11. Дисоціація води . Гідроліз солей

Мета вивчення теми:

- обчислювати pH і pOH, концентрацію іонів Н⁺ і OН ^- у водних розчинах;

- складати іонні і молекулярні рівняння реакцій гідролізу солей.

Для води як слабкого електроліту константу рівноваги дисоціації можна записати так:

H₂О  Н⁺ + ОН^-

к_д = [ Н⁺][ОН^-] /[Н₂O],

звідки вважаючи на практично сталу концентрацію води

КН₂О= [Н⁺] [ОН^-]= к_д  [Н₂O]= КН₂О

Величина КН₂O називається іонним добутком води.При 25⁰С КН₂O = 10^-14. Значить, у воді і водних розчинах концентрації іонів [ Н⁺] та [ОН^-] пов’язані одна з одною:

[ Н⁺] =, а [ОН^-] = .

Замість концентрацій іонів Н⁺ і ОН^- зручніше користуватися їхніми десятковими логарифмами, взятими зі зворотним знаком; ці величини позначаються символами pH і pOH і називаються відповідно:

pH = -lg[ Н⁺] - водневий показник;

pOH = -lg [OН^-] - гідроксильний показник;

pH + pOH = 14.

Водневий і гідроксильний показники можуть служити мірою кислотності або лужності воднихрозчинів:

в кислих розчинах pH  7, а pOH  7;

в нейтральних - pH = pOH = 7;

в лужних - pH  7, pOH  7.

Приклад 1. Обчислити pН розчину, у 2 л якого знаходиться 0,8 г NaOH. Дисоціацію лугу вважати повною.

Розв’язання. Луг дисоціює цілком ( = 1), і з однієї молекули NaOH утворюється один іон OH^- (n = 1):

NaOH Na⁺ + ОН^-

Обчислимо молярну концентрацію іонів ОН^- у цьому розчині:

[OН^-] = m(NaOH) /(М (NaOH)  V) = 0,8 /(402) = 10^-2 моль/л.

Обчислимо pOH розчину: pOH = -lg [OН^-] = -lg 10^-2 = 2.

Враховуючи, що pH + pOH = 14, знаходимо pH:

pH = 14 – pOH = 14 – 2 = 12.

Реакцію розчину (кислий або лужний характер середовища) на практиці можна визначити за допомогою індикаторів – слабких органічних кислот або основ, що мають різне забарвлення в дисоційованій і молекулярній формах. Забарвлення деяких з них у різних середовищах приведені у таблиці.

Реакції нейтралізації, у яких беруть участь слабкі кислоти або основи, оборотні, тобто можуть протікати не тільки в прямому, але і в зворотному напрямку. Тому гідроліз солі є оборотним процесом стосовно реакції нейтралізації:

	нейтралізація
Кислота + основа		сіль + вода.

гідроліз

Отже, при розчиненні у воді солі , до складу якої входить аніон слабкої кислоти або катіон слабкої основи, протікає процес гідролізу – обмінної взаємодії солі з водою, у результаті якого утворюється слабка кислота або слабка

основа. Оскільки нейтралізація супроводжується виділенням теплоти, то гідроліз є ендотермічним процесом (∆H > 0). Крім того, гідроліз – оборотний процес.

Таблиця

Індикатор	Забарвлення в середовищі			Інтервал переходу РН
	кисле	нейтральне	Лужне
Лакмус	червоне	фіолетове	Синє	5,0-8,0
Фенолфталеїн	безбарв.	безбарвний	Малинове	8,2-10,0
Метилоранж	рожеве	оранжове	Жовте	3,1-4,4

При складанні іонних рівнянь гідролізу солей виходьте з того, що з водою взаємодіють ті катіони або аніони, що з іонами води (Н⁺ або ОН^-) можуть утворити слабкі електроліти. Наприклад, якщо розчинити у воді хлорид міді CuCl₂ або сульфід натрію Na₂S,то в першому випадку з водою будуть взаємодіяти іони Cu²⁺, а в другому –іониS^2-по таких схемах:

а) Iстадія :

Cu²⁺+ Н₂О(CuОН)⁺+ Н⁺ ; CuCl₂+ Н₂О Cu(ОН)Сl+ НСl

П стадія:

(CuОН)⁺ +Н₂ОCu(ОН)₂+Н⁺; Cu(ОН)Сl+Н₂ОCu(ОН)₂+НСl

б) I стадія:

S^2- +Н₂ОНS^-+ОН^- ; Na₂S +Н₂ОNaНS +NaОН

П стадія:

НS^-+Н₂ОН₂S+ ОН^-; NaНS+Н₂ОН₂S +NaОН.

Отже, у реакції гідролізу можуть фактично брати участь або катіон основного залишку, якщо сіль утворена слабкою основою і сильною кислотою (як CuCl₂), або аніон кислотного залишку, якщо сіль утворена слабкою кислотою і сильною основою (як Na₂S ), або одночасно і катіон, і аніон, якщо сіль утворена слабкою основою і слабкою кислотою (як CH₃COONН₄) :

CH₃COONН₄  NН₄⁺ + CH₃COO^-

NН₄⁺+CH₃COO^-+ Н₂ОNН₄ОН + CH₃COOН

CH₃COONН₄ + Н₂ОNН₄ОН + CH₃COOН.

