Добавил:
Upload Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.
Вуз: Предмет: Файл:
КОНСПЕКТ ЛЕКЦИЙ ОБЩАЯ ХИМИЯ печать.docx
Скачиваний:
501
Добавлен:
15.03.2016
Размер:
1.23 Mб
Скачать

9.1 Гидролиз. Степень гидролиза. Константа гидролиза

В общем случае гидролизом называется разложение какого-либо вещества под действием воды.

Рассмотрим частный случай гидролиза – гидролиз солей. Так, если гидролизуется соль, состоящая из катиона А и аниона В (для простоты примем их однозарядными), то имеет место обратимая реакция:

В результате гидролиза солей образуется либо кислота (кислая соль) и основание, либо основание (основная соль) и кислота. Следовательно, процесс гидролиза соли можно рассматривать как процесс, обратный реакции нейтрализации. Так как реакции нейтрализации обычно идут практически до конца (практически необратимо), то равновесие реакции гидролиза смещено в сторону реагирующих веществ. Концентрация продуктов гидролиза соли, как правило, мала.

Гидролизу могут подвергаться только те соли, ионы которых способны связывать Н+ или ОН--ионы воды в малодиссоциированные соединения, т.е. соли, образованные слабыми кислотами и (или) слабыми основаниями. Соли, образованные сильными кислотами и сильными основаниями, гидролизу не подвергаются.

Количественно процесс гидролиза можно характеризовать степенью гидролиза и константой гидролиза.

Степень гидролиза соли (h) – отношение количества соли, подвергшейся гидролизу, к общему количеству соли в растворе. Степень гидролиза может быть выражена в долях от единицы или в процентах

(1)

Основные факторы, влияющие на степень гидролиза соли – природа соли, концентрация соли, температура, добавление кислоты, щелочи или других солей.

Влияние природы соли на степень ее гидролиза определяется тем, что чем более слабым электролитом (основанием или кислотой) образована данная соль, тем в большей степени она подвержена гидролизу.

По мере уменьшения концентрации соли ее гидролиз усиливается, так как гидролиз соли лимитирован ничтожным количеством H+ и OH-ионов, образующихся при диссоциации воды. Чем больше ионов воды приходится на долю ионов соли, тем полнее идет гидролиз.

С увеличением температуры диссоциация воды несколько возрастает, что благоприятствует протеканию гидролиза.

Влияние добавления в раствор соли кислоты, основания или другой соли можно определить исходя из принципа Ле-Шателье. В том случае, когда добавляемые электролиты связывают продукты гидролиза соли, гидролиз соли усиливается. Если же добавляемый электролит увеличивает концентрацию продуктов гидролиза или связывает исходные вещества, то гидролиз соли уменьшается.

Например:

Прибавление к этому раствору щелочи, т.е. ионов OH или другой соли, образованной слабой кислотой и сильным основанием, смещает равновесие гидролиза в сторону реагирующих веществ, а добавление кислоты, т.е. ионов H+ или соли, образованной сильной кислотой и слабым основанием, смещает равновесие гидролиза в сторону продуктов реакции.

Константа гидролиза соли (Кh) – это константа равновесия процесса гидролиза соли. Константа гидролиза – это величина постоянная для данной соли при данной температуре.

Рассмотрим три типичных случая гидролиза солей.

    1. Гидролиз солей, соответствующих сильному основанию и слабой кислоте

Гидролиз таких солей может быть выражен следующими уравнениями:

или сокращенно:

Так как кислота НВ слабая и поэтому мало диссоциирована, в растворе в результате гидролиза соли появляется избыток ионов ОН-, и раствор приобретает щелочную реакцию (рН > 7). В этом случае константа гидролиза равна

(2)

или

(3)

Таким образом, Кh обратно пропорциональна KHB, т. е., чем слабее кислота, соответствующая данной соли, тем больше константа гидролиза.

Примерами солей, образованных сильным основанием и слабой кислотой, могут служить Nа2СО3, СН3СОONa, К2S, KCN.

Гидролиз ацетата натрия CH3COONa

В водном растворе:

Ионы СН3СОО- и H+ связываются, образуя слабую малодиссоциированную уксусную кислоту и вызывая смещение равновесия диссоциации воды вправо, в сторону увеличения концентрации OH-.

