Гидролиз солей

Цель работы – изучение реакций гидролиза различных типов солей по изменению рН, а также влияния концентрации растворов этих солей на рН, значение которого рассчитывается теоретически и проверяется экспериментально.

Реакция соли и воды в зависимости от природы соли протекает таким образом, что может превратить всю систему в кислоту или щелочь (в зависимости от изменения рН), что опасно для здоровья людей и долговечности материалов. Эти же реакции в определенных случаях могут быть и полезны. Такое превращение называют гидролизом. (Термин "гидролиз" произошел от греческих слов hydor – вода, влага и lysis – распад, разложение.)

Гидролиз можно определить как реакцию обменного взаимодействия ионов соли с молекулами воды, в результате которой смещается равновесие электролитической диссоциации воды, что и изменяет рН среды из-за образования малодиссоциированных молекул или ионов, а также труднорастворимых и летучих веществ.

Реакцию соли и воды оценивают по двум составляющим, отражающим природу соли, – силе кислоты и силе основания, из которых эта соль формируется. Понятие силы электролита отражает значение его константы диссоциации – К_д, которая является справочной величиной. Если значение К_д > 1 (в первом приближении), то электролит сильный, если К_д < 1 – слабый. Если обе составляющие соли принадлежат сильным кислоте и основанию, то реакции гидролиза не происходит и система остается нейтральной (рН ~ 7); во всех остальных случаях гидролиз происходит.

Реакция гидролиза экспериментально и качественно обнаруживается по смещению равновесия как с помощью индикаторов (веществ, приобретающих окраску в определенной среде), так и с помощью приборов (рН-метров). Индикаторы и рН-метры дают нам следующую информацию.

 Если среда нейтральная (рН ~ 7), значит, в растворе данной соли равновесие диссоциации воды не смещено, т. е. соль гидролизу не подвергается; этот же случай наблюдается, когда обе составляющие соли образованы слабыми кислотой и основанием примерно одинаковой силы (К_{д кислоты}  К_{д основания}).

 Если среда кислая (рН < 7), значит, в растворе соли образуется избыток ионов водорода, т. е. протекает гидролиз по катиону (соль образована слабым основанием). Катион связывает гидроксид-ионы воды, а ионы Н⁺ накапливаются в растворе, придавая среде кислый характер.

 Если среда щелочная (pH > 7), значит, в растворе соли образуется избыток гидроксид-ионов ОН^–, т. е. протекает гидролиз по аниону (соль образована слабой кислотой). Анион связывает ионы Н⁺, а ионы ОН^– накапливаются в растворе, придавая среде щелочной характер.

Гидролиз является обратимым процессом, на смещение равновесия которого влияют изменение концентрации соли, температура, изменение концентрации продуктов гидролиза, подкисление или подщелачивание раствора соли, разбавление раствора.

Одной из количественных величин, характеризующих гидролиз, является константа гидролиза К_г, которая связана с двумя другими константами – ионным произведением воды (К_в = 10^–14) и константой диссоциации слабого электролита (или кислоты, или основания) К_д формулами:

К_г = , (1)

К_г = . (2)

Кроме того, константа гидролиза связана с концентрацией соли (С_соли) и концентрациями [OH^–] и [H⁺] выражениями:

[OH^–] = = , (3)

[H⁺] = = . (4).

Зная К_г и/или К_д слабой составляющей соли, а также С_соли, моль/л, можно рассчитать рН раствора, что бывает важно учитывать в инженерной практике, а также в знании экологической обстановки.

Так, например, соль Na₂CO₃ образована сильным основанием NaOH и слабой кислотой H₂CO₃ (К_д < 1, табл. 1.1), следовательно, гидролиз происходит и уравнение гидролиза соли имеет следующий вид по первой ступени:

молекулярное уравнение

Na₂CO₃ + H₂O  NaHCO₃ + NaOH

ионное уравнение

CO₃^2– + HOH  HCO₃^– + OH^–

константу гидролиза которого описывает формула

К_г = .

Для расчета константы гидролиза соли Na₂CO₃ с концентрацией, например 0,01 М, в состав которой входит анион слабой кислоты (H₂CO₃), а также рН раствора используем формулы (1) и (3):

К_г = ;

[OH^–] = = = 1,3·10^–3 моль/л.

Выразим значение [H⁺] через ионное произведение воды:

К_в = [H⁺]  [OH^–] = 10^–14 ,

откуда , рН = 12 – lg 7,7 = 11,3.

Аналогично рассчитывается рН раствора соли другой заданной концентрации.

Если соль образована слабым основанием и сильной кислотой, то для расчета используются формулы (2) и (4).

Лабораторная работа включает в себя:

1) предварительную расчетную часть, которая выполняется заранее и является допуском к работе;

2) экспериментальную часть, куда входят приготовление раствора требуемой концентрации, а также инструментальные замеры соответствующих показателей на приборе;

3) сравнение результатов эксперимента с предварительными теоретическими расчетами;

4) отчет о работе.