Краткие теоретические сведения

 

Гидролизом соли называетсявзаимодействие ионов соли с молекулами воды, сопровождающееся изменением рН раствора. Гидролиз протекает только тогда, когда при взаимодействии ионов и воды образуются малодиссоциированные вещества. Известны следующие виды гидролиза солей.

1. Гидролиз по аниону.

В этом случае гидролизуются соли сильного основания и слабой кислоты, при этом реакция среды становится щелочной (рН > 7). Например

СН₃СООNa ® СН₃СОО ^– + Na⁺;

Na⁺ + HOH®реакция практически не идет;

СН₃СОО ^– + HOH Û СН₃СООН + ОН ^–,рН > 7.

Молекулярное уравнение гидролиза

СН₃СООNa + HOH Û СН₃СООН + NaОН.

Если анион многозарядный, то гидролиз протекает ступенчато, например

Na₂CO₃ + HOH Û NaHCO₃ + NaOH;

 I ступень гидролиза: CO  +  HOH Û HCO  + OH ^–;

II ступень гидролиза: НCO  + HOH Û H₂CO₃ + NaOH.

Накапливающиеся в растворе ионы ОН ^–препятствуют протеканию II ступени гидролиза, поэтому практически гидролиз идет только по I ступени.

2.Гидролиз по катиону.

В этом случае гидролизуются соли слабого основания и сильной кислоты, при этом реакция среды становится кислой (рН < 7). Например

 (NH₄)₂SO₄ ® 2NH₄⁺ + SO ;

SO  + HOH ® реакция практически не идет;

NH₄⁺ + HOH Û NH₄OH + H⁺, рН < 7.

Молекулярное уравнение гидролиза

(NH₄)₂SO₄ + HOH Û NH₄OH + NH₄HSO₄ .

Гидролиз не доходит до конца, так как накопление в растворе ионов водорода препятствует образованию свободной кислоты.

3. Гидролиз по катиону и аниону одновременно.

Такому виду гидролиза подвергаются соли слабого основания и слабой кислоты. В реакции участвуют и катион, и анион соли. Реакция среды определяется относительной силой образующихся слабой кислоты и слабого основания. Если K _Д (кислоты) > K _Д (основания), то рН < 7; если K _Д (кислоты)₎ < K _Д (основания), то рН > 7, а когда K _Д (кислоты) = K _Д (основания), то рН» 7. Например

NH₄COOH + HOH Û NH₄OH + HCOOH, рН = 7,

так как K _Д(HCOOH) = K _Д(NH₄OH) = 1,76 × 10^-5.

4. Необратимый полный гидролиз.

Если кислота и основание, образующие соль, являются не только слабыми электролитами, но и малорастворимы или неустойчивы и разлагаются с образованием газообразных продуктов, то гидролиз, как правило, протекает практически необратимо, например

Al₂S₃ + 6HOH ® 2Al(OH)₃¯ + 3H₂S ­;

2Al³⁺ + 3S^2– + 6HOH ® 2Al(OH)₃¯ + 3H₂S ­.

Количественно гидролиз соли характеризуется степенью гидролиза h и константой гидролиза K _г.

Степень гидролиза h показывает,какая часть соли находится в гидролизованном состоянии и выражается в долях единицы или в процентах

h = С _г/ С ₂,                                           (51)

где С _г – концентрация гидролизованной части соли; С ₂– общая концентрация растворенной соли.

Расчет константы гидролиза K _г и степени гидролиза h  следует вести по формулам:

1) гидролиз по аниону

K _г = ,      h =  = ,                           (52)

где K _{кислоты} – константа диссоциации слабой кислоты.

Если гидролиз протекает ступенчато, то в выражение для расчета константы гидролиза по первой ступени входит константа диссоциации слабого электролита по последней ступени.

Концентрация ионов ОН^–  и рН раствора соли могут быть вычислены по формулам

 [ОН^–] =  = h × С ₂ ,                          (53)

рН = 14 – рОН = 14 + lg .               (54)

 

2) гидролиз по катиону

K _г = ,  h =  = ,                            (55)

где K _осн – константа диссоциации слабого основания.

 [H⁺] =  = h × С ₂ ,                                (56)

рН = –lg[H⁺] = –lg .                             (57)

3 ) гидролиз по катиону и аниону одновременно:

K _г =  .                                         (58)

Для этого случая концентрация раствора соли практически не влияет на степень гидролиза

h = .                                                   (59)

[H⁺] =  ,                                            (60)

 рН = –lg .                                         (61)

 

 

Примеры решения задач

 

Пример 1. Определите характер среды водного раствора бората натрия.

Р е ш е н и е

Гидролиз соли, образованной сильным основанием NaOHи слабой многоосновной кислотой H₃BO₃ определяется ступенчатым характером диссоциации борной кислоты и обратного процесса – соединения ионов BO   с ионами Н⁺.

Процесс гидролиза бората натрия можно выразить уравнениями:

I ступень: ВO  + HOH Û HВO + OH^– ;

II ступень: НВO  + HOH Û H₂ВO  + OH^– ;

III ступень: H₂ВO  + НOH Û H₃BO₃ + OH^– .

Как правило, гидролиз заканчивается на I ступени. Тогда молекулярное уравнение гидролиза имеет вид:

Na₃BO₃ + HOH Û Na₂НBO₃ + NaOH, рН > 7(среда щелочная).

