- •1 Основные положения теории электролитической диссоциации
- •Истинные и потенциальные электролиты
- •2) Гидратация этих ионов.
- •3 Степень диссоциации
- •4 Константа диссоциации
- •5 Ионные реакции
- •6 Ионное произведение воды. Водородный показатель
- •7 Буферные растворы
- •9 Гидролиз. Степень гидролиза. Константа гидролиза
- •Гидролиз солей, соответствующих сильному основанию и слабой кислоте
- •2. Гидролиз солей, соответствующих слабому основанию и сильной кислоте
Гидролиз солей, соответствующих сильному основанию и слабой кислоте
Гидролиз таких солей может быть выражен следующими уравнениями:
полное:
или сокращенное:
Этот гидролиз называется гидролизом по аниону.
|
|
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:
|
|
|
|
Выразим Кh через известную нам константу КW
|
|
КНВ – константа диссоциации слабой кислоты
|
|
КW – ионное произведение воды.
|
|
Чем слабее кислота, образовавшая соль, тем в большей степени она подвергается гидролизу и тем больше константа гидролиза.
Примерами солей, образованных сильным основанием и слабой кислотой, могут служить Nа2СО3, СН3СОONa, К2S, KCN. Так, гидролиз соли СН3СОONa, происходящий при ее растворении в воде, можно выразить следующим уравнением:
СН3COONa + HOH NaOH + CH3COOH
В этом случае ацетат-ионы, образуя слабую уксусную кислоту, смещают равновесие диссоциации воды НОН ↔ Н+ + ОН- вправо:
СН3COO– + HOH OH– + CH3COOH
В результате в растворе увеличивается равновесная концентрация гидроксид-ионов ОН-, и реакция становится щелочной (рН > 7).
Пример ступенчатого гидролиза Na3PO4
1 ступень: Na3PO4 + HOH NaOH + Na 2HPO4
Na3PO4 Na+ + Na++ Na+ + PO4–3
HOH OH– + H+
Запишем полное ионное уравнение:
3 Na+ + PO4–3 + HOH Na+ + OH– + 2Na+ + НPO4–2,
Сокращенное уравнение:
PO4–3 + HOH OH– + НPO4–2.
гидролиз идет щелочная
по аниону среда
2 ступень: Na2НPO4 + HOH NaOH + NaH2PO4
Na2НPO4 Na+ + Na+ + НPO4–2
HOH OH– + H+
Запишем полное ионное уравнение:
2 Na+ + НPO4–2+ HOH Na+ + OH– + Na+ + Н2PO4–1,
Сокращенное уравнение:
НPO4–2 + HOH OH– + Н2PO4–1,
гидролиз идет щелочная
по аниону среда
3 ступень: NaН2PO4 + HOH NaOH + H3PO4
NaН2PO4 Na+ + Н2PO4–1
HOH OH– + H+
Запишем полное ионное уравнение:
Na+ + Н2PO4–1+ HOH Na+ + OH– + Na+ + Н3PO4,
Сокращенное уравнение:
Н2PO4–1 + HOH OH– + Н3PO4.
гидролиз идет щелочная
по аниону среда
При обычных условиях гидролиз протекает преимущественно по 1 ступени. Только при оптимальных условиях при гидролизе могут образовываться продукты гидролиза 2 и 3 ступени.
2. 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).
или
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 соли NH4Cl в растворе приводит к образованию слабого основания NH4ОН и возрастанию равновесной концентрации ионов водорода:
NH4 + HOH NH4OH– + H+ (pH<7)
3. Гидролиз солей, соответствующих слабому основанию и слабой кислоте
В результате гидролиза таких солей образуются два слабых электролита, а реакция среды зависит от соотношения силы этих электролитов. Уравнения гидролиза имеют вид:
Запишем значение константы гидролиза соли, выразив ее через значения констант диссоциации соответствующих слабых электролитов -основания и кислоты:
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. Например, раствор ацетата аммония СН3СООNН4 (с = 0,1 моль/л) имеет реакцию, близкую к нейтральной, хотя степень гидролиза в этом случае примерно в 50 раз выше, чем в растворах хлорида аммония NН4С1 или ацетата натрия СН3СОONa с той же концентрацией, т. е. в растворах солей, соответствующих только слабому основанию либо только слабой кислоте:
CH3COONH4 + HOH NH4OH + CH3COOH