3. Гидролиз солей

Химическое взаимодействие между каким-либо веществом и ионами воды, в результате которого происходит смещение равновесия воды, называется гидролизом. Реакции гидролиза, являясь обратимыми, подчиняются законам химического равновесия.

При гидролизе солей в реакцию с ионами воды вступают анионы слабых кислот и катионы слабых оснований, образуя слабо диссоциирующие или трудно растворимые соединения, в результате чего происходит смещение ионного равновесия диссоциации воды:

А^‒n + НОН ↔ (НА)^1‒n + ОН^‒ , (9)

Ме^+m + НОН ↔ (МеОН)^m‒1 + Н⁺ , (10)

где А^‒n ‒ анион слабой кислоты; Ме^+m ‒ катион слабого основания.

В результате такого взаимодействия раствор соли, образованной слабой кислотой и сильным основанием, имеет рН > 7, а раствор соли, образованной слабым основанием и сильной кислоты, имеет рН < 7.

В растворе соли, образованной слабой кислотой и слабым основанием, рН определяется относительной силой кислоты и основания.

Количественно процесс гидролиза характеризуется степенью гидролиза (h) и константой гидролиза (К_гидр).

Степень гидролиза зависит от природы растворенного вещества, температуры (с возрастание температуры степень гидролиза увеличивается), концентрации растворенного вещества (степень гидролиза увеличивается с уменьшением концентрации) и рассчитывается по следующей формуле:

h = N / M, (11)

где N ‒ число гидролизованных молекул растворенного вещества;

M ‒ общее число молекул растворенного вещества.

Константа гидролиза зависит от природы растворенного вещества и температуры раствора.

Рассмотрим зависимость константы гидролиза от природы растворенной соли.

1. Соль образована слабой кислотой и сильным основанием

А^‒ + НОН ↔ НА + ОН^‒, (12)

К = [НА] ∙ [ОН^‒] / [А^‒] ∙ [НОН]. (13)

Принимая [НОН] = const., получим

К∙[НОН] = К_гидр = [НА] ∙ [ОН^‒] / [А^‒]. (14)

Допуская, что концентрация гидролизующихся ионов А^‒ невелика по сравнению с начальной концентрацией соли, можно принять [А^‒] = [соли], из уравнения (12) следует, что [НА] = [ОН^‒], тогда уравнение (14) примет вид

К _гидр = [ОН^‒]² / [соли] (15)

Если в уравнении (14) [ОН^‒] заменить через К_w / [Н⁺], а [НА] / [Н⁺]∙[А^‒] через 1 / К_кисл, то выражение для константы гидролиза примет вид

К_гидр = К_w / К_кисл.

2. Соль образована слабым основанием и сильной кислотой

Ме⁺ + НОН ↔ МеОН + Н⁺.

На основании рассуждений, аналогичных предыдущему примеру, получаем

К_гидр = К_w / К_основ; К_гидр = [Н⁺]² / [соли].

3. Соль образована слабым основанием и слабой кислотой

Ме⁺ + А^‒ + НОН ↔ МеОН + НА,

К_гидр = К_w / К_основ∙ К_кисл.

Величина рН раствора такой соли зависит от степени диссоциации продуктов гидролиза, т.е. [Н⁺] / [ОН^‒] = К_кисл / К_основ. Заменив [ОН^‒] через К_w / Н⁺,

имеем [Н⁺] = √ К_w∙ К_кисл / К_основ.

Задача 1. Рассчитать К_гидр и рН 1 М и 0,1 М растворов Na₂CO₃ при 22⁰ С.

Решение.

Na₂CO₃ = Na⁺ + CO₃^2‒,

CO₃^2‒ + НОН ↔ НСО₃^‒ + ОН^‒.

Для Н₂СО₃ К₁ = 4,45∙10^‒7; К₂ = 4,69∙10^‒11. К_гид = К_w / К_кисл,

К_кисл = К₂ = 4,69∙10^‒11, тогда К_гид = 10^‒14 / 4,69∙10^‒11 = 2,13∙10^‒4.

Из уравнения (15) [ОН^‒] = √ К_гидр ∙ [соли].

В 1 М растворе соли [ОН^‒] = √2,13∙10^‒4∙1 = 1,46∙10^‒2 г-ион/л; рОН = 1,84;

рН = 12,16.

В 0,1 М растворе соли [ОН^‒] = √2,13∙10^‒4∙0,1 = 4,65∙10^‒3 г-ион/л;

рОН = 2,33; рН = 11,67.

Задача 2. Рассчитать степень гидролиза 1 М раствора Na₂CO₃ при 22⁰С.

Решение.

Из решения задачи 1 следует, что в 1 М растворе соды концентрация [ОН^‒] = 1,46∙10^‒2 г-ион/л. Из уравнения гидролиза следует, что число образовавшихся г-ионов ОН^‒ равно числу гидролизованных г-ионов CO₃^2‒.

Следовательно, степень гидролиза 1 М раствора соды составляет

h = ([ОН^‒] / [соли]) ∙ 100 = (1,46∙10^‒2 ∙ 1) / 100 = 1,46 %.

Задачи для самостоятельного решения

1. Рассчитать константу гидролиза и рН 0,01 М раствора NaClO.

Ответ. 1,96∙10^‒7; 9,65.

2. Для приготовления 10 л раствора взято 53,5 г NH₄Cl. Рассчитать рН раствора, К_гид и степень гидролиза (%) соли. Ответ. 5,13; 5,55∙10^‒10; 7,45∙10^‒3.

3. Рассчитать рН и константу гидролиза 0,1 М раствора NH₄F при комнатной температуре. Ответ. 6,22; 8,4∙10^‒7.

4. Рассчитать К_гидр и рН 1М раствора Na₂CO₃ при комнатной температуре. Ответ. 2,13∙10^‒4; 12,16.

5. Рассчитать степень гидролиза 1 М раствора Na₂CO₃ при комнатной температуре. Ответ. 1,46 %.

6. Для приготовления 10 л раствора взято 53,5 г NH₄Cl. Рассчитать К_гид и рН раствора данной соли. Ответ. 5,55∙10^‒10; 5,13.

7. Рассчитать рН и К_гид 0,1 М раствора NH₄F при комнатной температуре. Ответ. 6,22; 8,4∙10^‒7.