Гидролиз солей

Ионная теория кислот и оснований

Согласно с теорией электролитической диссоциации, общие свойства кислот обусловлены наличием в растворах ионов водорода, а оснований – гидроксид-ионов.

Для количественной оценки процесса диссоциации слабых кислот и оснований используют константу диссоциации К_д.

Впервые водородную теорию кислот выдвинули Дэви и Дюлонг. А созданная с.Аррениусом теория электролитической диссоциации лишь подтвердило и уточнило эту теорию. А затем Брэнстед и Лоури предложили теорию, в которой кислоты и основания определяли с одной позиции, по одному признаку. Как и ранее, они определяли кислоту как вещество, способное отщеплять протон. Однако в отличие от предыдущей теории. За основание они принимали вещество, способное принимать протон. От слова

«протон» эта теория была названа протолитической.

СН₃СООН ⇄ Н⁺ + СН₃СОО¯

кислота основание

NH₃ + H⁺ ⇄ NH₄⁺

основание кислота

Поскольку ацетат-ион СН₃СОО¯ способен принимать протон с образованием моляризованной формы уксусной кислоты СН₃СООН, то он тоже является основанием. Ион аммония NH₄⁺ способен отщеплять протон с образованием NH₃ , следовательно, он является кислотой. Таким образом, с точки зрения протолитической теории, с каждой кислотой сопряжено основание, а с каждым основанием сопряжена кислота. Естественно, чем сильнее кислота, тем слабее сопряженное с ним основание и наоборот.

Ограниченность протолитической теории заключается в том, что понятие кислоты связывается только с донорами протонов. Нейтрализовывать же основания, то есть проявлять кислотные свойства, могут и такие вещества, как BF₃, AlCl₃, SnBr₄. Этот недостаток протолитической теории был устранен американским ученым Льюисом в созданной им электронной теории кислоти оснований. В ее основе лежат представления о донорах и акцепторах электронных пар. С точки зрения электронной теории кислотой является вещество, способное принимать электронную пару, а основанием – вещество, способное отдавать электронную пару для образования химической (донорно-акцепторной) связи.

Таким образом, с точки зрения электронной теории образование донорно-акцепторной химической связи, а следовательно, и образование комплексных соединений является результатом кислотно-основного взаимодействия.

В химической практике часто приходится встречаться с такими факторами. Когда растворы разных средних солей, которые не содержат в своем составе ни ионов водорода, ни гидроксид-ионов, имеют кислотную, щелочную или нейтральную реакцию среды. Эти факты можно пояснить процессом гидролиза, то есть взаимодействием соли с водой.

Нужно отметить, что с процессами гидролиза и растворения связано поддержание на определенном уровне кислотности крови и других физиологических жидкостей. Действие медицинский препаратов, принадлежащим к солям, также обусловлено их кислотно-основными свойствами, способностью к гидролизу в условиях физиологической среды организма. Гидролитические процессы также необходимо учитывать и при хранении медикаментов и при их назначении в комплексе с другими лекарственными средствами.

Гидролизом называют обменную реакция соли с водой, которая приводит к образования слабых электролитов.

Любую соль по теории Аррениуса можно представить как продукт взаимодействия кислоты и основания. Соли образованы разными по силе кислотами и основаниями, поэтому все соли подразделяют на четыре группы:

1. Соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой. Такие соли не подлежат гидролизу. Поскольку ионы этих солей не образуют с водой слабых электролитов. Равновесие диссоциации воды не нарушается и концентрация ионов водорода и гидроксид-ионов остается такой же, как и в чистой воде. Поэтому водный раствор такого типа имеет нейтральную реакцию среды (рН = 7).

2. Соли, образованные слабой кислотой и сильным основанием. Например: KСlO, Na₂CO₃, CH₃COONa, NaCN, Na₂S, K₂SiO₃.

Запишем уравнение гидролиза ацетата натрия:

CH₃COONa + H₂O ⇄ CH₃COOH + NaOH

В результате реакции образовался слабый электролит – уксусная кислота. В ионном виде этот процесс можно записать так:

СН₃СОО¯ + Н₂О ⇄ СН₃СООН + ОН¯

Следовательно, раствор СН3СООNa будет проявлять щелочную реакцию.

Таким образом, при растворении в воде соли сильного основания и слабой кислоты раствор приобретает щелочную реакцию вследствие гидролиза. Говорят, что такие соли гидролизуются по аниону.

3. Соли, образованные сильной кислотой и слабым основанием. Например: Al₂(SO₄)₃, FeCl₂, CuBr₂, NH₄Cl.

Рассмотрим гидролиз хлорида железа (П):

FeCl₂ + H₂O ⇄ Fe(OH)Cl + HCl.

В ионном виде этот процесс можно записать так:

Fe²⁺ + H₂O ⇄ Fe(OH)⁺ + H⁺.

Во второй ступени гидролиз протекает следующим образом:

Fe(OH)⁺ + H₂O ⇄ Fe(OH)₂ + H⁺.

По уравнению гидролиза видно, что в растворе накапливаются катионы водорода, т.е. раствор приобретает кислую реакцию. Гидролиз идет по катиону.

4. Соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой. Например: Al₂S₃, Cr₂S₃, CH₃COONH₄, (NH₄)₂CO₃. При растворении в воде таких солей образуются слабодиссоциирующие кислота и основание:

CH₃COONH₄ + H₂O ⇄ CH₃COOH + NH₄OH

или в ионном виде:

CH₃COO¯ + NH₄⁺ + H₂O ⇄ CH₃COOH + NH₄OH.

Реакция среды в растворах подобных солей зависит от относительной силы кислоты и основания. Другими словами, водные растворы таких солей могут иметь нейтральную, кислую или щелочную реакцию в зависимости от констант диссоциации образующихся кислот и оснований.

Так, при гидролизе CH₃COONH₄ реакция раствора будет слабощелочной, поскольку константа диссоциации гидроксида аммония больше константы диссоциации уксусной кислоты.

Дата добавления: 2014-01-05