4.2.4. Гидролиз солей

Гидролизомсоли называется процесс взаимодействия ионов соли с ионами воды с изменением рН среды. Обязательным условием гидролиза является образование малодиссоциированного вещества (слабого электролита).

Качественно реакцию среды определяют с помощью индикаторов. Выделяют четыре типа реакций взаимодействия солей с водой:

1. Соль, образованная ионами сильного основания (катионами) и сильной кислоты (анионами), гидролизу не подвергается. Растворы таких солей имеют нейтральную среду рН ≈ 7.

K₂SO₄ + H₂O ≠

2. Соль, образованная катионами сильного основания и анионами слабой (средней) кислоты, гидролизуется по аниону (рН раствора 7).

KCN + H₂O ⇄ KOH + HCN,

ионное уравнение: K⁺ + CN^– + H₂O ⇄ K⁺ + OH^– + HCN,

сокращенное ионное уравнение CN^– + H₂O ⇄ OH^– + HCN.

3. Соль, образованная катионами слабого основания и анионами сильной кислоты, гидролизуется по катиону (рН  7).

NH₄Cl + H₂O ⇄ NH₄OH + HCl,

ионное уравнение NH₄⁺ + Cl^– + H₂O ⇄ NH₄OH + H⁺ + Cl^–,

сокращенное ионное уравнение NH₄⁺ + H₂O ⇄ NH₄OH +H⁺.

4. Соль, образованная катионами слабого основания и анионами слабой кислоты, гидролизуется полностью до образования слабой кислоты и слабого основания (рН раствора ≈7).

NH₄CN + H₂O → NH₄ОН + HCN.

Гидролиз солей, образованных многозарядными ионами протекает ступенчато. Например, гидролиз фосфата натрия протекает в три ступени:

1-я ступень: Na₃PO₄ + H₂O ⇄ Na₂HPO₄ + NaOH;

ионное уравнение:

3Na⁺ +PO₄^3– + H₂O ⇄ 2Na⁺ + HPO₄^2– + Na⁺ + OH^–;

2-я ступень Na₂HPO₄ + H₂O ⇄ NaH₂PO₄+ NaOH;

ионное уравнение

2Na⁺+НPO₄^2–+H₂O ⇄ Na⁺ + H₂PO₄^–+ Na⁺+OH^–;

3-я ступень NaH₂PO₄+ H₂O ⇄ H₃PO₄+ NaOH;

ионное уравнение

Na⁺ +Н₂PO₄^2- + H₂O ⇄ H₃PO₄ + Na⁺ + OH^–;

Гидролиз хлорида меди протекает в две ступени:

1-я ступень CuCl₂ + H₂O ⇄ CuOHCl + HCl;

ионное уравнение

Cu²⁺ + 2Cl^– + H₂O ⇄ CuOH⁺ + Cl^– + H⁺ + Cl^–;

2-я ступень: CuOHCl + H₂O ⇄ Cu(OH)₂ + HCl;

ионное уравнение

CuOH⁺ + Cl^– + H₂O ⇄ Cu(OH)₂ + H⁺ + Cl^–.

При комнатной температуре соли гидролизуются, как правило, только по 1 ступени, за исключением солей, образованных катионом слабого основания и анионом слабой кислоты.

Количественно реакция гидролиза характеризуется степенью гидролиза  и константой гидролиза К_Г. Степень гидролиза представляет отношение концентрации гидролизованных молекул к общей концентрации вещества. Степень гидролиза зависит от температуры и концентрации веществ. Константа равновесия реакции гидролиза называется константой гидролиза. Она связана со степенью гидролиза следующим уравнением:

(20)

Константа гидролиза связана с ионным произведением воды через константы диссоциации слабых электролитов:

– гидролиз соли, образованной катионами сильного основания и анионами слабой (средней) кислоты;	(21)
– гидролиз соли, образованной катионами слабого основания и анионами сильной кислоты;	(22)
– гидролиз соли, образованной катионами слабого основания и анионами слабой кислоты.	(23)

В уравнениях (8.2.12 – 8.2.14) К_ДО – константа диссоциации слабого основания, К_ДК – константа диссоциации слабой кислоты.

4.2.5. Произведение растворимости

В случае равновесия в растворе малорастворимого (или практически нерастворимого вещества) выражение для константы равновесия в насыщенном растворе можно записать с использованием равновесных концентраций. Например, для равновесия в насыщенном растворе хлорида серебра

AgCl_кр + (n+m)H₂O ⇄ [Ag(H₂O)_n]⁺ + [Cl(H₂O)_m]^–,

или в упрощенной форме

AgClкр ⇄ Ag+ + Cl–.

(24)

Так как растворимость малорастворимых веществ постоянна при данной температуре, то ее вносят в значение константы и концентрацию твердых веществ не учитывают при записи закона действующих масс. Выражение для константы равновесия данной реакции запишется так:

K_Р(AgCl) = [Ag⁺]·[Cl^-]

Таким образом, в насыщенном растворе электролита произведение концентраций его ионов есть величина постоянная при данной температуре, ее называют произведение растворимости и чаще обозначают буквами ПР:

ПР(AgCl) = [Ag+]·[Cl-].

(25)

Например, для реакции

Ca(OH)₂ ⇄ Ca²⁺ + 2OH^–

ПР = [Ca²⁺]·[ OH^–]²

Значения произведений растворимости малорастворимых веществ являются справочными величинами. Зная произведение растворимости, легко рассчитать концентрацию вещества в насыщенном растворе, т.е. растворимость.

Если при проведении химической реакции в растворе появляются ионы, входящие в состав малорастворимого вещества, то, зная произведение растворимости этого вещества, легко определить, выпадет ли оно в осадок. Например для реакции 8.2.15: если [Ag⁺][Cl^-] > ПР(AgCl), то вещество выпадет в осадок; если [Ag⁺][Cl^-] < ПР(AgCl), то вещество не выпадет в осадок.