double arrow

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, AlBr3, 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

4+ + НОН Û NН4ОН + Н+ по катиону

4+ + СN- + Н2О Û NН4ОН + НСN суммарно, рН > 7, т.к. Кд основания= 1,79.10-5 > Кд кислоты = 7,9.10-10.

Среда слабоосновная, если Кд кислоты < Кд основания, среда слабокислая, если Кд кислоты > Кд основания и среда нейтральная, если Кд кислоты = Кд 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 (Na2SO4, KI, NaВr, СsCl, RbNО3 и т. д.)

Na2SO4 ® Na+ + SO42-

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 ΔНГ>0)

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

Количественные характеристики гидролиза:

· Константа гидролиза КГ – константа гидролитического равновесия.

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

- константа равновесия (для разбавленных растворов а =с)

КССНОН = const = КГ - константа гидролиза - выражение для Кг .

; (СН+.СОН- = Кв и AgOH Û Ag+ + OH-)

- константа гидролиза.

Na2S →2 Na++S2-

1cт.: S2- + HOН Û HS- + ОН- основная среда

2ст.: HS- + HOН Û H2S + ОН- рН > 7

H2S Û H+ + HS- КД1 HS- ÛH+ + S2- КД2

КГ(1ст)=10-14/10-14=1

КГ(2ст)=10-14/1,1.10-7= =9,1.10-8

КГ(1ст) > КГ(2ст)

Если соль образована слабым основанием и слабой кислотой, то КГ = КВ/(КД кислоты.КД основания)

где КДк и КДо - 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 сГ - равновесная концентрация гидролизованных ионов;

с0 - исходная концентрация ионов соли, подвергающихся гидролизу.

Связь степени гидролиза b с константой гидролиза КГ (аналогично закону Оствальда ): КГ = b2×с0/(1 - b)

Если b << 1, то КГ » b2×с0 и b » . (когда КГ< 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 (DНГ >0), при ↑Т КГ ↑, выход продуктов гидролиза↑

Расчет рН растворов солей с гидролизом по аниону:







Сейчас читают про: