double arrow

Влияние концентрации раствора, температуры, рН среды на степень гидролиза. Гидролиз кислых солей. Совместный гидролиз солей. Многостадийность реакций гидролиза

Факторы, влияющие на степень гидролиза

1. Природа соли. Чем слабее основание и кислота, образующие соль, тем она сильнее гидролизуется.

2. Концентрация соли. При разбавлении степень гидролиза растет, так как растет число молекул воды, являющихся исходным веществом в реакции гидролиза, поэтому, по принципу Ле Шателье, равновесие смещается вправо

3. Температура. Гидролиз является эндотермическим процессом, поэтому при повышении температуры степень гидролиза увеличивается, так как равновесие смещается вправо.

4. Присутствие одноименных ионов. Если в раствор соли, имеющий кислую реакцию, добавить кислоту (т.е. ионы), то равновесие сместится влево и гидролиз ослабится.

Если добавить щелочь (т.е. ионы), катионы будут связываться в молекулы H2O, и равновесие сместится вправо. Гидролиз усилится.

Аналогично, если в раствор соли, имеющий щелочную реакцию, добавить щелочь, гидролиз ослабится, а при добавлении кислоты – усилится.

Часто необходимо подавить гидролиз. Для этого растворы солей следует хранить в концентрированном виде при низких температурах.

Кислые соли образуются в результате неполного замещения водорода на металл или аммонийную группу. Таким образом, они состоят из металла, водорода и кислотного остатка. Образование их возможно только для многоосновных кислот.

Примеры таких соединений:

- гидрокарбонат натрия NaHCO3;

- дигидрофосфат натрия NaH2PO4;

- гидрофосфат натрия Na2HPO4;

- гидросульфат калия KHSO4.

В названии их присутствуют приставки «гидро-» (при наличии одного незамещенного катиона водорода) или «дигидро-» (при наличии двух незамещенных катионов водорода).

В водных растворах кислые соли диссоциируют на отрицательные анионы в виде кислотных остатков, а также на два вида положительных катионов (ионы металла и водорода): NaHSO4 ↔ Na+ + H+ + SO4??. При гидролизе кислых солей, образованных сильными кислотами, среда водного раствора имеет рН менее 7, отсюда и пошло название этих солей. При гидролизе кислых солей, полученных из слабых кислот (например, гидрокарбонаты), раствор будет нейтральным или даже щелочным, то есть рН не менее 7.

Гидролиз взаимный (двойной или совместный) гидролиз двух солей (образованных слабым основанием и слабой кислотой), полностью гидролизующихся в водном растворе (в реакцию с водой вступают и катион, и анион). Такой гидролиз происходит в обменных реакциях при смешивании водных растворов солей. Являясь обратимым, процесс гидролиза протекает только до достижения момента равновесия (т.е. не до конца), при этом происходит связывание ионов солей и взаимное усиление гидролиза {ионы Н+ и ОН- образуют молекулу слабого электролита - воды (Н2О), равновесие смещается вправо}. При взаимном гидролизе число атомов водорода, молекул воды и ионов (ОН-) в полученной слабой кислоте равно заряду иона, образующего кислоту.

Обычно такой гидролиз солей описывается молекулярным и суммарным молекулярными уравнениями:

- молекулярное уравнение:

 2CrCl3 (по катиону) + 3K2S (по аниону) + 6H2O ↔ 2Cr(OH)3↓ + 3H2S↑ + 6KCl {при гидролизе сульфида калия связываются ионы (H+), а при гидролизе хлорида хрома связываются ионы (ОН-)}

- суммарное молекулярное уравнение:

 2CrCl3 + 3K2S + 12H2O ↔ 2Cr(OH)3↓ + 3H2S↑ + 6KCl + 6H2O (отличия в уравнениях выделены шрифтом). Другие примеры реакций совместного гидролиза с взаимным его усилением:

 2AlCl3 + 3Na2CO3 + 3H2O = 2Al(OH)3↓ + 3CO2↑ + 6NaCl = {2AlCl3 + 3Na2CO3 = Al2(CO3)3 + 6NaCl} + {Al2(CO3)3 + 3H2O = 2Al(OH)3↓ + 3CO2↑}  Al2(SO4)3 + 3Na2CO3 + 3H2O = 2Al(OH)3↓ + 3Na2SO4 + 3СО2↑

Обычно в каждом отдельном растворе гидролиз ограничивается только первой стадией

Взаимное усиление гидролиза обычно наблюдается при смешивании растворов солей, каждая из которых гидролизуется незначительно: одна - по аниону, другая - по катиону; совместный гидролиз усиливается и протекает до конца.

Такое усиление гидролиза происходит также при смешивании растворов двух слабо гидролизованных солей, содержащих многозарядные:

  - кислотные остатки слабых кислот

  - основные остатки слабых оснований (одна образована слабой кислотой и сильным основанием, а другая - сильной кислотой и слабым основанием)

Протекание гидролиза зависит от соотношения сил кислоты и основания. Гидролиз усиливается взаимно, если к раствору соли слабой кислоты и сильного основания добавить сильной кислоты или к раствору соли сильной кислоты и слабого основания добавить щелочь.

Например, если имеются две разные емкости с гидролизованными растворами солей

  Al(NO3)3 (по катиону): Al3+ + H2O ↔ AlOH2+ + H+

и

  К2СО3 (по аниону): CO32- + H2O ↔ HCO3- + OH-

то после смешивания растворов произойдет связывание ионов H+ и OH- (с образованием молекул воды - слабого электролита) и образуются Al(OH)3 и СО2 (Н2СО3), гидролитическое равновесие смещается вправо (кислая среда, образующаяся в результате гидролиза солей алюминия, нейтрализуется щелочной средой, образованной гидролизом карбоната):

 2Al(NO)3)3 + 3K2CO3 + 3H2O = 2Al(OH)3↓ + 3CO2↑ + 6KNO3

    2Al3+ + 3CO32- + 3HOH = 2Al(OH)3↓ + 3CO2↑

т.е. происходит взаимное усиление гидролиза (гидролиз каждой из солей протекает до конца, т.е. результатом является полный гидролиз солей)

Аналогичный эффект взаимного усиления гидролиза наблюдается с растворами солей {AlCl3, Al2(SO4)3, Cr2(SO4)3, FeCl3} - {Na2CO3, Na2S} и другими пáрами солей

Взаимный гидролиз протекает с выделением аммиака, слабой летучей кислоты (H2CO3, H2S, H2SO3 и др.), при выпадении осадка слабого основания или нерастворимой кислоты (H2SiO3)}

Совокупность стадий, из которых складывается химическая реакция, составляет ее механизм. Многостадийность реакций приводит к тому, что экспериментально наблюдаемые кинетические уравнения их не соответствуют стехиометрическим уравнениям. Согласно опытным данным, окисление ионов железа идет со скоростью: v = k• [Fe2+]2?[O2]. Как следует из стехиометрических уравнений, ожидаемый суммарный порядок для реакции равен 9, а фактически он равен 3.

Подобного рода расхождения позволяют определенно утверждать, что данная реакция является сложной и включает совокупность параллельных или последовательных элементарных процессов. В соответствии с этим закон действующих масс в полной мере применим лишь к одностадийным реакциям. В случае многостадийных реакций зависимость их скорости от концентрации исходных веществ может быть рассчитана аналитически или установлена опытным путем.


Понравилась статья? Добавь ее в закладку (CTRL+D) и не забудь поделиться с друзьями:  



Сейчас читают про: