Гидролиз солей

Гидролиз – это взаимодействие веществ с водой.

Гидролиз можно охарактеризовать степенью гидролиза: h

	гидролизованные ионы h = --------------------------------- общая концентрация соли

Степень гидролиза зависит

- от природы соли и выражается константой гидролиза,

- от концентрации,

- от температуры (чем выше температура, тем больше степень гидролиза).

Соли полнлстью, необратимо диссоциируют в растворе на ионы. При этом, если соль образована сильным основанием и сильной кислотой, то образованные в растворе ионы не вступают во взаимодействие с водой и не образуют с ней сложных веществ. Концентрация ионов гидроксила и ионов водорода не меняется, т.е. pH» 7 (среда нейтральная).

Пример: NaCl = Na⁺ + Cl^- - это не гидролизующиеся соли.

1). Рассмотрим соли, образованные слабой кислотой и сильным основанием:

NaNO₂, CH₃COONa, HCOOK (формиат калия), Na₃PO₄

CH₃COONa = CH₃COO^- + Na⁺

С водой будет взаимодействовать анион слабой кислоты

CH₃COO^- + H₂O «CH₃COOH + OH^- (накапливаются ионы гидроксила).

В растворах этих солей pH > 7 (среда щелочная).

		- константа гидролиза.

Равновесие гидролиза характеризуется константой гидролиза. Подставим в это выражение концентрацию ионов гидроксила, выраженную через ионное произведение воды:

В этом уравнении , отсюда получаем

- константа гидролиза соли, образованной слабой кислотой и сильным основанием

Расчет степени гидролиза:

c - ch ch ch

CH₃COO ^- + H₂O «CH₃COOH + OH ^-

c – исходная концентрация соли;

h – степень гидролиза;

ch – концентрация прогидролизовавшихся молекул.

Расчет рН среды:

A ^- +H₂O «HA + OH ^-; (A – анионы кислоты)

[HA] = [OH^-] (h<<1)

[OH^-]×[H⁺] = 10^-14 pOH = - lg[OH^-] (pH = 14 – pOH).

2). Рассмотрим соли, образованные сильной кислотой и слабым основанием:

NH₄OH, NH₄Cl, NH₄NO₃, CuSO₄

NH₄Cl = NH₄⁺ + Cl^-

NH₄⁺ +H₂O «NH₄OH + H⁺

В растворах этих солей pH < 7 (среда кислая).

Напишем выражение для константы равновесия этой реакции:

,

Подставив в это уравнение выражение для [H⁺] через ионное произведение воды, получаем

Степень гидролиза:

Расчет рН раствора:

c - ch ch ch

NH₄⁺ + H₂O «NH₄OH + H⁺

Пример: рассчитать степень гидролиза нитрата аммония и pH раствора, где С_м=0,1моль/л,

К_г. = К_ω/К_осн. = 10^-14/1,76×10^-5 = 5,7×10^-10 (константа гидролиза)

		(степень гидролиза)
		моль/л

pH = - lg 7,55 ×10 ^–6 = 5,1

3). Соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой:

CH₃COONH₄ (ацетат аммония), NH₄CN (цианид аммония), NH₄HCOO (формиат аммония).

CH₃COONH₄ = CH₃COO ^- + NH₄⁺

c – ch c – ch ch ch

CH₃COO ^- + NH₄⁺ + H₂O «CH₃COOH + NH₄OH

В растворах этих солей pH» 7 (среда нейтральная).

Если же константы диссоциации кислоты и основания сильно различаются, среда не будет нейтральной, например:

NH₄CN + H₂O «NH₄OH + HCN

К(NH ₄ OH) = 10^-5; K(HCN) = 6,2×10^-10

Гидролиз будет идти сильнее по аниону:

NH₄⁺ + H₂O «NH₄OH + H⁺ [OH^-] > [H ⁺ ]

CN^- + H₂O «HCN + OH^-

Напишем выражение для константы равновесия гидролиза ацетата аммония:

, здесь , тогда, умножив и разделив константу гидролиза на ионное произведение воды, получаем:

или

, откуда

Расчет степени гидролиза:

Расчет рН:

K_к. ~ [H⁺]; K_осн. ~ [OH^-]

Дата добавления: 2014-01-06