Общая химия (дистанционная обучение) / lk12gidroliz

Гидролиз солей - реакции обмена между молекулами воды и ионами соли с образованием слабых электролитов.

Все соли можно разделить на 4 типа:

)

► Гидролиз протекает по слабому иону:

► К ^m+ и/или A^n-

Соли - сильные электролиты, диссоциация:

К_nА_m  nК ^m+ + mA^n-

Гидролиз:

К^m+ + НOH  КОН^(m-1)+ + H⁺

или

A^n- + НОH  HA^(n-1)- + OH^-

малодиссоциированные изменение рН раствора

частицы (слабый электролит)

Пример: NH₄Cl, AgNO₃, AlBr₃ , CuSO₄ и т. д.

AgNO₃  Ag⁺ + NO₃^-

AgОН HNO₃

слабое основание сильная кислота

Ag⁺ + НОН  AgОН + Н⁺ - кислая среда рН < 7

Пример: К₂SiO₃, Na₂S, Ba(СН₃СОО)₂ и т. д.

Na₂S  2Na⁺ + S^2-

NaOH H₂S

сильное основание слабая кислота

! Гидролиз многозарядного иона протекает

по ступеням:

1cт.: S^2- + HOН  HS ^- + ОН^ основная

среда

2ст.: HS^- + HOН  H₂S + ОН^ рН > 7

Пример: NН₄СN, РbCO₃, Аl₂S₃

NН₄СN  NН₄⁺ + CN^

NH₄OH HСN

слабое основание слабая кислота

Гидролиз по аниону и по катиону:

СN^ + НОН  НСN + ОН^- - по аниону

NН₄⁺ + НОН  NН₄ОН + Н⁺ - по катиону

NН₄⁺ + СN^ + Н₂О  NН₄ОН + НСN - суммарно

Среда слабоосновная, слабокислая, нейтральная

Пример: Na₂SO₄ , KI, NaВr, СsCl, RbNО₃ и т. д.

Гидролизу не подвергаются

Na₂SO₄  Na⁺ + SO₄^2-

NaOH H₂SO₄

сильное основание сильная кислота

раствор нейтральный: рН  7.

: Количественные :

: характеристики гидролиза: :

► К_Г = К_РАВН ^. с _Н2О

►КРК_Г - зависит от :

► природы растворенного вещества

► температуры: т.к. гидролиз - процесс эндотермический (Н_Г > 0)   Т   К_Г   выход продуктов гидролиза

►! К_Г - не зависит от активности ионов.

***Гидролиз по катиону:

константа гидролиза

по катиону  ► Кг = Кw / Кд слаб. осн.

Пример

Ag⁺ + НОН  AgОН + Н⁺

- константа

гидролиза

( для разбавленных растворов а = с)

K_W

►

К_{Д (AgOH)} : AgOH  Ag⁺ + OH^-

***Гидролиз по аниону:

константа гидролиза

по аниону  ► Кг = Кw / Кд слаб. кисл.

! Гидролиз многозарядных ионов протекает ступенчато

! гидролиз – равновесный процесс.

Пример

1cт.: S^2- + HOН  HS^- + ОН^

2ст.: HS^- + HOН  H₂S + ОН^

константа гидролиза по 1 ступени  К_Г1:

►

К_Г1 = 10 ^-14/10 ^-14 = 1

константа гидролиза по 2 ступени  К_Г2:

¹⁴/1,1^.10^-7=

К_Г2 = 10 ^-14/ 1,1^.10 ^-7 = 9,1^.10 ^-8 .

Всегда: К_Г1   К_Г2

Пример раствор FeCl₃:

1 ст.: Fe³⁺ + НОН  FeОН²⁺ + Н⁺

2 ст.: FeОН²⁺ + НОН  Fe(ОН)₂⁺ + Н⁺

3 ст.: Fe(ОН)₂⁺ + НОН  Fe(ОН)₃ + Н⁺

Константы гидролиза:

Всегда К_Г1  К_Г2  К_Г3

При комнатных температурах гидролиз идет преимущественно по 1-ой ступени.

*** Гидролиз соли, образованной

слабым основанием и слабой кислотой:

константа

гидролиза  ► Кг = Кw /( Кд кисл. ^. К д осн.)

где К_{Д КИСЛ.} и К_{Д ОСН.} - константы диссоциации слабой кислоты и слабого основания - продуктов гидролиза

►

►

►

с_ГИДР - равновесная концентрация гидролизованных ионов;

с₀ - исходная концентрация ионов соли, подвергающихся гидролизу, моль/л.