 

Пример 2. В какую сторону сместится гидролитическое равновесие при смешивании растворов карбоната натрия и сульфата алюминия?

Р е ш е н и е

Al₂(SO₄)₃ + 3Na₂CO₃ + 6HOH ® 2Al(OH)₃¯ + 3H₂O + 3CO₂­ + 3Na₂SO₄ .

В результате смешивания растворов катионы Н⁺, образующиеся при гидролизе Al₂(SO₄)₃, соединяются с анионами ОН^–, образующимися при гидролизе Na₂CO₃, что приводит к смещению равновесия реакции в сторону образования продуктов гидролиза. Смещение усиливается за счет разложения образующихся молекул Н₂CO₃ и выделения малорастворимого основания Al(OH)₃, поэтому реакция идет практически до конца. В ионной форме уравнение реакции имеет вид

2Al³⁺  + 3CO + 6HOH ® 2Al(OH)₃¯ + 3H₂O + 3CO₂­

Пример 3. Вычислите константу гидролиза, степень гидролиза и рН    0,02 М раствора СН₃СООK. К _Д(СН₃СООН) = 1,8 · 10^–5.

Р е ш е н и е

Соль СН₃СООKобразована сильным основанием КОНи слабой кислотой СН₃СООН. Ионное уравнение гидролиза имеет вид

СН₃СОО^– + НОН Û СН₃СООН + ОН^–.

    Для расчета константы и степени гидролиза используем формулу (52)

K _г =  = 5,56×10^-10;

  h =  = 1,67×10^-4.

 

Пример 4. Вычислите константу гидролиза, степень гидролиза и рН 0,2 М раствора K₃PO₄, если константы диссоциации ортофосфорной кислоты по первой, второй и третьей ступеням соответственно равны

К_I  = 7,5∙10^–3; К_II = 6,25∙10^–8; К_III = 2,2∙10^–13.

Р е ш е н и е

Соль K₃PO₄образована сильным основанием КОНи слабой кислотой H₃PO₄. Так как гидролиз преимущественно протекает по первой ступени, тогда молекулярное и ионное уравнение гидролиза имеют вид

K₃PO₄ + Н₂O Û K₂HPO₄ + KОН

PO₄^3– + Н₂O Û HPO₄^2– + ОН^–

Для расчета константы гидролиза берем константу диссоциации ортофосфорной кислоты по третьей ступени

K _г =   =  = 4,55×10^–2.

Степень гидролиза рассчитываем по формуле (52)

  h =  =  = 0,477.

Концентрацию гидроксид ионов оценим по уравнению (53)

[ОН^–] = h × С ₂ = 0,477×0,2 = 9,53×10^–2.    

рН раствора вычислим по формуле (54)

рН = 14 + lg  = 14 + lg  = 12,98.

 

 

Список литературы

 

1. Павлов Н.Н. Общая и неорганическая химия: Учеб. для вузов. – М.: ООО «Дрофа», 2002.

2. Общая химия в формулах, определениях, схемах / И.Е. Шиманович, М.Л. Павлович, В.Ф. Тикавый, П.М. Малашко; Под ред. В.Ф. Тикавого. – Мн.: Унiверсiтэцкае, 1996.

3. Задачи по общей и неорганической химии: Учеб. пособие для студентов высш. учеб. заведений / Р.А. Лидин, В.А. Молочко, Л.Л. Андреева; Под ред.
Р.А. Лидина. – М.: Гуманитар. изд. центр ВЛАДОС, 2004.

4. Задачи и упражнения по общей химии: Учеб. пособие / Б.И. Адамсон, О.Н. Гончарук, В.Н. Камышова и др.; Под ред. Н.В. Коровина. – М.: Высш. шк., 2003.

5. Сборник задач и упражнений по общей химии: Учеб. пособие / С.А. Пузаков, В.А. Попоков, А.А. Филиппова. – М.: Высш. шк., 2004.

6. Сборник задач и упражнений по общей химии: Учеб. пособие для нехим. спец. вузов / Л.М. Романцева, З.И. Лещинская, В.А. Суханова. – 2-е изд., перераб. и доп. – М.: Высш. шк., 1991.

7. Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии: Учеб. пособие для вузов. – М.: Интеграл-Пресс, 2001.

8. Рабинович В.А., Хавин З.Я. Краткий химический справочник. – Л.: Высш. шк., 1991.

9. Литвинова Т. Н., Сборник задач по общей химии: Учеб. пособие для вузов. – 3-е изд., перераб. - М.: ООО «Издательство Оникс»: ООО «Издательство «Мир и Образование», 2007. – 224 с.

Содержание

 

Введение....................................................................................................      3

Растворимость. Способы выражения состава растворов......................      3

Краткие теоретические сведения...........................................................      3

Примеры решения задач.......................................................................     6

Разбавленные растворы неэлектролитов.................................................     11

Краткие теоретические сведения...........................................................     11

Примеры решения задач.......................................................................     13

Растворы электролитов............................................................................     15

Краткие теоретические сведения...........................................................     15

Примеры решения задач.......................................................................     18

Ионное произведение воды. Буферные растворы...................................     21

Краткие теоретические сведения...........................................................     21

Примеры решения задач.......................................................................     22

Произведение растворимости..................................................................     26

Краткие теоретические сведения...........................................................     26

Примеры решения задач.......................................................................     27

Гидролиз солей.........................................................................................     30

Краткие теоретические сведения...........................................................     30

Примеры решения задач.......................................................................     32

Литература................................................................................................     34