Гидролиз солей Краткие теоретические сведения

Гидролизом соли называется взаимодействие ионов соли с молекулами воды, сопровождающееся изменением рН раствора. Гидролиз протекает только тогда, когда при взаимодействии ионов и воды образуются малодиссоциированные вещества. Известны следующие виды гидролиза солей.

1. Гидролиз по аниону.

В этом случае гидролизуются соли сильного основания и слабой кислоты, при этом реакция среды становится щелочной (рН > 7). Например

СН₃СООNa ® СН₃СОО ^– + Na⁺;

Na⁺ + HOH ® реакция практически не идет;

СН₃СОО ^– + HOH Û СН₃СООН + ОН ^–, рН > 7.

Молекулярное уравнение гидролиза

СН₃СООNa + HOH Û СН₃СООН + NaОН .

Если анион многозарядный, то гидролиз протекает ступенчато, например

Na₂CO₃ + HOH Û NaHCO₃ + NaOH;

I ступень гидролиза: CO + HOH Û HCO + OH ^–;

II ступень гидролиза: НCO + HOH Û H₂CO₃ + NaOH .

Накапливающиеся в растворе ионы ОН ^– препятствуют протеканию II ступени гидролиза, поэтому практически гидролиз идет только по I ступени.

2.Гидролиз по катиону.

В этом случае гидролизуются соли слабого основания и сильной кислоты, при этом реакция среды становится кислой (рН < 7). Например

(NH₄)₂SO₄ ® 2NH₄⁺ + SO;

SO + HOH ® реакция практически не идет;

NH₄⁺ + HOH Û NH₄OH + H⁺, рН < 7.

Молекулярное уравнение гидролиза

(NH₄)₂SO₄ + HOH Û NH₄OH + NH₄HSO₄ .

Гидролиз не доходит до конца, так как накопление в растворе ионов водорода препятствует образованию свободной кислоты.

3. Гидролиз по катиону и аниону одновременно.

Такому виду гидролиза подвергаются соли слабого основания и слабой кислоты. В реакции участвуют и катион, и анион соли. Реакция среды определяется относительной силой образующихся слабой кислоты и слабого основания. Если K_Д (кислоты) > K_Д (основания), то рН < 7; если K_Д (кислоты)₎ < K_Д (основания), то рН > 7, а когда K_Д (кислоты) = K_Д (основания), то рН » 7. Например

NH₄COOH + HOH Û NH₄OH + HCOOH, рН = 7,

так как K_Д(HCOOH) = K_Д(NH₄OH) = 1,76 × 10^-5.

4. Необратимый полный гидролиз.

Если кислота и основание, образующие соль, являются не только слабыми электролитами, но и малорастворимы или неустойчивы и разлагаются с образованием газообразных продуктов, то гидролиз, как правило, протекает практически необратимо, например

Al₂S₃ + 6HOH ® 2Al(OH)₃¯ + 3H₂S ­;

2Al³⁺ + 3S^2– + 6HOH ® 2Al(OH)₃¯ + 3H₂S ­.

Количественно гидролиз соли характеризуется степенью гидролиза h и константой гидролиза K_г.

Степень гидролиза h показывает, какая часть соли находится в гидролизованном состоянии и выражается в долях единицы или в процентах

h = С_г / С₂ , (51)

где С_г – концентрация гидролизованной части соли; С₂ – общая концентрация растворенной соли.

Расчет константы гидролиза K_г и степени гидролиза h следует вести по формулам:

1) гидролиз по аниону

K_г = , h = =, (52)

где K_{кислоты} – константа диссоциации слабой кислоты.

Если гидролиз протекает ступенчато, то в выражение для расчета константы гидролиза по первой ступени входит константа диссоциации слабого электролита по последней ступени.

Концентрация ионов ОН^– и рН раствора соли могут быть вычислены по формулам

[ОН^–] = =h× С₂ , (53)

рН = 14 – рОН = 14 + lg. (54)

2) гидролиз по катиону

K_г = , h = =, (55)

где K_осн – константа диссоциации слабого основания.

[H⁺] = =h × С₂ , (56)

рН = –lg[H⁺] = –lg. (57)

3) гидролиз по катиону и аниону одновременно:

K_г = . (58)

Для этого случая концентрация раствора соли практически не влияет на степень гидролиза

h = . (59)

[H⁺] = , (60)

рН = –lg. (61)