- •Применение закона действующих масс к растворам электролитов Электролитическая диссоциация Электролиты и неэлектролиты. Теория электролитической диссоциации
- •Общая характеристика электролитов
- •Слабые электролиты
- •Сильные электролиты
- •Теория кислот и оснований. Буферные растворы Теория кислот и оснований
- •Буферные растворы Определение буферных систем и их классификация
- •Механизм действия буферных систем
- •Вычисление рН и рОн буферных систем. Уравнение Гендерсона-Гассельбаха
- •Буферная емкость
- •Гетерогенные равновесия Константа растворимости. Правило растворимости осадков
- •1. Если стехиометрическое произведение молярных концентраций ионов труднорастворимого электролита в растворе равно величине егоKs (или пр) при данной температуре
- •2. Если стехиометрическое произведение молярных концентраций ионов в растворе электролита меньше величины его ks
- •3. В перенасыщенном растворе стехиометрическое произведение молярных концентраций труднорастворимого электролита больше величины его ks
- •Образование и растворение осадков
- •Однотипные и разнотипные конкурирующие равновесия в гетерогенных системах
- •Определение комплексных соединений и их общая характеристика
- •Строение комплексных соединений
- •Классификация комплексных соединений
- •Диссоциация комплексных соединений
- •Гидролиз солей
- •3. Соли, образованные сильной кислотой, но слабым основанием:
- •Количественный анализ основы титриметрического метода анализа Химический эквивалент
- •Молярная масса эквивалентов вещества
- •Химическое количество эквивалентов вещества
- •Молярная концентрация эквивалентов вещества
- •Закон эквивалентов
- •Титриметрический анализ Общая характеристика метода
- •Требования, предъявляемые к реакциям, которые используют в титриметрии
- •Способы титрования
- •Способы приготовления рабочих растворов
- •Правила работы с мерной посудой при проведении аналитических измерений
- •Мерные колбы
- •Пипетки
- •Бюретки
- •Проведение титрования
- •Кислотно-основное титрование Общая характеристика метода
- •Определение точки эквивалентности в кислотно-основном титровании. Кислотно-основные индикаторы
- •Подбор индикаторов при кислотно-основном титровании
- •Кривые титрования многоосновных (полипротонных) кислот, многокислотных оснований и их солей
- •Применение кислотно-основного титрования
- •Редоксиметрия Общая характеристика и классификация методов
- •Кривые титрования в редоксиметрии
- •Способы определения точки эквивалентности
- •Перманганатометрия
- •Иодометрия
- •Физико-химические методы анализа Практическое применение электропроводности
- •Потенциометрия
- •Хроматография Общая характеристика метода
- •Классификация хроматографических методов анализа
- •Методика разделения и идентификации компонентов смеси
- •Содержание
Гидролиз солей
Гидролизом называется взаимодействие ионов соли с Н2О, приводящее к образованию слабого электролита.
Любую соль можно представить как продукт взаимодействия кислоты и основания.
В зависимости от видов этих исходных веществ выделяют 4 типа солей.
Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием:
NaOH+HCl=NaCl+H2O
сильное сильная
основание кислота
2 KOH+H2SO4=K2SO4+ 2H2O
сильное сильная
основание кислота
Такие соли гидролизу не подвергаются и их водные растворы имеют нейтральную среду.
Соли, образованные слабой кислотой, но сильным основанием:
H2CO3 + 2 NaOH = Na2СO3 + 2 H2O
слабая сильное
кислота основание
H2S+ 2KOH=K2S+ 2H2O
слабая сильное
кислота основание
В водных растворах таких солей с H2Oбудут взаимодействовать анионы слабой кислоты, которые образуются при диссоциации соли:
Na2СO32Na++CO32−
Эти анионы будут присоединять к себе ионы Н+, отщепившиеся от молекулH2O, в результате этого образуется слабый электролитHСO3−- гидрокарбонат-анион, а в растворе станут накапливаться ионы ОН−, которые будут сообщать раствору такой соли щелочную реакцию.
