Контрольные вопросы

1 Чем отличаются процессы электролитической диссоциации сильных и слабых электролитов?

2 К какому типу электролитов относится гидроксид кальция?

3 Как зависят степень и константа диссоциации слабых электролитов от их концентрации?

4 Предложите вещества, внесение которых в раствор уксусной кислоты приведет к уменьшению степени диссоциации CH₃COOH.

5 От чего зависит величина ионного произведения воды?

6 Какой индикатор целесообразно использовать для определения раствора, значение рН которого равно 11,3?

7 Как вычислить растворимость (в моль/л и г/л) труднорастворимого соединения исходя из значения ПР?

8 Чем определяется способность раствора сохранять значение рН на постоянном уровне.

Лабораторная работа №7 Гидролиз солей

Цель работы: изучение свойств водных растворов солей, связанных с реакцией гидролиза.

Приборы, оборудование и реактивы: рН-метр, 1М растворы Аl₂(SО₄)₃, Nа₂SО₄, Nа₃РО₄, Nа₂НРО₄, NаН₂РО₄, концентрированный раствор Рb(NО₃)₂, разбавленный раствор НNО₃, СН₃СООNa, фенолфталеин.

Теоретическая часть

Гидролизом солей называют реакции обмена между водой и растворенными в ней солями. Сущность реакции заключается в соединении отрицательных ионов соли с ионами Н⁺ воды и положительных ионов соли с ионами ОН^- воды. В результате образуются кислоты (или кислые соли) и основания (или основные соли).

При составлении уравнений гидролиза удобно руководствоваться следующей методикой:

1) установить, какой из ионов соли обусловливает гидролиз;

2) составить ионное уравнение;

3) установить, какие противоионы содержатся в растворе, и составить молекулярное уравнение.

Процесс гидролиза соли слабого основания и сильной кислоты,

NH₄⁺ + NO_з^- + HOH ↔ NH₄OH + H⁺ + NO₃^-

NH₄⁺ + HOH ↔ NH₄OH + H⁺

В чистой воде концентрации Н⁺ и ОН^- одинаковы. При растворении же в ней соли NH₄NO₃ часть ионов ОН^- связывается с ионами NH₄⁺ в слабо диссоциируемое соединение NH₄OH. Поэтому концентрация несвязанных ионов водорода в растворе нитрата аммония выше, чем ионов гидроксида, в результате чего раствор становится кислым (рН < 7). Итак, водные растворы солей слабого основания и сильной кислоты имеют кислую реакцию.

Процесс гидролиза соли сильного основания и слабой кислоты:

СН₃СОО^- + К⁺ + НОН ↔СН₃СООН + К⁺ + ОН^-

СН₃СОО^- + НОН ↔ СН₃СООН + ОН^-

При растворении такой соли в воде анионы слабой кислоты связывают часть ионов Н⁺, образовавшихся при диссоциации воды, в слабо диссоциируемое соединение. При этом концентрация несвязанных ионов ОН^- в растворе будет превышать концентрацию ионов Н⁺, и раствор станет щелочным (рН > 7).

Процесс гидролиза соли слабого основания и слабой кислоты:

СН₃СОО^- + NH₄⁺ + HOH ↔ CH₃COOH + NH₄OH

Поскольку в рассматриваемом примере степени диссоциации СН₃СООН и NH₄OH, образующихся в результате гидролиза, примерно равны, то раствор соли будет нейтральным.

Если соединение при ионизации в растворе образует катионы и анионы, которые слабо поляризуют гидратную оболочку, гидролиз практически не происходит, и рН среды не изменяется:

NaCl ↔ Na⁺ + Cl^-

Na⁺ + HOH ↔ реакция практически не идет

Cl^- + HOH ↔ реакция практически не идет

В этом случае можно утверждать, что соли сильного основания и сильной кислоты гидролизу не подвергаются.

Количественно гидролиз характеризуется степенью гидролиза () и константой гидролиза (). Степень гидролиза представляет собой отношение числа молекул, подвергшихся гидролизу (С), к общему числу молекул данной соли:

(7.1)

Для солей, образованных сильным основанием и сильной кислотой β = 0, а образованных слабым основанием и слабой кислотой в разбавленных растворах − β = 100 %.

Связь между константой гидролиза соли (К_Г) и степенью гидролиза (β_г) в растворе заданной концентрации (С_о) выражается законом Оствальда:

(7.2)

В общем виде реакцию гидролиза соли (Ка + Аn) можно представить уравнением

Кt + Аn + Н₂О ↔ КtОН + НАn

Константа равновесия этого процесса:

(7.3)

Так как [H₂O] в разбавленных растворах можно считать величиной постоянной, то и произведение К·[H₂O] также постоянно. Тогда

(7.4)

В случае гидролиза по аниону (например, КСN) уравнение принимает вид:

(7.5)

или

(7.6)

где - константа диссоциации слабой кислоты.

Это уравнение показывает, что К_Г тем больше, чем меньше К_a., то есть чем слабее кислота, тем в большей степени подвергаются гидролизу ее соли.

Аналогично для гидролиза по катиону (например, NH₄Cl)

(7.7)

где - константа диссоциации слабого основания.

Чем слабее основание, тем в большей степени подвергаются гидролизу образованные им соли.

Для гидролиза по катиону и аниону получаем:

(7.8)

Степень гидролиза определяется природой соли, ее концентрацией и температурой. Природа соли проявляется в величине константы гидролиза. Зависимость от концентрации выражается в том, что с разбавлением раствора степень гидролиза увеличивается. Влияние температуры на степень гидролиза вытекает из принципа Ле Шателье. Все реакции нейтрализации протекают с выделением теплоты, а гидролиз – с поглощением теплоты. Поскольку выход эндотермических реакций с ростом температуры увеличивается, то степень гидролиза растет с повышением температуры. Поэтому для ослабления гидролиза растворы следует хранить концентрированными и при низких температурах. Кроме того, подавлению гидролиза способствует подкисление (в случае солей, образованных сильной кислотой и слабым основанием) или подщелачивание (для солей, образованных сильным основанием и слабой кислотой) раствора.

Для вычисления рН гидролизующихся солей и буферных растворов необходимо применять формулы (таблица 7.1).

Таблица 7.1.

Вычисление рН гидролизующихся солей и буферных растворов

Раствор	[Н+] или [ОН-]	рН
Гидролиз аниона слабой кислоты
Гидролиз катиона слабого основания
Гидролиз соли, содержащей катион слабого основания и анион слабой кислоты
Буферная система, содержащая слабую кислоту и ее соль
Буферная система, содержащая слабое основание и его соль