Химические равновесия в растворах электролитов. Гидролиз солей

Гидролизом (от греческого hydor- вода иlysis -разложение) называются обменные реакции между водой и различными веществами. Гидролизу подвержены многие классы химических соединений в том числе соли, углеводы, белки, эфиры многих кислот, жиры и т.д. поэтому изучение гидролиза имеет большое значение.

Нами данный тип химических взаимодействий будет рассмотрен на примере гидролиза солей. Иногда гидролиз протекает необратимо, например в тех случаях, когда образуется газообразный продукт:

Однако в большинстве случаев этот процесс обратим. Он может быть описан следующими схемами:

для соли слабой кислоты и сильного основания

(гидролиз по аниону)

A^-+H₂O = OH^- + HA

в этом случае раствор обогащается ионами OH^-и приобретает щелочную реакцию (рН>7)

для соли сильной кислоты и слабого основания

(гидролиз по катиону)

Kат⁺+H₂O = KатOH + H⁺

в этом случае в растворе возрастает концентрация ионов H⁺(рН<7)

для соли слабой кислоты и слабого основания

Кат⁺+ А^-+H₂O = KатOH + HA

в этом случае образуется недиссоциированные молекулы слабой кислоты и слабого основания, и масштаб изменения рН оказывается небольшим.

Гидролиз солей сильных кислот и сильных оснований практически не происходит и в этом случае растворов рН7.

Гидролиз солей многоосновных кислот и оснований протекает через отдельные стадии, каждая из которых характеризуется своей константой равновесия.

В количественной форме гидролитическое равновесие может быть охарактеризовано с помощью величин константы и степени гидролиза. Применяя закон действующих масс к реакции 5.1 можно записать:

,

где в скобках указаны концентрации соответствующих ионов.

После умножения числителя и знаменателя на концентрацию ионов водорода получаем:

=.

Если включить концентрацию воды, которая остается практически постоянной, в левую часть равенства, то получим:

.

в правой части равенства где Kw - ионное произведение воды

,

равное при температуре 25^оСK_w=1,00810^-14.

Для соли слабой кислоты и сильного основания будем иметь:

и, соответственно, для солей слабых кислоты и слабых оснований

Таким образом, константа гидролиза зависит от ионного произведения воды и констант диссоциации слабой кислоты или слабого основания, образующихся в результате гидролиза соли. В водных растворах константа гидролиза тем больше, чем меньше константа диссоциации слабой кислоты или основания.

Количественной мерой гидролиза служит также степень гидролиза, которая показывает, какая доля молекул исходной соли вступила во взаимодействие с водой. Эта величина обозначается символом h, и изменяется в пределах от 0 до 1. Для реакции 5.1 степень гидролиза может быть определена из уравнения:

где [H⁺] - концентрация образующихся при гидролизе ионов водорода; С - исходная концентрация соли в растворе.

Степень гидролиза возрастает с уменьшением концентрации. Количественная связь между степенью гидролиза и константой гидролиза выражается через соотношение:

В области малых степеней гидролиза оно преобразуется к:

Таким образом, степень гидролиза определяется значением константы гидролиза и концентрацией растворенной соли. Поскольку гидролиз является эндотермическим процессом, то константа и степень гидролиза увеличиваются при повышении температуры. Энтальпия процессов обратимого гидролиза солей составляет в среднем около 80 кДж/моль.

Из представленных уравнений гидролиза видно, что в случае гидролиза солей, образованных сильными кислотами и слабыми основаниями и слабыми кислотами и сильными основаниями, исследование процесса гидролиза удобнее всего проводить методом потенциометрии, измеряя водородный показатель раствора.