5.7. Гидролиз солей

Гидролиз солей - это взаимодействие ионов соли с водой с образованием слабого электролита.

Степень гидролиза h - отношение числа гидролизованных молекул к общему числу растворенных молекул. Например:

CH₃COONa + H₂OCH₃COOH + NaOH

CH₃COO^- + Na⁺ +H₂O CH₃COOH + Na⁺ + OH^-

CH₃COO^- + H₂O CH₃COOH + OH^-

С- h Сh Сh

K= - константа равновесия;

Поскольку [H₂O] = 55,5 г/моль - постоянная величина, то имеем K[H₂O] = К_г , где К_г - константа гидролиза

К_г =

К_г = . Для многих солей h<<1 и 1 -h  1.

Отсюда К_г = Сh² и h = .

Из полученного выражения следует, что степень гидролиза h (то есть гидролиз) увеличивается:

а) с увеличением температуры, так как тогда увеличивается ;

б) с уменьшением , чем слабее кислота, образующая соль, тем больше гидролиз;

в) с разбавлением, чем меньше С, тем больше гидролиз.

Примеры уравнений реакций гидролиза.

I. Соль образована сильным основанием и сильной кислотой:

KNO₃ + H₂O 

K⁺ + NO₃^- + H₂O  нет гидролиза рН = 7.

II. Соль образована слабым основанием и сильной кислотой:

AlCl₃ + H₂O(AlOH)Cl₂ + HCl

Al³⁺ + 3Cl^- + H₂OAlOH²⁺ + 2Cl^- +H⁺ + 3Cl^-

Al³⁺ H₂OAlOH²⁺ + H⁺ pH < 7.

По второй ступени гидролиз идет незначительно, а по третьей ступени практически не идет.

III. Соль образована сильным основанием и слабой кислотой:

Na₂CO₃ + H₂ONaHCO₃ + NaOH

2Na⁺ + CO₃^2- + H₂O 2Na⁺ + HCO₃^- + OH^-

CO₃^2- + H₂OHCO₃^- + OH^- pH > 7.

По второй ступени гидролиз практически не идет.

IV. Соль образована слабым основанием и слабой кислотой:

CH₃COONH₄ + H₂OCH₃COOH + NH₄OH

CH₃COO^- + NH₄⁺ +H₂OCH₃COOH + NH₄OH

Для солей подобного типа рН вычисляется следующим способом:

Идет частичный гидролиз, так как К_г << 1.

Степень гидролиза равна: h = = 5,5610^-3.

Концентрация ионов водорода равна: [H⁺] = = 10^-7M.

В ряде случаев, когда соль образована очень слабым основаниями и кислотами идет полный гидролиз.

Al₂S₃ + 6H₂O  2Al(OH)₃ + 3H₂S

Возможность полного гидролиза следует учитывать в обменных реакциях.

Al(SO₄)₃ + 3Na₂CO₃ + 3H₂O  2Al(OH)₃ + 3Na₂SO₄ + 3CO₂

5.8. Протолитическая теория кислот и основания

Причина диссоциации электролитов - их взаимодействие с водой. Вода образует при диссоциации катион водорода и анион гидроксила. Катион водорода - протон - имеет малый радиус

(10^-15 м) и в воде гидратирован - его обычное координационное число равно четырем. Формула гидрата протона - Н₉О₄⁺, но для простоты ее записывают как Н₃О⁺. В растворах протоны переходят от одних соединений к другим.

HNO₂ + H₂O H₃O⁺ + NO₂^-

кислота 1 основание 2 кислота 2 основание 1

Протолиз - процесс передачи протона.

Протолиты - кислоты и основания, отдающие и принимающие протоны.

Протолитическое равновесие - кислотно-основное равновесие - ионно-молекулярное равновесие, устанавливающееся после передачи протона. К протолитическим процессам относятся процессы диссоциации, ионные реакции в растворах, реакции гидролиза.

Кислота - молекула или ион, способная отдавать протон. Каждой кислоте соответствует сопряженное с нею основание. Сила кислот характеризуется константой кислоты К_к.

H₂CO₃ + H₂O H₃O⁺ + HCO₃^- K_к = 410^-7.

NH₄⁺ + 2H₂O NH₃H₂O + H₃O⁺ K_к = 610^-10.

[Al(H₂O)₆]³⁺ + H₂O[Al(H₂O)₅OH]²⁺ + H₃O⁺ K_к = 910^-6.

Основание - молекула или ион, способная принимать протон. Каждому основанию соответствует сопряженная с ним кислота. Сила оснований характеризуется константой основания К_о.

NH₃H₂O (H₂O)NH₄⁺ + OH^- К_о = 1,810^-5.

C₅H₅N + H₂OC₅H₅NH⁺ + OH^- К_о = 1,810^-5.

Амфолиты - протолиты, способные к отдаче и к присоединению протона.

HCO₃^- + H₂O H₃O⁺ + CO₃^2- HCO₃^- - кислота

HCO₃^- + H₂O H₂CO₃ + OH^- HCO₃^- - основание

Для воды имеем: H₂O+ H₂OH₃O⁺ + OH^-

К(Н₂О) = [H₃O⁺][OH^-] = 10^-14 и pH = -lg[H₃O⁺].

Константы K_к и К_о для сопряженных кислот и оснований связаны между собой.

HA + H₂O H₃O⁺ + A^- K_к =

A^- + H₂O HA + OH^- К_о =

Отсюда K_кК_о =  = [H₃O⁺][OH^-] = К(Н₂О)