Гидролиз солей

- реакции обмена между молекулами воды и растворенными в ней солями

Признаки гидролиза:

· образование слабого электролита

· изменение нейтральной реакции среды.

Подвергаются гидролизу:

1.Соли, образованные сильными кислотами и слабыми основаниями – гидролиз по катиону (NH₄Cl, AgNO₃, AlBr_3, CuSO₄ и т. д.)

Уравнение диссоциации соли: AgNO₃ ® Ag⁺ + NO₃^-

AgОН HNO₃

слабое основание сильная кислота

a <1 a = 1

Уравнение гидролиза: Ag⁺ + НОН Û AgОН + Н⁺ кислая среда рН < 7

2. Соли, образованные слабыми кислотами и сильными основаниями - гидролиз по аниону (К₂SiO₃, Na₂S, Ba(СН₃СОО)₂ и т. д.)

NaF ® Na⁺ + F^-

NaOH HF

сильное основание(a = 1) слабая кислота (a <1)

Уравнение гидролиза: F^- + HOН Û HF + ОН^- основная среда рН > 7

3. Соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой (NН₄СN, РbCO₃, Аl₂S₃ и т д.)

Уравнение диссоциации соли: NН₄СN ® NН₄⁺ + CN^-

Гидролиз по аниону и по катиону:

СN^- + НОН Û НСN + ОН^- по аниону

NН₄⁺ + НОН Û NН₄ОН + Н⁺ по катиону

NН₄⁺ + СN^- + Н₂О Û NН₄ОН + НСN суммарно, рН > 7, т.к. К _{д основания}= 1,79^.10^-5 > К _{д кислоты} = 7,9^.10^-10.

Среда слабоосновная, если К_{д кислоты} < К_{д основания}, среда слабокислая, если К_{д кислоты} > К_{д основания} и среда нейтральная, если К_{д кислоты} = К_{д основания}.

Если в результате гидролиза образуются малорастворимые или газообразные вещества Þ гидролиз необратимый:

PbCO₃ + Н₂О ® Pb(ОН)₂¯ + CO₂ ­

Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием гидролизу не подвергаются (Na₂SO_4, KI, NaВr, СsCl, RbNО₃ и т. д.)

Na₂SO₄ ® Na⁺ + SO₄^2-

NaOH H₂SO₄

сильное основание сильная кислота раствор нейтральный: рН» 7.

Гидролиз многозарядных ионов протекает ступенчато (FeCl₃):

Fe³⁺ + НОН Û FeОН²⁺ + Н⁺ - 1-я ступень;

FeОН²⁺ + НОН Û Fe(ОН)₂⁺ + Н⁺ - 2-я ступень;

Fe(ОН)₂⁺ + НОН Û Fe(ОН)₃ + Н⁺ - 3-я ступень

При комнатных температурах гидролиз идет преимущественно по 1-ой ступени.

Смещение гидролитического равновесия в сторону усиления гидролиза

· разбавление (увеличение концентрации Н₂О),

· повышение температуры (эндотермическая реакция ΔН_Г>0)

· удаление продуктов гидролиза из сферы реакции (связывание ионов Н⁺ и ОН^-)

Количественные характеристики гидролиза:

· Константа гидролиза К _Г – константа гидролитического равновесия.

Для процесса: Ag⁺ + HOH ÛAgOH + H⁺ кислая среда рН< 7

- константа равновесия (для разбавленных растворов а =с)

К_СС_НОН = const = К_Г - константа гидролиза - выражение для К_г.

; (С_Н+ ^. С_ОН- ⁼ К_в и AgOH Û Ag⁺ + OH^-)

- константа гидролиза.

Na₂S →2 Na⁺+S^2-

1cт.: S^2- + HOН Û HS^- + ОН^- основная среда

2ст.: HS^- + HOН Û H₂S + ОН^- рН > 7

H₂S Û H⁺ + HS^- К_Д1 HS^- ÛH⁺ + S^2- К_Д2

К_{Г( 1ст)}=10^-14/10^-14=1

К_{Г( 2ст)}=10^-14/1,1^.10^-7= =9,1^.10^-8

К_{Г( 1ст)} > К_{Г( 2ст)}

Если соль образована слабым основанием и слабой кислотой, то К _Г = К _В /(К _{Д кислоты} ^.К _{Д основания})

где К _Дк и К _До - константы диссоциации слабой кислоты и слабого основания - продуктов гидролиза.

Степень гидролиза b: отношение концентрации гидролизованных ионов соли к исходной концентрации ионов, подвергающихся гидролизу

b < 1

где с _Г - равновесная концентрация гидролизованных ионов;

с ₀ - исходная концентрация ионов соли, подвергающихся гидролизу.

Связь степени гидролиза b с константой гидролиза К _Г (аналогично закону Оствальда): К _Г = b²× с ₀/(1 - b)

Если b << 1, то К _Г» b²× с₀ и b» . (когда К _Г< 10^-4)

· Вывод: с уменьшением концентрации гидролизующейся соли степень гидролиза (то есть глубина его протекания) увеличивается.

· Константа гидролиза (как и любая константа равновесия) зависит: от природы реагентов и от температуры: т.к. гидролиз - процесс эндотермический (D Н _Г >0), при ↑Т К_Г ↑, выход продуктов гидролиза↑

Расчет рН растворов солей с гидролизом по аниону: