Гидролиз солей

Гидролиз – это есть процесс взаимодействия ионов соли с молекулами воды, в результате чего образуются слабые электролиты ( молекулы или ионы).

Образование в результате|вследствие| ионных реакций слабых электролитов возможно лишь|только| при условии наличия среди реагентов таких веществ, которые|какие| вмещают ионы, которые принадлежат слабым электролитам (слабым основаниям|основанию|, слабым кислотам ).

Соли – это продукт взаимодействия оснований с кислотами. В зависимости от природы оснований и кислот, которые образуют соли, последние можно разделить на такие типы :

5. Соль, которая образована сильным основанием|основанием| и сильной кислотой :

NaOH + HCl→H₂O+NaCl

сильное сильная соль

основание|основание| кислота

6. Соль, которая образована слабым основанием|основанием| и сильной кислотой :

Mg(OH)₂+H₂SO₄→ 2H₂O+MgSO₄

слабое сильная соль

основа|основание|ние кислота

7. Соль, которая образована сильным основанием|основанием| и слабой кислотой :

2KOH+H₂SO₃→ 2H₂O+K₂SO₃

сильное слабая соль

основание|основание| кислота

8. Соль, которая образована слабой основой|основанием| и слабой кислотой:

2NH₄OH+H₂CO₃→ 2H₂O+ (NH₄)₂CO₃

слабое слабая соль

основа|основание|ние кислота

Природа соли определяет характер взаимодействия ее ионов с молекулами воды, то есть вероятность гидролиза.

5. Соли, которые образованы сильными основаниями и сильными кислотами, гидролизу не подвергаются , потому что ионы таких солей образуют с молекулами воды сильные основания и сильные кислоты, которые полностью диссоциируют. Равновесие процесса смещено в сторону обратной реакции образования воды.

NaCl+H₂O↔NaOH+HCl

Na⁺+Cl^- +H₂O←Na⁺+OH^-+H⁺+Cl^-

слабый электролит

Реакция среды таких растворов нейтральна. рН| = 7

6. Соли, которые образованы слабым основанием|основанием| и сильной кислотой гидролизуются по катиону :

2MgSO₄ + 2H₂O ↔ (MgOH)₂SO₄ + H₂SO₄

2Mg²⁺ + 2SO₄^2- + 2HOH ↔ 2MgOH⁺ + SO₄^2- + 2H⁺ + SO₄^2-

Mg²⁺ + HOH → MgOH⁺ + H⁺

Среда таких растворов кислая. рН| < 7

7. Соли, которые образованы сильным основанием|основанием| и слабой кислотой гидролизуются по аниону :

K₂SO₃ + H₂O ↔ KHSO₃ + KOH

2K⁺ + SO₃^2- + HOH ↔ K⁺ + HSO₃^- + K⁺ + OH^-

SO₃^2- + HOH → HSO₃^- + OH^-

Среда таких растворов щелочная. рН| > 7

8. Соли, которые образованы слабым основанием|основанием| и слабой кислотой гидролизуются и по катиону и по аниону :

а) NH₄CN + H₂O → NH₄OH + HCN

NH₄⁺ + CN^- + HOH → NH₄OH + HCN

б) (NH₄)₂CO₃ + H₂O → NH₄HCO₃ + NH₄OH

2NH₄⁺ + CO₃^2- + HOH → NH₄⁺ + HCO₃^- + NH₄OH

NH₄⁺ + CO₃^2- + HOH → HCO₃^- + NH₄OH

в) Fe(CH₃COO)₂ + H₂O → FeOHCH₃COO + CH₃COOH

Fe²⁺ + 2 CH₃COO^- + HOH → FeOH⁺ + CH₃COO^- + CH₃COOH

Fe²⁺ + CH₃COO^- + HOH → FeOH⁺ + CH₃COOH

г) Al₂(CO₃)₃ + 6H₂O → 2Al(OH)₃ ↓ + 3 H₂CO₃

Реакции среды таких растворов определяются по сравнительным значениям степени диссоциации слабых оснований, кислот или ионов слабых электролитов (например HCO₃^- , FeOH⁺ и тому подобное).