Запам'ятайте, що якщо катіон або аніон, що беруть участь у гідролізі, багатозарядні, то гідроліз протікає по стадіях, при чому число стадій дорівнює абсолютній величині заряду відповідного іона. Тому гідроліз СuCl₂ і Na₂S протікає в дві стадії, а гідроліз Al(NO₃)₃ - в три, оскільки катіон алюмінію має заряд +3. Переважно гідроліз перебігає по першій стадії.

Деякі солі (найчастіше утворені слабкою нерозчинною основою і дуже слабкою летючою кислотою) піддаються повному гідролізу. Такі солі не можуть існувати у водних розчинах, тому що цілком розкладаються водою на відповідні основу і кислоту, як, наприклад, сульфід або карбонат алюмінію (Al₂S₃, Al₂(CO₃)₃ та ін.). У таблицях розчинності проти таких солей стоїть прочерк "-". Про це не можна забувати при складанні рівнянь реакцій обміну між розчинами електролітів.

Приклад 2. Скласти рівняння реакцій, що протікають при зливанні водних розчинів хлориду хрому (Ш) і сульфіду натрію.

Розв’язання.Спочатку запишемо рівняння реакції, знаючи, що при обмінній взаємодії двох солей повинні утворитися дві нові солі:

2CrCl₃ + 3Na₂S = Cr₂S₃ + 6NaCl.

Користуючись таблицею розчинності солей, перевіряємо, чи існують продукти реакції у водному розчині. Хлорид натрію існує, а проти сульфіду хрому(Ш) стоїть прочерк, тобто ця сіль піддається повному гідролізу. Тому не можна обмежитися вищенаведеним рівнянням реакції, а треба написати ще одне - повний гідроліз сульфіду хрому(Ш) - і скласти обидва рівняння. Тоді маємо для сумарного процесу:

Cr₂S₃ + 6 H₂O = 2Cr(OH)₃ + 3H₂S.

Сумарне рівняння повного гідролізу:

2CrCl₃ + 3Na₂S + 6H₂O = 2Cr(OH)₃ + 3H₂S+ 6NaCl,

і в іонно-молекулярному вигляді:

2Cr³⁺ + 3S^2- + 6H₂O = 2Cr(OH)₃ + 3H₂S.

У результаті протікання гідролізу зміщується рівновага дисоціації води, і у розчині солі з'являється деякий надлишок іонів H⁺ або OH^-. Це приводить до зміни кислотності або лужності середовища. Варто пам'ятати, що характер середовища розчину солі визначається більш сильним з утворюючих її компонентів. Так, розчин солі Na₂CO₃ має лужне середовище (рН7), тому що ця сіль утворенасильною основою NaOH і слабкою кислотою H₂CO₃, а розчин солі ZnCl₂ – кисле (рН7), тому що вона утворена сильною кислотою HCl і слабкою основою Zn(OH)₂. Якщо ж сіль утворена слабкою кислотою і слабкою основою, то середовище розчину такої солі може бути або слабокислим, або слаболужним. Останнє залежить від співвідношення констант дисоціації утворюючих сіль слабкої основи і слабкої кислоти.

Приклад 3.Визначити реакцію середовища розчину ціаніду амонію.

Розв’язання. Ціанід амонію в розчині дисоціює на іони:

NH₄CN  NH₄⁺ + CN^-.

Оскільки ця сіль утворена слабкою основою NH₄OH і слабкою кислотою HCN, то в реакції гідролізу беруть участь і катіон, і аніон:

NH₄⁺ + CN^- + H₂O  NH₄OH + HCN

або в молекулярній формі:

NH₄CN + H₂O  NH₄OH + HCN.

У результаті реакції утворяться слабка основа і слабка кислота, але так якK_Д() = 1,8 ·10^-5 К_Д(HCN) = 8·10^-10,

то середовище розчину буде слабколужним.

Оскільки гідроліз – процес оборотний, то зміщуючи його рівновагу (додаванням до розчину солі різних речовин – кислот, основ, води) можна гідроліз зменшити або підсилити. Так, наприклад, гідроліз солі ZnCl₂ зменшується при додаванні до розчину кислоти:

Zn²⁺ + H₂O  Zn OH⁺ + H⁺

НСl  H⁺ + Сl^-

Підсилити гідроліз можна також шляхом розведення солі або нагріванням.

Кількісними характеристиками процесу є ступінь (_г) і константа (К_г) гідролізу. Перша показує частку розчинених молекул солі, що піддалися гідролізу і виражається в % або в частках одиниці:

_г = N_г / N_заг

де N_г – число молекул солі, що піддалися гідролізу, а N_заг – загальна кількість молекул солі.

Друга величина (К_г) фактично є константою рівноваги реакції гідролізу. Взаємозв'язок між _г і К_г виражається так:

_г =

де с_м–молярна концентрація розчину солі, моль/л.