28. Гидролиз. Различные случаи частичного гидролиза солей.

Гидролиз – это ионообменная реакция соли с водой, в результате которой изменяется рН-раствора.  Так как в процессе гидролиза образуются кислота и основание, можно считать, что гидролиз – это реакция обратная реакции нейтрализации.

Все соли можно разделить на гидролизирующиеся и негидролизирующиеся

Гидролизу подвергаются три типа солей:

а) гидролиз по катиону — соли, образованные слабым основанием и сильной кислотой (CuCl₂, NH₂Cl, Fe₂(S0₄)₃); Пример:

FeCl₂ + HOH ↔ Fe(OH)Cl + HCl

Fe²⁺ + 2Cl^- + H⁺ + OH^- ↔ FeOH⁺ + 2Cl^- + Н⁺

б) гидролиз по аниону — соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой (К₂С0₃, Na₂S); Пример:

K₂SiO₃ + НОH ↔ KHSiO₃ + KОН

2K⁺ +SiO₃^2- + Н⁺ + ОH^- ↔ НSiO₃^- + 2K⁺ + ОН^-

в) гидролиз по катиону и по аниону — соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой (NH₄)₂C0₃, Fe₂(C0₃)₃ ). Пример:

ZnS+ 2HOH → Zn(OH)₂↓ + H₂S↑ 

Zn²⁺ + S^2- + 2HOH → Zn(OH)₂↓ + H₂S

г)Гидролизу не подвергаются — соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой, (NaCl, К₂SО₄, Ba(N0₃)₂).

Частичный гидролиз солей ­- гидролиз солей с многозарядными катионами и анионами. Такой гидролиз протекает ступенчато.

Например, гидролиз ортофосфата натрия:

Na₃PО₄ → 3Na⁺ + PО₄^3–,

PО₄^3– + НОН ↔ HPО₄^2– + OH^– (I-ступень),

HPО₄^2– + НОН ↔ H₂PО₄^–+ OH^– (II-ступень),

H₂PО₄^– + НОН ↔ H₃PО₄ + OH^– (III-ступень).

В большинстве случаев наиболее сильно процесс гидролиза протекает по первой ступени, поэтому в практических расчетах вторую и по­следующие ступени гидролиза обычно не учитывают.

29. Случаи необратимого гидролиза солей. Взаимоусиливающий гидролиз.

Необратимому (полному) гидролизу подвергаются соли, которые образованы слабым нерастворимым или летучим основанием и слабой летучей или нерастворимой кислотой. Такие соли не могут существовать в водных растворах. Для солей, подвергающихся полному гидролизу, в таблице растворимости стоит прочерк, означающий невозможность сосуществования соли с водой. ВАЖНО – соли двухвалентных металлов гидролизуют до осадка основных солей.

Al₂S₃ + 6H₂O = 2Al(OH)₃↓ + 3H₂S↑

Fe₂S₃ + 6H₂O = 2Fe(OH)₃↓ + 3H₂S↑

Гидролиз соли усиливается, если связать один из ионов, образующийся в результате гидролиза, в слабый электролит. В результате гидролиза соли слабого основания и сильной кислоты в растворе образуются свободные ионы Н⁺ (рН<7), а в результате гидролиза соли слабой кислоты и сильного основания - ионы ОН^- (рН>7). Но ионы Н⁺ и ОН^- связываются в слабый электролит Н₂О. Поэтому степень гидролиза солей увеличивается, то есть гидролиз одной соли усиливает гидролиз другой (необратимый гидролиз). В результате гидролиз таких солей доходит до конца.

Так, если смешать растворы Al₂(SO₄)₃ и Na₂CO₃, то в результате образуется осадок Al(ОН)₃ и выделится СО₂, но не образуется Al₂(CO₃)₃.

В растворе Al₂(SO₄)₃:

Al₂(SO₄)₃ + 2НОН = 2AlОНSO₄ + Н₂SO₄

Al³⁺ + НОН = AlОН²⁺ + Н⁺

В растворе Na₂CO₃:

Na₂CO₃ + НОН = NaНCO₃ + NaOН

CO₃^2- + НОН = НCO₃^- + OН^-

При взаимодействии растворов: Н⁺ + OН^- = Н₂О

В соответствии с принципом Ле Шателье это усиливает гидролиз каждого из ионов:

AlОН²⁺ + НОН = Al(ОН)₂⁺ + Н⁺

Al(ОН)₂⁺ + НОН = Al(ОН)₃ + Н⁺

НCO₃^- + НОН = СО₂­ + Н₂О + ОН^-

В результате всех этих процессов идет полный взаимный гидролиз соли:

Al₂(SO₄)₃ + 3Na₂CO₃ + 3Н₂О = 2Al(ОН)₃ + 3СО₂­ + 3Na₂SO