- •1. Основные понятия и законы химии
- •2. Строение атома и периодический закон д.И. Менделеева. Ключевая роль строения атома в химии. Периодическая система Менделеева – основной закон химии
- •3. Периодическая система элементов д.И. Менделеева. Группы, периоды и семейства s-, p-, d-, f-элементов. Металлы и неметаллы в периодической системе
- •4. Современная формулировка периодического закона. Основные физические и химические свойства элементов и закономерности их изменения в периодической системе
- •5. Растворы. Растворы сильных электролитов, их электропроводность. Константа диссоциации
- •6. Вода как слабый электролит. Ионное произведение воды. Водородный показатель, pH и pOh. Способы изменения pH
- •7. Реакции гидролиза солей, образуемых слабыми и сильными кислотами и основаниями. PH растворов гидролизующихся солей
- •8. Комплексные соединения
- •9. Реакции окисления-восстановления
- •I. Реакции металлов с неметаллами
- •II. Реакции металлов с кислотами
- •III. Взаимодействие металлов с водой
- •IV. Вытеснение более активными металлами менее активных металлов из растворов их солей:
7. Реакции гидролиза солей, образуемых слабыми и сильными кислотами и основаниями. PH растворов гидролизующихся солей
Солями называются вещества, в которых атомы металла связаны с кислотными остатками.
В общем случае, гидролиз солей – это процесс обменного разложения воды и растворенной в ней соли – электролита, приводящий к образованию малодиссоциирующего вещества. Гидролиз является частным случаем сольволиза – обменного разложения растворенного вещества и растворителя.
Характеризовать гидролиз количественно позволяют такие величины, как Степень гидролиза и константа гидролиза.
Степень гидролиза
— это соотношение количества подвергающейся гидролизу соли nгидр и общего количества растворенной соли nобщ. Обычно, ее обозначают через hгидр (или α ):
hгидр = (nгидр/nобщ)·100 %
Величина hгидр увеличивается с уменьшением силы образующих соль кислоты или основания.
Константа гидролиза
Представим в общем виде процесс гидролиза соли, в котором в роли соли выступает – МА, а НА и МОН — соответственно, кислота и основание, которые образуют данную соль:
MA + H2O ↔ HA + MOH
Применив закон действующих масс, запишем константу, соответствующую этому равновесию:
K = [HA]·[MOH]/[MA]·[H2O]
Известно, что концентрация воды в разбавленных растворах, имеет практически постоянное значение, поэтому ее можно включить в константу
K·[H2O]= Kг,
тогда для константы гидролиза соли Kг будет иметь такой вид:
Kг = [HA]·[MOH]/[MA]
По величине константы гидролиза можно судить о полноте гидролиза: чем больше ее значение, тем в большей мере протекает гидролиз.
Константа и степень гидролиза связаны соотношением:
Kг = С·h2/(1- h), моль/л
Где С – концентрация соли в растворе, h- степень гидролиза
Это выражение можно упростить, т.к. обычно h˂˂1, тогда
Kг = С·h2
Зная, константу гидролиза, можно определить pH среды:
Kг = [HA]·[MOH]/[MA]
Концентрация образовавшейся кислоты равна концентрации гидроксид ионов, тогда
Kг = [OH—]2/[MA]
Используя это выражение можно вычислить pH раствора
[OH—] = (Kг·[MA])1/2 моль/л
[H+] = 10-14/[OH—] моль/л
pH = -lg[H+]
Гидролиз солей можно представить, как поляризационное взаимодействие ионов и их гидратной оболочки. Гидролиз протекает тем полнее, сильнее поляризующее действие ионов. Возможны 4 случая протекания гидролиза:
Соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой
Соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой не подвергаются гидролизу. В этом случае, гидролиз практически не происходит, т.к. катионы и анионы, образующиеся в растворе при диссоциации соли, слабо поляризуют гидратную оболочку. pH среды не изменяется (рН ≈ 7):
NaCl ↔ Na+ + Cl—
Na+ + HOH ↔ реакция практически не протекает
Cl— + HOH ↔ реакция практически не протекает
Соли, образованные слабым основанием и сильной кислотой
Такое соединение, при ионизации, образует катионы, способные к поляризации гидратной оболочки и анионы, которые их поляризуют слабо. Тогда гидролиз проходит по катиону, при этом среда носит кислый характер, т.е. рН ˂ 7:
NH4Cl ↔ NH4+ + Cl—
NH4+ + HOH ↔ NH4OH + H+
Cl—+ HOH ↔ реакция практически не идет
NH4Cl+ HOH ↔ NH4OH + HCl
Для солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой, константа гидролиза и константа диссоциации основания связаны соотношением:
Kг = KH2O/Kосн
Понятно, что чем меньше сила основания, тем в большей степени протекает гидролиз.