:  : характеризует глубину протекания

процесса гидролиза, всегда  < 1 . ю

Связь степени гидролиза  с константой гидролиза К_Г: . К_Г   .

если  << 1 

   Смещение гидролитического равновесия в сторону усиления гидролиза

Степень гидролиза  увеличивается:

► при увеличении температуры:

т.к. Н_Г  0  Т   К_Г 

 К_Г =  ²  С₀   

► при разбавлении раствора:

 С₀  К_Г =  ²  С₀   

► при уменьшении концентрации

иона, определяющего среду

(связывание , ионов):

Например: СN^- + НОН  НСN + ОН^-

 С_{ОН -}   

Ag⁺ + НОН  AgОН + Н⁺

 С_{Н +}   

►Концентрация избыточного

►иона Н⁺ или ОН^- : ► КС_i =   С_{0 ^}

Расчет рН растворов солей

*** гидролиз по аниону:

► Задача

Рассчитать К_Г, , рН 0,01 М раствора К₂SО₃.

Решение

Диссоциация сильного электролита К₂SО₃:

с_о 2с_о с_о

К₂SО₃  2К⁺ + SО₃^2

КОН Н₂SО₃

сильное основание слабая кислота

Гидролиз по SО₃^2:

1-ая ступень: SО₃^2+ НОН  НSО₃^+ ОН^

К_Г1 = = 1,5910^7

2-ая ступень: НSО₃^ + Н₂О  Н₂SО₃ + ОН^

К_Г2 = = 5,910^13 К_Г1  К_Г2

1-й способ – через материальный баланс

	SO32-	НSO3	OН-
cисход	со	0	0
c	x	x	x
cравн	со - x	x	x

(*)  x

Алгоритм решения: x = [ОН^-]  pOH  pH

x = [ОН^-] = 410^5; pOH = -lg[ОН^-] = 4,4;

pH = 14 - 4,4 = 9,6  7 – щелочная среда

● Обратная задача: Зная рН раствора, рассчитать его концентрацию c₀.

Алгоритм решения: pH  pOH 

x = [OH ^-] = 10 ^{- рОН} х  в (*)  с_о

2-й способ – через степень гидролиза:

 = c_Г /c₀ = [OH] /c₀  [OH] = c₀ 

рОН= - lg [OH]  рН = 14 – рОН

 : = = 410^3  1 

расчет по приближенной формуле правомерен.

[OH ^-] = c₀ = 410^310^2 = 410^5 моль/л

рОН= - lg [OH ^-] = - lg 410^5 = 4,4

рН = 14 - рОН = 14 - 4,4 = 9,6

К_Г =К_В/К_{Д кисл}  с_ОН- = с_о  рН=14 + lg_-

*** гидролиз по катиону: – аналогично:

К_Г = К_В /К_{Д осн}   с_Н+ = с_о  рН= - lg

► Задача

Рассчитать К_Г, , рН 0,01 М раствора AlCl₃.

Решение

Диссоциация сильного электролита AlCl₃:

с_о с_о 3с_о

AlCl₃  Al³⁺ + 3Cl^

Al(ОН)₃ НCl

слабое основание сильная кислота

Гидролиз по Al³⁺ :

1-ая ступень: Al³⁺ + НОН  AlOH²⁺ + Н⁺

2-ая ступень: AlOH²⁺ + НОН  Al(OH)₂⁺ + Н⁺

3-ая ступень: Al(OH)₂⁺ + НОН  Al(OH)₃ + Н⁺

К_Г1   К_Г2   К_Г3

К_Г1 = K_W / K_{Д3 Al(OH)3} = 10 ^-14/1,38 ^.10 ^-9 = 7,2510^6

 : =  7,2510^6 / 0,01 = 2,710^2

[H⁺] = c₀ = 2,710^210^2 = 2,710^4 моль/л

рН = - lg [H⁺] = - lg 2,710^4 = 3,6  7 – кислая среда

*** гидролиз по катиону и аниону:

(

 

!) Концентрация соли не влияет на  

__________

где К_Г = К_В/К_ДК^.К_ДО ; [H⁺]= √ К_В^.К_ДК/К_ДО

рН =0,5(pK_В + 1/2lgК_Д(к-ты) -1/2lgК_Д(осн))