HOH+CO32- HСO3 −+OH–
В результате этого рН растворов солей, образованных слабой кислотой и сильным основанием, будет > 7. А в самом растворе станут присутствовать кислая соль и щелочь.
В молекулярном виде уравнение гидролиза записывается следующим образом:
Na2СO3 + НОНNaHСO3 +NaOH
Взаимодействие ионов соли с H2Oявляется обратимой реакцией и с течением времени в растворе устанавливается равновесие и при этом гидролизу подвергается только малая часть анионов соли. Чем слабее кислота, образующая соль, тем сильнее протекает гидролиз.
Если соль образована слабой многоосновной кислотой, то гидролиз может идти в несколько стадий или ступеней. Их число равно величине заряда анионов слабой кислоты.Например:
N
Первая
стадия
НОН + S2 HS- +OH-
молекулярное Na2S + НОН NaНS + NaОН
уравнение:
N
Вторая
стадия
НS- + НОНН2S+ ОН-
молекулярное NaНS + НОН Н2 S + NaОН
уравнение
Следует отметить, что в таких случаях гидролиз протекает, главным образом, по первой стадии и в очень малой степени. По последующим стадиям он идет гораздо хуже и им можно пренебречь. Это связано с тем, что продукты, образующиеся на поздних стадиях гидролиза (Н2S), являются более сильными электролитами, чем продукты, образующиеся на первой стадии (НS-), и лучше диссоциируют на ионы.
3. Соли, образованные сильной кислотой, но слабым основанием:
Cu(OH)2 + H2SO4 = CuSO4 + 2 H2O
слабое сильная
основание кислота
Zn(OH)2 + 2 HCl = ZnCl2 + 2 H2O
слабое сильная
основание кислота
В водных растворах таких солей с H2Oбудут взаимодействовать катионы слабого основания (т.е. ионы металлов илиNH4+), образующиеся при диссоциации соли:
ZnCl2 → Zn2++ 2Cl¯
Они будут присоединять к себе гидроксильные ионы, отщепившиеся от молекул H2O, в результате чего образуется слабый электролит (ZnОН+), а в растворе станут накапливаться ионы Н+, которые сообщат раствору такой соли кислую реакцию.
Zn2+ + НОНZnОН+ + Н+
В результате этого рН растворов солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой, будет < 7, а в самом растворе станут присутствовать основная соль и сильная кислота.
В молекулярном виде уравнение гидролиза в этом случае можно записать так:
ZnCl2 + НОНZnОНCl+ НCl
Чем более слабым электролитом является основание, образующее соль, тем сильнее протекает ее гидролиз.
Если соль образована многокислотным слабым основанием, то ее гидролиз может протекать в несколько стадий:
Первая
стадия
Cu2+ + НОНCuOH++ Н+
молекулярное Cu(NO3)2 + НОН CuОНNO3 + НNO3
уравнение гидролиза
C
Вторая
стадия
CuOH++ НОНCu(ОН)2+ Н+
молекулярное CuОНNO3 + НОН Cu(ОН)2 + НNO3
уравнение гидролиза
Однако и в этом случае гидролиз протекает в малой степени только по первой стадии. По последующим стадиям он будет идти крайне незначительно и им можно пренебречь.
Соли, образованные слабой кислотой и слабым основанием:
СН3СООН +NН4OН = СН3СООNН4+ Н2О
2 Al(OH)3+ 3H2СO3 =Al2(СO3)3+ 6 Н2О
Такие соли лучше всего подвергаются гидролизу, так как в этом случае с Н2О взаимодействуют и катионы основания, и анионы кислоты:
СН3СООNН4→ СН3СОО‾ +NН4+
СН3СОО‾+ НОНСН3СООН + ОН‾
NН4++ НОНNН4ОН + Н+
Причем в растворе одновременно образуются и ионы Н+ и ионы ОН‾. Среда в растворе такой соли может быть кислой, нейтральной или щелочной.
Если кислота и основание, образующие соль, являются слабыми электролитами примерно одинаковой cилы, то катионы основания и анионы кислоты будут в одной и той же мере взаимодействовать с молекулами Н2О. Число ионов Н+и ОН¯ в растворе будет примерно равным. Они вступят в реакцию между собой (Н++ ОН¯ = Н2О) и среда в растворе такой соли останется нейтральной.
