40. Гидролиз. Гидролиз солей. Реакция среды. Степень и константа гидролиз

рН раствора солей.

Растворение вещества в воде часто сопровождается химическим взаимодействием. Обменная реакция между веществами и водой, протекающая с образованием малодиссоциирующих соединений, называется гидролизом.

Вода, являясь слабым электролитом, диссоциирует на ионы Н⁺ и ОН^-:

Н₂О = Н⁺+ ОН^-

При растворении некоторых солей в воде ионы растворяемой соли взаимодействуют с ионами Н⁺ и ОН^- воды. При этом происходит смещение равновесия диссоциации воды, так как либо Н⁺, либо ОН.

Константой гидролиза называется отношение произведения концентраций продуктов гидролиза к концентрации негидролизованных ионов соли. Константа гидролиза определяет состояние динамического равновесия, устанавливающегося в растворе данной гидролизующейся соли.

h = С/С_об.

h- степень гидролиза; С- концентрация гидролизованных молекул; С_об.- общая концентрация соли.

Степень гидролиза соли зависит от природы соли, ее концентрации и температуры.

В зависимости от своего состава соли по-разному реагируют с водой.

соли, образованные катионами сильного основания и анионом слабой кислоты;

СН₃СООNа +НОН = СН₃СООН +NаОН

СН₃СОО^- + Nа⁺ +Н₂О = СН₃СООН +Nа⁺ +ОН^-

СН₃СОО^- +Н₂О = СН₃СООН +ОН^-

Среда щелочная рН>7

В общем виде:

Ап^- + НОН = НАп + ОН^-

Применив к обратимому процессу гидролиза закон действия масс, можно написать уравнение константы химического равновесия:

[СН₃СООН][ОН^-]/[СН₃СОО^- ][Н₂О] = К

К_гидр.= [СН₃СООН][ОН^-]/[СН₃СОО^- ]

В общем виде: Ап^- +НОН =НАп + ОН^- К_гидр.= [НАп][ОН^-]/[Ап^- ]

Гидролиз солей двух- или многоосновных кислот протекает по иной схеме, чем гидролиз солей одноосновных кислот. Например , гидролиз сульфида натрия протекает в две стадии по уравнению:

1. Nа₂S + Н₂О = NаНS + NаОН

S^-2 +Н₂О =НS^- +ОН^-

Таким образом, в результате гидролиза солей такого типа одним из продуктов реакции будет кислая соль, которая также подвергается гидролизу:

2. NаНS+ Н₂О =Н₂S +NаОН

НS^- +Н₂О = Н₂S + ОН^-

Среда основная рН >7

Соль, образованная катионом слабого основания и анионом сильной кислоты.

1. ZnС1₂ + Н₂О =Zn(ОН)С1 + НС1

Или в ионной форме:

Zn⁺² + Н₂О = ZnОН⁺ + Н⁺

2. Zn(ОН)С1 + Н₂О = Zn(ОН)₂ + НС1

Zn(ОН)⁺ + Н₂О= Zn(ОН)₂ + Н⁺

Среда кислая рН<7

Чем слабее основание, тем в большей степени подвергаются гидролизу его соли. Гидролиз усиливается также, если один из его продуктов является труднорастворимым.

В общем виде: Кt⁺ +НОН =КtОН + Н⁺

Применив в выведенному уравнению закон действующих масс, напишем уравнение константы химического равновесия: К_гидр.= [КtОН][Н⁺]/[ Кt⁺]

Соль, образованная катионом слабого основания и анионом слабой кислоты.

В случае гидролиза солей, образованных катионом слабого основания и анионом слабой кислоты, оба иона воды Н⁺ и ОН^- связываются в малодиссоциирующие молекулы.

СН₃СОО^- +NН₄⁺ + Н₂О= СН₃СООН + NН₄ОН

Как уксусная кислота, так и гидрат аммиака все же диссоциируют, хотя и в незначительной степени. Поэтому процесс гидролиза будет обратимым. Однако степень гидролиза здесь достаточно велика, т.е. равновесие сдвинуто вправо. Среда нейтральная рН=7.

В общем виде: Кt⁺ +Ап^- + НОН =КtОН + НАп

К_гидр.= К_н2о/К_осн.К_кисл.

В уравнение константы гидролиза не входит концентрация соли, поэтому степень гидролиза этого типа солей не зависит от концентрации.

Соль, образованна катионом сильного основания и анионом сильной кислоты.

При растворении солей, образованных катионом сильного основания и анионом сильной кислоты, в воде не происходит связывания ни ионов Н⁺, ни ионов ОН^- воды. Например, рассмотрим водный раствор хлорида калия. В этом растворе имеются ионы К⁺ и С1^-. Ионы ОН^- воды не могут связываться с ионами К⁺, так как гидроксид калия КОН является сильным основанием и диссоциирует нацело. Точно так же ионы Н⁺ не могут связываться с ионами С1^-, так как НС1 является сильной и тоже диссоциирует нацело. Следовательно, соли, образованные катионами сильного основания и анионами сильной кислоты, не подвергаются гидролизу.