Гидролиз солей. Химическое обменное взаимодействие ионов растворенной соли с составными частями воды, приводящее к образованию слабодиссоциирующих продуктов (кислот

Химическое обменное взаимодействие ионов растворенной соли с составными частями воды, приводящее к образованию слабодиссоциирующих продуктов (кислот, оснований, кислых анионов, основных катионов) и сопровождающееся изменением рН среды, называется гидролизом соли. Из определения следует, что гидролизу подвергаются не все соли: если между ионами соли и составными частями воды связывания не происходит, то это означает отсутствие гидролиза.

Пример:

Практически идет обратная реакция - нейтрализация, с образованием слабого электролита Н₂О.

В этом состоит сходство гидролиза с другими обменными реакциями электролитов - кислот, оснований, солей. Отличия реакций солей с водой от их реакций с кислотами и щелочами связаны с электролитическими особенностя­ми воды. Как кислоты, вода образует при диссоциации Н⁺ - ионы, как щелочи – ОН^- - ионы, но и те и другие присутствуют в чистой воде в очень небольшой концентрации (10^-7 моль/л). Поэтому гидролиз ионов соли происходит, во-первых, обратимо, кроме отдельных случаев, во вторых, для многозарядных ионов - ступенчато. При составлении уравнений реакций гидролиза следует помнить, что во избежание распространенной ошибки нельзя использовать бо­лее одной молекулы воды на один ион соли:

В соответствии с явлениями, которые происходят при растворении соли в воде, при составлении уравнений гидролиза логично придерживаться такой по­следовательности:

1. Используя справочные таблицы, определить природу соли:

а) выяснить растворимость; нерастворимые и малорастворимые соли не гидролизуются;

б) установить, катионами какого основания и анионами какой кислоты образована соль; в химическую реакцию с водой вступают ионы только слабых электролитов, ионы сильных электролитов не гидролизуются.

2. Для растворимой соли, содержащей ионы слабого электролита, написать уравнение электролитической диссоциации.

3. Составить сокращенное ионно-молекулярное уравнение гидролиза иона слабого электролита с одной молекулой воды.

4. Дописать противоионы в количествах, обеспечивающих электронейтральность образующихся частиц.

5. Составить молекулярное уравнение гидролиза.

6. Указать характер гидролиза и среду раствора: гидролиз может быть частичным или полным, обратимым или необратимым, ступенчатым; среда раствора -кислой, щелочной или нейтральной.

Известны три типичных случая:

1. Соли, образованные слабым основанием и сильной кислотой, гидролизуются по катиону, который связывает ОН^- - ионы воды; в растворе накапливаются ио­ны водорода Н⁺, и раствор приобретает кислую реакцию среды, рН<7.

Пример:

Характер гидролиза: частичный, обратимый, ступенчатый.

2. Соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой, гидролизуются по аниону, который связывает Н⁺-ионы воды; в растворе накапливаются ОН^- -ионы, создавая щелочную среду, рН>7.

Пример:

Характер гидролиза: частичный, обратимый.

3. Соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой, гидролизуются по катиону и по аниону

Пример:

Кдисс, (HSO₃^-) = 6,3 × 10^-8 < Кдисс, (NH₄OH) = 1,8 × 10^-5

Анион SO₃^2- - гидролизуется сильнее, Н⁺ - ионов связывается больше, чем ОН^- -

ионов. Среда раствора слабощелочная.

Характер гидролиза: полный, обратимый, ступенчатый.

Соли третьего типа гидролизуются наиболее сильно. Если кислота и основание, образующие соль, не только слабые электролиты, но и малорастворимы, или неустойчивы и разлагаются с образованием летучих продуктов, то происходит полный, необратимый гидролиз:

Cr₂S₃ + 6HOH ® 2Cr(OH)₃ ¯ + 3H₂S ­

По этой причине не могут быть получены в водных растворах такие соли, как Cr₂S₃, A1₂S₃, A1₂(CO₃)₃, Fe₂(CO₃)₃, Cr₂(CO₃)₃ и др.

Пример:

Cr₂(SO₄)₃ + 3Na₂S ® Cr₂S₃ + 3Na₂SO₄

+

Cr₂S₃ + 6HOH ® 2Cr(OH)₃ ¯ + 3H₂S ­

________________________________________

Cr₂(SO₄)₃ + 3Na₂S + 6HOH ® 2Cr(OH)₃ ¯ + 3H₂S ­ + 3Na₂SO₄

2Cr³⁺ + 3SO₄^2- + 6Na⁺ + 3S^2- + 6HOH ® 2Cr(OH)₃¯ + 3H₂S ­ + 6Na⁺ + 3SO₄^2-

2Cr³⁺ + 3S^2- + 6HOH ® 2Cr(OH)₃¯ + 3H₂S ­

Совместное присутствие ионов Сг³⁺ и S^2- усиливает их гидролиз, в результате вместо сульфида хрома образуются гидроксид хрома и сероводород, что может быть легко доказано экспериментально.

Количественно гидролиз характеризуют степенью гидролиза (h) и константой гидролиза (Кг). Степень гидролиза - это отношение концентрации соли, подвергшейся гидролизу (Сг) к общей концентрации соли в растворе (Со)

(1) или (2)

Для соли, гидролизующейся по аниону:

где [HOH]» Co = const, так как на гидролиз соли расходуется незначительное количество воды.

(3)

(4)

Для соли, гидролизующейся по катиону:

(5)

В общем случае:

(6)

K_w - ионное произведение воды,

К_{дисс.электролита} - константа диссоциации продукта гидролиза (слабой кислоты или кислого аниона, слабого основания или основного катиона). Константа и степень гидролиза связаны уравнением, аналогичным закону разбавления Оствальда для диссоциации слабого электролита:

(7)

Чаще всего h «l, тогда К_Г=С_О × h² (8)

(9)

Объединив выражения (6) и (9), получим:

(10)

Из последнего выражения следует, что степень гидролиза тем больше, чем:

1) меньше концентрация соли (Со), т.е чем разбавленнее раствор;

2) меньше К_{дисс.электролита} т.е чем слабее кислота или основание, образующие соль;

Числовые значения констант диссоциации кислых анионов и основных катио­нов значительно меньше констант диссоциации кислот и оснований соответст­венно, поэтому гидролиз идет преимущественно по I ступени:

= » 100

Гидролиз аниона СОз^2- по первой ступени превышает гидролиз по второй сту­пени примерно в 100 раз.

3) больше K_w; ионное произведение воды увеличивается при нагревании, так как диссоциация воды процесс эндотермический. Гидролиз усиливается при на­гревании.

Для солей, гидролизующихся по катиону и аниону связь между констан­той и степенью гидролиза выражается уравнением:

(11)

Расчет концентраций Н⁺- и ОН^- - ионов в водных растворах гидролизующихся солей с учетом степени гидролиза проводится в соответствии с урав­нениями:

[H⁺]=C_Kt,г=C_{cоли, г}=С_о×h=Co× (12)

Для соли, гидролизующейся по аниону:

[OH^-]= (13)

Поскольку двух- и трехзарядные ионы гидролизуются в большей степени по первой ступени, в расчетах [Н⁺] и [ОН^-] следует брать значения констант диссоциации кислых анионов и основных катионов.