Если же какой-то из электролитов (кислота или основание) будет слабее по сравнению с другим, то среда в растворе такой соли будет кислой или щелочной. Так, если кислота, образующая соль, является более слабым электролитом, чем основание, то анионы кислоты будут в большей степени взаимодействовать с Н2О, чем катионы основания. В результате этого ионов ОН¯в растворе станет накапливаться больше, чем ионов Н+и среда в нем будет щелочной. Если же основание, образующее соль, слабее, чем кислота, то среда в растворе такой соли, наоборот, будет кислой.
Соли, образованные и слабой кислотой, и слабым основанием, подвергаются гидролизу в гораздо большей степени, чем все остальные, т.к. образующие ионы Н+и ОН¯ связываются в Н2О и равновесие в реакции гидролиза смещается в правую сторону.
В этом случае гидролиз часто протекает до конца не только по первой стадии, но и в значительной степени по последующим стадиям.
Для целого же ряда таких солей гидролиз является необратимым и приводит к полному разложению такой соли на соответствующую кислоту и основание:
СО2
Al2(СO3)3+ 6 Н2О = 2Al(OH)3↓ + 3H2СO3
Н2О
Al2S3+ 6 Н2О = 2Al(OH)3↓ + 3H2 S↑
Такие соли в водных растворах вследствие этого существовать не могут. В таблицах растворимости в клеточках, соответствующим данным солям, часто ставится прочерк.
Количественно гидролиз характеризуется безразмерной величиной h, называемойстепенью гидролиза.Она показывает, какая часть из находящихся в растворе ионов электролита (катионов или анионов) подвергается гидролизу, т.е. взаимодействует с Н2О.
где N– общее число ионов слабого электролита в растворе;
n– число ионов слабого электролита подвергнувшихся гидролизу.
Степень гидролиза тем больше, чем слабее основание или кислота, образующие соль. Она увеличивается также при разбавлении растворов и при их нагревании.
С увеличением температуры ионное произведение Н2О значительно возрастает, а значит, увеличиваются и концентрации ионов Н+и ОН¯. Ионы слабого электролита сильнее взаимодействуют с ними. В результате в кипящей воде полному гидролизу могут подвергаться и соли, образованные только каким-то одним слабым электролитом.
Гидролиз соли является обратимой реакцией и подчиняется принципу Ле Шателье, поэтому изменяя концентрацию одного из реагирующих веществ или продуктов реакции, можно смещать равновесие в ту или иную сторону.
Гидролиз соли при разбавлении раствора увеличивается, так как возрастает концентрация исходного компонента (Н2О). Это смещает равновесие вправо, т.е. в сторону усиления гидролиза.
Руководствуясь принципом Ле Шателье, можно усиливать или подавлять гидролиз, добавляя в раствор и другие вещества.
Так, ослабить гидролиз можно введением в раствор одного из продуктов гидролиза:
а) сильной кислоты, если гидролиз соли идет по катиону;
б) щелочи, если гидролиз соли идет по аниону.
Например, железо(III)-нитратFe(NO3)3гидролизуется по катиону, в результате чего в растворе накапливаются ионы Н+:
Fe3++ Н2ОFeOH2++H+
Поэтому ослабить гидролиз можно добавлением кислоты (например, HNO3) или добавлением другой соли, тоже гидролизующей по катиону (например,CuCl2). Это будет равносильно введению в растворFe(NO3)3 сильной кислоты (HCl):
Cu2++ Н2ОCuOH++H+
Для ослабления гидролиза соли Na2CO3, идущего по аниону
CO32–+ Н2ОHCO3–+OH–
необходимо ввести в раствор щелочь (NaOH) или другую соль, тоже гидролизующуюся по аниону, например,Na2S
S2–+ Н2ОHS–+OH–
Аналогичным образом можно усиливать гидролиз солей, добавляя в раствор вещества, которые связывали бы его продукты. Например, если в ходе гидролиза накапливаются ионы Н+, то для его усиления нужно добавить в раствор щелочь.