Гидролиз соли по аниону

Пример

0,05 г соли Al₂(SO₄)₃ растворили в 100 см³ воды. Чему равна величина pH полученного раствора?

Решение. Уравнение электролитической диссоциации соли:

⇄

Al³⁺ “наследует” свойства слабого основания Al(OH)₃ (K^I_дисс.< 10⁻²);

(SO₄)²⁻ “наследует” свойства сильной кислоты H₂SO₄ (К^I_дисс.> 10⁻²).

Если гидролизу подвергается многозарядный катион, то гидролиз может протекать по стадиям, а число стадий гидролиза равно заряду катиона.

Для катиона Al³⁺ возможны 3 стадии гидролиза.

Ионное уравнение гидролиза по 1^-ой стадии:

  ⇅

  ⇅

⇄ .

K^I_дисс.= 1,8∙10⁻⁹, K^III_дисс.= 1,4∙10⁻¹⁶- это последняя константа диссоциации слабого основания Al(OH)₃.

Равновесие реакции сдвинуто влево, в сторону более слабого электролита - воды:

(< ), следовательно > .

Ионы (SO₄)²⁻ в реакции не участвуют.

Молекулярное уравнение 1-ой стадии гидролиза:

⇄. (равновесие сдвинуто влево)

Так как в результате реакции гидролиза в растворе появляются свободные ионы Н⁺, то pH < 7 (среда кислая).

Расчет pH 1^-ой стадии гидролиза в растворе Al₂(SO₄)₃.

Необходимо перевести заданную концентрацию соли в мольную:

Мольная масса Al₂(SO₄)₃ .

_.

Ответ: рН раствора соли Al₂(SO₄)₃ заданной концентрации равен 3,83.

Так как гидролиз соли – реакция эндотермическая, в соответствии с принципом Ле-Шателье о сдвиге равновесия, повышение температуры приводит к увеличению степени гидролиза β. Нагревание способствует гидролизу (сдвигу равновесия вправо). Добавление воды (разбавление раствора) приводит к усилению гидролиза.

Усиление ступенчатого гидролиза солей многокислотного слабого основания и сильной кислоты может привести к образованию малорастворимых основных солей, тогда равновесие гидролиза сильно сдвигается вправо.

Гидролиз соли по катиону можно предотвратить, если растворять соль в заранее подкисленном растворе. В данном случае перед растворением соли Al₂(SO₄)₃ необходимо в воду добавить кислоту H₂SO₄ в таком количестве, чтобы величина pH стала меньше 3,83.

Добавление щелочи в таком количестве, чтобы величина pH стала больше 3,83 вызовет сдвиг равновесия вправо, т.е. будет способствовать гидролизу. Поэтому при нагревании, разбавлении и добавлении щелочи могут протекать последующие стадии гидролиза.

Как правило, гидролиз идет лишь по первой стадии в силу выше описанных причин. Но если существуют условия для сдвига равновесия реакции гидролиза, то возможно протекание последующих стадий.

2-ая стадия гидролиза

Ионное уравнение 2-ой стадии гидролиза:

⇄ ;

Молекулярное уравнение 2-ой стадии гидролиза:

⇄ .

Расчет рН, β, К_Г гидролиза можно провести, руководствуясь теми же представлениями, что и для 1-ой стадии гидролиза.

3-я стадия гидролиза:

  →

  ⇅

;

  →

.

В данном случае 3-я стадия гидролиза идет до конца, так как образуется малорастворимое соединение Al(OH)₃.

Рассмотрим гидролиз соли, образованной сильным основанием и слабой кислотой, например, КF. Реакция полной диссоциации соли:

КF ⇄ K⁺ + F^-.

Гидролизу подвергается анион слабой кислоты F^-:

F- + H₂O ⇄ HF + OH^-.

Суммарная реакция гидролиза в молекулярном виде:

КF + H₂O⇄ HF + КОН.

Из уравнения реакции гидролиза следует, что в растворе появляется некоторое избыточное количество ОН^--ионов, т.е. раствор подщелачивается. Степень гидролиза β и константа гидролиза К_Г в данном случае описываются теми же уравнениями, как и в предыдущих примерах, но вместо константы диссоциации слабого основания входит константа диссоциации слабой кислоты.

Равновесную концентрацию ионов ОН^- вычисляем из уравнения:

= β∙С_An = .

Соответственно, водородный показатель среды рассчитывается по уравнению:

Следовательно, гидролиз соли, образованной сильным основанием и слабой кислотой, идет по аниону и приводит к подщелачиванию раствора. рН среды вычисляется по формуле: ,

где ; –- последняя константа диссоциации слабой кислоты (справочная величина); C_ан., моль/л – исходная концентрация анионов соли.

Дата добавления: 2014-01-07