Гидролиз солей, которые образованы многозарядными ионами, происходит ступенчато.Число ступеней| равняется заряду иона. Реально гидролиз происходит преимущественно по первой ступени|. Вторую и следующие ступени| следует учитывать лишь|только| при очень сильном разведении растворов.

Количественное оценивание глубины гидролиза делается по значению константы гидролиза.

Для условного обратимого|обратимого| процесса:

Me⁺ⁿA^m- + mn H₂O ↔ mMe(OH)_n⁺ nH_mA

Me⁺A^- + H₂O ↔ MeOH + HA

где Ме⁺ - катион слабого основания

А^- - анион слабой кислоты

Константа равновесия имеет вид :

[МеОН] · [НА]

К_равн. = ­­­­-------------------- ( 1 )

[МеА] · [Н₂О]

Концентрация воды в разведенных растворах величина постоянная. Поэтому произведение Кравн. · [Н₂О] тоже является величиной постоянной и называется константой гидролиза.

Исходя из уравнения ( 1 ) :

[МеОН] · [НА]

Кгидр. = ­­­­-------------------- ( 2 )

[МеА]

Из|с| выражения ( 2 ) делаем вывод : чем больше значение константы гидролиза соли, тем в большей мере соль подлежит гидролизу.

Процессы гидролиза солей следует учитывать в лабораторной, аналитической практике, в процессах химической технологии, в процессах затвердевания |затвергидравлических вяжущих веществ, и тому подобное.

КОМПЛЕКСНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ

[ Co(NH₃)₄Cl₂]NO₃

Согласно теории Вернера (1891р|.) комплексные соединения состоят из внешней сферы и комплексного иона.

Внешняя сфера – это группа атомов вне квадратных скобок.

Комплексный ион – это группа атомов в квадратных скобок.

Комплексный ион состоит из центрального атома ( или иона) и лигандов. Центральный атом (ион) называется комплексообразователем. Роль комплексообразователя чаще выполняют атомы металлов ( в состоянииМе⁰илиМеⁿ⁺).

Лиганди – это молекулы, или ионы кислотных остатков, которые соединяются с комплексообразователем чаще с помощью донорно – акцепторной химической связи. Донорно – акцепторная связь – это связь, при реализации которой обобщенная электронная пара образуется путем размещения электронной пары одного атома (донора) на электронной орбитали второго атома (акцептора).

Схема образования комплексного иона [ Zn(NH₃)₄]²⁺

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

Zn⁰

4

3

Zn²⁺

4

3 s p d f

H

. .

NH₃ 4 H : N : ↑↓

. .

H

[Zn(NH₃)₄]²⁺

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

4

3

s p d f

Процесс соединения лиганд с комплексообразователем называется процессом координации. В приведенном примере акцептором электронных пар является ион Zn²⁺ Он называется комплексообразователем или центром координации, или центральным атомом.

Молекулы NH₃ – лиганды, координированные центральным атомом. Донором электронных пар является Нитроген. Каждая координированная группа может занимать около центрального атома одно или несколько координационных мест ( по числу электронных пар). Число электронных пар, которые лиганд отдает для образования связи с комплексообразователем называется координационной емкостью лиганд или дентатностью лиганд. Монодентатные лиганды – предоставляют одну электронную пару ( однозарядные ионы кислотных остатков, молекулы аммиака, воды, гидроксогруппи и тому подобное ). Полидентатные (бидентатные, тридентатные и больше ) лиганды – многозарядные ионы кислотных остатков (C₂O₄^2-; СО₃^2-; SO₄^2-;SO₃^2-;PO₄^3-) молекулы органических соединений.

Общее число электронных пар донора, которые атом комплексообразователь размещает на своих орбиталях ( координирует) называется координационным числом комплексообразователя.

Так, в соединении Na₃[CoC₂O₄(NO₂)₄]координационное число кобальта (Со³⁺) равняется шести, потому что ион NO₂^-монодентатный, а ион C₂O₄^2-- бидентатный.