Уравнение реакции гидролиза ацетата натрия:

в ионной форме:

Гидролиз фосфата калия K3PO4

Эта соль образована сильным основанием и трехосновной слабой кислотой. Гидролиз солей, образованных многоосновными слабыми кислотами, проходит ступенчато:

I ступень:

II ступень:

III ступень:

Наиболее полно гидролиз протекает по I ступени и практически не протекает по второй и третьей.

Так как равновесие реакции гидролиза сильно смещено в сторону реагирующих веществ, то в растворе при обычных условиях обнаруживаются лишь продукты гидролиза по I ступени. Лишь при условиях, особо благоприятствующих гидролизу, можно обнаружить продукты II и III ступеней гидролиза.

    1. Гидролиз солей, соответствующих слабому основанию и сильной кислоте

Гидролиз таких солей можно записать следующими уравнениями:

или в сокращенной ионно-молекулярной форме:

Так как основание АОН ‒ слабое и, следовательно, мало диссоциировано, в растворе в результате гидролиза солей, соответствующих слабому основанию и сильной кислоте, появляется избыток ионов Н+, и раствор приобретает кислую реакцию (рН < 7)

(4)

или

(5)

Таким образом, в этом случае Kh обратно пропорциональна KАОН, т.е., чем слабее основание, соответствующее данной соли, тем больше константа гидролиза.

Примерами солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой, могут служить NH4Cl, Al2(SO4)3, Cu(NO3)2.

Гидролиз нитрата аммония NH4NO3

Нитрат аммония диссоциирует на ионы NO3 и ионы NH4+. Ионы NH4+ связывают ионы OH воды, вызывая смещение равновесия диссоциации воды в сторону увеличения концентрации H+-ионов в растворе.

Уравнение гидролиза в молекулярной форме:

В ионной форме:

Гидролиз сульфата цинка ZnSO4

Сульфат цинка образован сильной кислотой и слабым двухкислотным основанием. Гидролиз этой соли может протекать по 2 ступеням, хотя при обычных условиях практически ограничивается лишь I ступенью.

I ступень:

II ступень:

    1. Гидролиз солей, соответствующих слабому основанию и слабой кислоте

Подобные соли легче других подвергаются гидролизу, так как ионы этих солей одновременно связываются обоими ионами воды с образованием двух слабых электролитов.

В результате гидролиза таких солей образуются два слабых электролита, а реакция среды зависит от соотношения силы этих электролитов. Уравнения гидролиза имеют вид:

(6)

Запишем значение константы гидролиза соли, выразив ее через значения констант диссоциации соответствующих слабых электролитов ‒ основания и кислоты:

(7)

В этом случае константа гидролиза обратно пропорциональна произведению констант диссоциации обоих слабых электролитов, и, очевидно, чем слабее каждый из электролитов, тем больше константа гидролиза данной соли, образованной этими электролитами.

Гидролиз таких солей не зависит от концентрации соли в растворе и проходит намного глубже, чем в предыдущих двух случаях.

Примерами солей, соответствующих слабому основанию и слабой кислоте, могут служить (NH4)2S, (NH4)2CO3, СН3СОONH4. Несмотря на то, что гидролиз таких солей протекает намного глубже, чем в случае солей, соответствующих одному слабому электролиту, реакция среды раствора может быть даже нейтральной, если оба электролита (основание и кислота) являются электролитами приблизительно одинаковой силы.

Гидролиз ацетата аммония CH3COONH4

Соль CH3COONH4 образована слабым основанием NH4OH и слабой кислотой CH3COOH одинаковой силы. Кдис.NH4OH =1.8∙10-5; Кдис.CH3COOH =1.8∙10-5.

Реакция гидролиза в молекулярной форме:

в ионно-молекулярной форме:

Поскольку концентрация ацетат-ионов и ионов аммония в растворе одинаковы, а константы диссоциации кислоты и основания равны, то реакция среды будет нейтральной (рН=7).

В результате реакции гидролиза цианида аммония NH4CN (Кдис.HCN =7.2∙10-10; Кдис.NH4OH =1.8∙10-5)

среда будет слабощелочной (рН>7).