Тема: гідроліз солей

Гідролізом називають обмінні хімічні реакції, що протікають з участю води. Якщо до обмінної реакції з водою вступає сіль, то взаємодію називають гідролізом солі.

Ознакою гідролізу солі є зміна нейтраль­ної реакції середовища водного розчину. Наприклад, при розчиненні у воді хлориду амонію NН₄С1 утворюється надлишок іонів Н⁺ і розчин підкислюється (рН < 7):

NН₄С1 + Н₂О = КН₄ОН + НС1

або

NН₄⁺ + H₂O = NH₄OH + H⁺

Якщо ж розчинити у воді ацетат натрію СН₃СООNa, розчин підлужнюється (рН > 7) внаслідок утворення надлишку іонів ОН^- :

СНзСOONa + Н₂О = СН₃СООН + NаОН

або

СН₃СОО^- + Н₂О = СНзСООН + ОН^-

Тобто, водні розчини солей можуть мати кис­лу або лужну реакцію середовища тому, що вони вступають до хімічної взаємодії з водою. Проте, не всі солі вступають до реакції гідролізу. Якщо розчинити у воді хлорид калію КС1, нейтральна реакція (рН 7), харак­терна для чистої води, не зміниться і у розчині зберігається равенство Сн⁺ = Сон^-:

КС1 + Н₂О = КОН + НС1

або

Н₂О = Н⁺ + ОН^-

Можна стверджувати, що солі, утворені сильною основою і сильною кислотою (КС1, LiNО₃, КаС1 ), до реакції гідролізу не вступають.

З водою взаємодіють:

1) солі, утворені слабкими основами і сильними кислотами (КН₄С1, СuС1₂, NН₄NОз );

2) солі, утворені слабкими кислотами і сильними основами (Na₂S, КСN, Nа₂СО₃ );

3) соли, утворені слабкими основами і слабкими кислотами (NH₄СНзСОО).

Гідролізують катіони слабких основ і аніони слабких кислот. Якщо ці іони багатозарядні (Fе^{3 +}, Сu^{2 +}, СО²₃^-, SiO₃^- и т. д.), їх взаємодія з водою звичайно йде до утворення основного або кислого іону (перший ступень гідролізу), наприклад:

Fе³⁺ + Н₂О = FеОН²⁺ + Н ⁺

СО₃^2- + Н₂0 = НСО₃^-+ ОН^-

Наведені прості рівняння гідролізу не завжди відображають реальний склад всіх продуктів, що утворюються. Так, при гідролізі солей багатозарядних іонів металів поряд з простими основними іонами типу FеОН^{2 +} можуть утворюватися і більш складні комплексні іони — [Fе₂(ОН)₂]⁴⁺.

Про глибину перебігу процесу гідролізу солі при певних умовах можна судити за ступенем гідролізу Р - відношення концентрацій гідролізованих іонів (С) до їх вихідної концентрації у розчині (С₀):

Р = С/С₀

Реакція гідролізу солі зворотна. В прямому напрямку (→) вона протікає в бік утворення молекул (основних іонів) слабких основ або молекул (кислих іонів) слабких кислот, а в зворотному (←) — в бік утворення молекул води. Реакцію утворення молекул Н₂О з іонів Н ⁺ і ОН^- називають реакцією нейтралізації.

До реакції гідролізу солі прикладаються всі положення і закони вчення про хімічну рівновагу. Константа рівно­ваги гідролізу називається константою гідролізу солі К_r. Її величина характеризує співвідношення між рівноваж­ними концентраціями (активностями) всіх компонентів систе­ми. Зв’язок між константою гідролізу солі (К_г) та ступенем гідролізу (Р) в розчині заданої концентрації (С₀) вира­жається законом Оствальда:

K_r=(β²C₀)\1-β

Рівновага процесу гідролізу, що відповідає рівності швидкостей реакцій гідролізу і нейтралізації (v_г = v_н), рухома і може бути зміщено вправо ( v_г > v_н) або вліво (V_г < V_н) згідно до принципа Лє-Шател’є. Так, на­приклад, при підвищенні температури рівновага гідролізу зміщується вправо, так як пряма реакція ендотермічна (∆H>0), а зворотна (нейтралізації) — екзотермічна (∆H<0). При постійній температурі Т рівновага гідролізу можна змістити вправо, зменшуючи концентрацію розчину; це випливає з закону Оствальда: при К_r,=соnst β тим більше, чим менше С₀.

Перше ніж приступити до виконання дослідів, необ­хідно ознайомитися з методикою розрахунків: а) константи гідролізу солей; б) ступеня гідролізу; в) рН розчинів соли, що гідролізує; г) концентрації розчинів солей, що гідролізують за відомим рН.

Розглянемо декілька прикладів (всі розрахунки виконуються з допущенням С=а — рівності концентрацій іонів їх активностям).

Приклад 1. Розрахуйте константу і ступень гідролізу солі Na₂СО₃ в 0,001М розчині при 298 К, враховуючи лише перший ступень процесу.

Рішення. Сіль Nа₂СО₃ утворена сильною основою і слабкою кислотою, тому ггідроліз йде за іонами СО²з^-. Рівняння реакції:

СО₃^2- + Н₂О = HCO₃^- + OH^-

Константа рівноваги процесу К_С=(C_HCO3^-C_OH-)/(Cco₃^2-C_H2O) при помноженні на концентрацію води становить K_CC_H2O=(C_HCO3 – C_OH-)\ Cco₃^2- називається константою гідролізу солі. ЇЇ обчислюють за формулою

К_r = Кw\K_ДНСО3-

де Кw — іонний добуток води; К_днсоз^- - константа дисоціа­ції продукту гідролізу. Тому, К_г= 10-¹⁴/(4,8-10-¹¹).

Слід звернути увагу на те, що величина константи гідролізу залежить лише від температури.

Приклад 2. Обчислити концентрацію розчину СН₃СООNа, рН якого 9,5.

Рішення. Рівняння реакції гідролізу ацетату натрію

СН₃СОО^- + Н₂О = СНзСООН + ОН^—

Щоб знайти концентрацію розчину С₀, треба записати вираз для константи гідролізу

Kr=(CCH₃COOHCOH^--)/CCH₃COO^--

Якщо позначити вихідну концентрацію іону СН₃СОО^-- як С₀, то рівноважна концентрація цього іону буде (Со—С), де С — концентрація гідролізованих іонів СН₃СОО^--

З рівняння реакції гідролізу слідує, що С = С_звор, так як кожний іон ОН^-- утворюється з однієї молекули Н₂О, а одна молекула Н₂О взаємодіє з одним іоном СН₃СОО^--.

Значення Сон знаходимо з іонного добутку води, знаючи C_H⁺: C_H⁺C_OH^- = K_w;

Оскільки рН розчину СН₃СООNa дорівнює 9.5, знаходимо C_H⁺:9,5= -lgС_н+, звідки С_н+ = 10 ^-9.5 моль/л, а С_OH^- = 10 ^-4.5 моль/л.

Підставляючи знайдені значення концентрацій до виразу для константи гідролізу, отримаємо: Kr = (10^-4.5*10^-4.5)/Co^—10^-4.5

Kr = Kw/K_{ДСН3СООН}=10^4,5/1,79*10⁵ = 0,57*10^-9

0,57*10^-9 = (10^-4,5*10^-4,5)/Со^—10^-4,5; звідки Со=1,75моль/л