Гидролиз солей

Kк - константа кислотности - количественная характеристика состояния протолитического равновесия обратимой реакции между кислотой HA и основанием HL.

Чем больше значение Kк, тем более сильной кислотой считается протолит HA в данном растворителе HL.

Например, в этанольных растворах HNO3 и CH3COOH значения Kк при 250С:

HNO3(s)+C2H5OH=NO3-(s)+C2H5OH2+(s); Kк1=2,7*10-4 CH3COOH(s)+C2H5OH=CH3COO-(s)+C2H5OH2+(s);

Kк2 = 4,8*10-11

Kк1> Kк2, поэтому в среде этанола кислотные свойства HNO3 сильнее кислотных свойств CH3COOH.

Для слабых кислот HClO и H2CO3 в водном растворе при 250С:

HClO+H2O=ClO-+H3O+; Kк1 = 2,82*10-8 H2CO3+H2O=HCO3-+H3O+; Kк2=4,27*10-7

Kк1<Kк2, значит в водном растворе кислота HClO слабее кислоты H2CO3.

Кислотами в водном растворе являются: катион аммония:

NH4+ +H2O=NH3+H3O+ ; Kк1 = 5,75*10-10,

а также гидратированные катионы металлов: Al3+* H2O+H2O=AlOH2++H3O+ ; Kк2=9,55*10-6.

Кислотные свойства ионы NH4+ и Al3+*H2O проявляют после растворения их солей.

Например, NH4Cl и Al2(SO4)3.

1-я стадия -электролитическая диссоциация: NH4Cl=NH4++Cl-

(NH4+-протолит, Cl-- непротолит) Al2(SO4)3=2Al3++3SO42- (Al3+-протолит, SO42- - непротолит).

2-я стадия –взаимодействие ионов протолитов с водой (гидролизуются).

Гидролиз солей - это реакция обмена между водой и растворяемой в ней соли, в результате в растворе появляется некоторое избыточное количество ионов Н+ или ОН-, сообщающее раствору кислотные или щелочные свойства.

Условие гидролиза: наличие хотя бы одного иона слабого электролита (кислоты или основания).

Гидролизу не подвергаются соли,

образованные сильными кислотами и основаниями, КС1.

рН = 7 , нейтральная среда.

Гидролиз соли, образованной сильной кислотой и слабым основанием (гидролиз по катиону)

Причина гидролиза - образование слабого основания или гироксокатионов.

В общем виде: Хz++НОН↔ХОН(z-1)++Н+

Например, NН4С1, А12(SО4)3

NН4С1+НОН ↔ NН4ОН+НС1 NН4++НОН↔NН4ОН+Н+

Избыток Н+ создает кислую среду раствора рН<7.

Многозарядный катион А13+ в соли А12(SО4)3 гидролизуется по 3-м ступеням, но 2-я и 3-я ступень в обычных условиях не протекают.

А13+ + НОН ↔ А1ОН2+ + Н+

А12(SО4)3 +2НОН↔А1ОНSО4 + Н2SО4

Kо - константа основности - количественная характеристика состояния протолитического равновесия в реакции между основанием B и кислотой HL.

Чем больше значение Kо, тем более сильным основанием считается протолит B в данном растворителе HL.

Например, в водном растворе гидрата аммиака (250C) NH3+H2O=NH4++OH-; Kо=Kв/Kк=1,74*10-5

а также многих анионов: ClO-+H2O=HClO+OH-; Kо1=Kв/Kк=3,55*10-7, CO32-+H2O=HCO3-+OH-; Kо2=Kв/Kк=2,14*10-4.

Kо1<Kо2, поэтому основание CO32- по отношению к воде сильнее, чем основания NH3*H2O и ClO-.

Основные свойства ионов ClO- и CO32- проявляются после растворения в воде их солей.

Например, NaClO, K2CO3

1-я стадия электролитическая диссоциация: NaClO=Na++ClO-

(ClO--протолит, Na+-непротолит). K2CO3=2K++CO32-

(CO32- - протолит, а K+ - непротолит)

Ионы-протолиты вступают в реакцию с водой (гидролизуются).

Гидролиз соли, образованной слабой кислотой и сильным основанием (гидролиз по аниону).

Причиной гидролиза является образование слабой кислоты или гидроанионов.

В общем виде:Yz-+НОН↔НY(z-1)+ОН-

Например, КСN, К2СО3:

КСN +НОН ↔ НСN +КОН СN- + НОН↔НСN + ОН-

Появление избытка ионов ОН- создает щелочную среду, рН>7.

Многозарядный ион СО32- соли К2СО3 гидролизуются по 2-м ступеням, но 2-я в обычных условиях не протекают.

СО32-+НОН↔НСО3-+ОН- К2СО3 + НОН ↔ КНСО3 + КОН.

Гидролиз соли, образованной слабой кислотой и слабым основанием

(гидролиз и по катиону и по аниону)

В общем виде: Хz++Yz-+НОН=ХОН(z-1)+ +НY(z-1)-

Такие соли гидролизуются сильнее остальных, т.к. среди продуктов появляются два слабых электролита, смещающие равновесие в сторону их образования:

NН4СN + НОН ↔ NН4ОН + НСN

NН4++СN-+НОН↔NН4ОН+НСN

Характер среды раствора предсказать невозможно, обязательно нужны расчеты.

Солей этой группы полностью разлагается водой (необратимый гидролиз):

А12S3+6НОН=2А1(ОН)3↓+3Н2S↑

Многие гидроанионы, в водном растворе являются амфолитами.

Например HCO3- : HCO3-+H2O=CO32-+H3O+; Kк = 4,68*10-11

HCO3-+H2O=H2CO3+OH-; Kо=Kв/Kк=2,34*10-8

Kо>>Kк, ион HCO3- в водном растворе проявляет больше основные свойства.

HSO3-:

HSO3-+H2O=SO32-+H3O+; Kк= 6,31*10-8 HSO3-+H2O=SO2*H2O+OH-; Kо=Kв/Kк=6,02*10-13

Kо<<Kк показывает, что анион HSO3- в большей степени проявляет кислотные свойства.