Если соль образованна слабым основанием многовалентного металла и сильной кислотой, то ее гидролиз будет протекать ступенчато:
FeCl2 ↔ Fe2+ + 2Cl—
I ступень |
Fe2++ HOH ↔ (FeOH)+ + H+FeCl2 + HOH ↔ (FeOH)Cl + HCl |
II ступень |
(FeOH)+ + HOH ↔ Fe(OH)2 + H+(FeOH)Cl + HOH↔ Fe(OH)2 + HCl |
Константа гидролиза по первой ступени связана с константой диссоциации основания по второй ступени, а константа гидролиза по второй ступени — с константой диссоциации основания по первой ступени:
Kг1 = KH2O/Kосн2
Kг2 = KH2O/Kосн1
Поскольку первая константа диссоциации кислоты всегда больше второй, то первая константа гидролиза всегда больше, чем константа вторая гидролиза, так как первая константа диссоциации основания всегда больше второй
Kг1 > Kг2
Отсюда следует, что по первой ступени, гидролиз всегда будет протекать в большей степени, чем по второй. Этому также способствуют ионы, которые образуются при гидролизе по первой ступени, они приводят подавлению гидролиза по второй ступени, смещая равновесие влево.
Сравнивая величины Kг и Kосн можно качественно определить pH среды. Так, если Kг намного больше Kосн, то среда сильнокислая, при Kг намного меньшей Kосн — среда слабокислая, а если Kг и Kосн сопоставимы, то — среднекислая.
Соль, образованная сильным основанием и слабой кислотой
Такое соединение в растворе образует слабополяризующие катионы и среднеполяризующие анионы. Гидролиз протекает по аниону, и в его результате создается щелочная среда, pH > 7:
NaCN ↔ Na+ + CN—
CN— + HOH ↔ HCN + OH—
Na+ + HOH ↔ реакция практически не идет
NaCN + HOH ↔ HCN + NaOH
Константа гидролиза и константа диссоциации кислоты связаны зависимостью:
Kг = KH2O/Kк-ты
Т.е. гидролиз соли протекает тем полнее, чем слабее образующая эту соль, кислота.
Возможен гидролиз соли, образованной слабой многоосновной кислотой и сильным основанием. В этом случае гидролиз протекает по ступеням:
Na2SO3 ↔ 2Na+ + SO32-
I ступень |
SO32- + HOH ↔ HSO3— + OH—Na2SO3 + HOH ↔ NaHSO3 + NaOH |
II ступень |
HSO3— + HOH ↔ H2SO3 + OH—NaHSO3 + HOH ↔ H2SO3 + NaOH |
В этом случае, константа гидролиза по первой и второй ступеням определяется соотношениями:
Kг1 = KH2O/Kк-ты2
Kг2 = KH2O/Kк-ты1
Следует помнить, что гидролиз по второй ступени протекает в ничтожно малой степени.
Сравнивая величины Kг и Kк-ты, можно качественно определить pH среды. Так, если Kг намного больше Kк-ты, то среда сильнощелочная, при Kг намного меньшей Kк-ты — среда слабощелочная, а если Kг и Kосн сопоставимы, то — среднещелочная.
Соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой
Такие соли, при ионизации образуют среднеполяризующие катионы и анионы, поэтому гидролиз возможен как по катиону, так и по аниону. При этом относительная сила образовавшихся кислоты и основания, будут влиять на характер среды (слабокислая или слабощелочная, pH ≈ 7). Такого типа гидролиз протекает особо полно, обычно с образованием малорастворимого вещества:
Al2S3 + 6HOH ↔ 2Al(OH)3↓+ 3H2S↑
Константу гидролиза можно рассчитать, зная константы диссоциации кислоты и основания с помощью следующего соотношения:
Kг = KH2O/(Kк-ты·Kосн)
Влияние различных факторов на протекание гидролиза
Природа соли. Это видно из выражения для константы гидролиза.
Концентрация соли и продуктов реакции. В соответствии с принципом Ле-Шателье, равновесие должно смещаться вправо, при этом увеличивается концентрация ионов водорода (или гидроксид-ионов), что приводит к уменьшению степени гидролиза.
Температура. Известно, что гидролиз притекает с поглощением теплоты (эндотермическая реакция), поэтому согласно принципу Ле Шателье, при увеличении температуры равновесие сдвигается вправо, что ведет к росту степени гидролиза.