NН₄⁺ + СN^- + Н₂О NН₄ОН + НСN

Н⁺ОН^-

Растворы таких солей могут быть кислыми, нейтральными или щелочными в зависимости от соотношения К _Д слабых электролитов, образующихся при гидролизе.

К _{Д NH4OH} = 1,8 ∙ 10 ^-5 , К _{Д HCN} = 7,9 ∙ 10 ^-10

К _{Д NH4OH} ˃ К _{Д HCN} Þ рН > 7, слабощелочная среда

Количественная характеристика гидролиза - степень гидролиза b-

- отношение концентрации гидролизованных ионов соли к исходной концентрации соли

b £ 1 а _иона ≈ с _иона

Гидролиз – обратимый равновесный процесс:

NH₄⁺ + НОН NH₄ОН + Н⁺

- константа гидролиза

х числитель и знаменатель на С _ОН-

К _W

К _{Д NH4OH}

Þ

В общем случае:

К _Г иона соли по определенной ступени равна ионному произведению воды, деленному на К _Д слабого электролита, образующегося на данной ступени гидролиза.

Диссоциация: Na₂S ® 2Na⁺ + S^2-

Гидролиз:

I cт. S^2- + HOН HS^- + ОН^-

II ст. HS^- + HOН H₂S + ОН^-

Выражения К _Г через равновесные С ионов:

Диссоциация H₂S:

I ст. H₂S HS^- +Н⁺

II ст. HS^- S^2- + Н⁺

К _Г1=10^-14/10^-14 = 1 К _Г2=10^-14/1,1^.10^-7 = 9,1^.10^-8

К _Г1>> К _Г2 (всегда) Þ

все количественные расчеты по I ступени!

Для соли, образованной слабой кислотой и слабым основании

Чем ↓ К _{Д продукта гидролиза,} тем ↑ К _Г

К _Г зависит:

от Т (сильно), с ↑ Т ↑ К _Г (D Н _Г < 0)

от природы гидролизующегося иона

не зависит от концентрации

Связь между b и К _Г (аналогично закону Оствальда):

Если b << 1

Расчет рН растворов солей с гидролизом по аниону:

ЗАДАЧА.

Рассчитайте К _Г, b и рН 0,01 М раствора К₂SО₃.

Решение.

Диссоциация сильного электролита К₂SО₃:

с_о 2 с_о с_о

К₂SО₃ ® 2К⁺ + SО₃^2-

КОН Н₂SО₃

сильное основание слабая кислота

Гидролиз по SО₃^2- (слабый ион):

I ст.: SО₃^2-+ НОН НSО₃^-+ ОН^- щелочная среда

с _равн: c ₀ - х х х

II ст.: НSО₃^- + Н₂О Н₂SО₃ + ОН^-

Þ расчет по I ступени гидролиза

I способ - через материальный баланс:

SО₃^2-+ НОН НSО₃^-+ ОН^-

	SO3^2-	НSO3^-	OН^-
c исход	со
D c	x	x	x
c равн	с о - x	x	x

Þ x = [ОН^-] = 4×10^-5 моль/л

pOH = -lg[ОН^-] = 4,4 pH = 14 - 4,4 = 9,6

II способ - через степень гидролиза:

рОН = - lg C _OH^- = -lg 4 ∙ 10 ^-5 = 4,4

рН = 14 – рОН = 14 – 4,4 = 9,6 рН ˃ 7

Расчет рН растворов солей с гидролизом по катиону:

ЗАДАЧА. Рассчитайте рН 0.5 М раствора АlСl₃, учитывая только 1-ю ступень гид­ролиза.

Решение.

с_о с_о 3 с_о

Диссоциация соли: АlСl₃ ® Аl³⁺ + 3Сl^-

Al(ОН) ₃ НCl

слабое основание сильная кислота

Гидролиз по Аl³⁺ (слабый ион):

I ст. Аl³⁺ + Н₂О АlОН²⁺ + Н⁺ кислая среда

с _равн: c ₀ - х х х

К _Г очень мало (<10^-4) Þ

b << 1 Þ расчет по приближенной формуле правомерен

[H⁺] = [AlOH²⁺] = bc ₀= 3,81×10^-3×0,5 = 1,91×10^-3.

Þ рН = – lg [H⁺] = – lg 1,91×10^-3 = 2,6. рН < 7

Дата добавления: 2014-10-31