ГИДРОЛИЗ РАСТВОРОВ СОЛЕЙ. СТЕПЕНЬ ГИДРОЛИЗА И ФАКТОРЫ, ВЛИЯЮЩИЕ НА НЕЕ

Условно все реакции можно разделить на реакции, протекающие с изменением степени окисления и реакции, в которых степени окисления (С.О.) элементов не изменяется.

Например, реакции ионного обмена, как правило, протекают без изменения С.О. элементов.

Важной разновидностью этих реакции являются реакция нейтрализации и гидролиза.

Нейтрализация – это реакция между кислотой и основанием, приводящая к образованию соли и воды.

СН3СООН + NH4OH⇄ СН3СООNH4 + H2O

Большинство химических реакций являются обратимыми, поэтому, если прямая реакция – это нейтрализация, то обратная всегда гидролиз.

Гидролиз – это взаимодействие вещества с водой, при котором составные части вещества соединяются с составными частями воды. Гидролизу подвергаются соединения различных классов.

Гидролиз солей – это обменное взаимодействие ионов соли с составными частями воды, в результате, которого образуется слабый электролит и изменяется рН среды.

Гидролизу подвергаются не все соли, а только те, которые образованы:

1. Сильной кислотой и слабым основанием.

2. Слабой кислотой и сильным основанием.

3. Слабой кислотой и слабым основанием.

Соль, образованная сильной кислотой и сильным основанием гидролизу не подвергается, т.к. в ее составе нет катиона или аниона от слабого электролита.

Для написания уравнения гидролиза необходимо:

1. Написать уравнение диссоциации данной соли и определить силу электролитов (кислоты и основания) участвующих в ее образовании:

К2СО3 ⇄ 2К+ + СО32-

К+ - это ион от сильного (электролита) основания КОН

СО32- - это ион от слабой (электролита) кислоты основания Н2СО3

2. Написать ионно – молекулярное уравнение гидролиза. Для этого взять ион от слабого электролита и ввести его в реакцию с 1 составной частью воды:

СО32- + Н+ОН- ⇄ НСО3- + ОН-

3. На основании краткого ионного уравнения составить молекулярное уравнение:

К2СО3 + Н2О ⇄ КНСО3- + КОН

В общем случае гидролиз можно разделить на четыре вида.

1. Гидролиз соли, образованной анионом сильной кислоты и катионом слабого основания. К таким солям относятся: MgSO4, AlCl3, NH4NO3.

При гидролизе таких солей всегда образуется сильная кислота и слабое основание или основная соль. Реакция среды в растворах таких солей кислая (рН < 7), т.к. в растворе накапливается избыток катионов водорода Н+. Можно написать реакцию гидролиза МgSO4в качестве примера

2. Гидролиз соли, образованной анионом слабой кислоты и катионом сильного основания. К таким солям относятся: Na2S, KNO2.

При их гидролизе всегда образуется сильное основание и слабая кислота или кислая соль. Реакция среды в этих растворах всегда щелочная (рН > 7), т.к. в растворе накапливается избыток гидроксиданионов ОН- Можно написать реакцию гидролиза Na2Sв качестве примера.

3. Гидролиз соли образованной анионом слабой кислоты и катионом слабого основания: CH3COONH4, MgNO2. В этом случае записываются два уравнения гидролиза – и для катиона, и для аниона. При гидролизе таких солей, как правило, образуются слабое основание и слабая кислота, рН реакции среды в этих случаях приблизительно равно 7. Точное значение определяется соотношением силы кислоты и силы основания. Если кислота более сильная КдНСООH = 1,8´10-4, то раствор соли имеет слабокислую среду, если более сильное основание КдNH4ОH = 1,79´10-5, то среда слабощелочная. Можно написать реакцию гидролиза НСООNH4 в качестве примера.

4. Соли образованные анионом сильной кислотой и катионом сильного основания гидролизу не подвергаются, т.к. в них нет ионов, способных связать ионы Н+ или ОН- воды, т.к. гидролиз не идет, то рН в растворах таких солей всегда равна 7 (среда нейтральная). К таким солям относятся: NaCl, MgNO3.

Гидролиз некоторых солей может протекать необратимо, если продуктами гидролиза являются осадок или газообразное вещество:

Al2(CO3)3 + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2CO3

Гидролиз солей многокислотных оснований и многоосновных кислот протекает ступенчато: пример АlСl3. Количественной характеристикой гидролиза является степень гидролиза, которая зависит от константы равновесия, температуры системы и концентрации соли.

Для уравнения: NaCN + Н2О ⇄HCN + NaОН,

Константа равновесия имеет вид: Кр = [HCN][ NaОН]/[ NaCN][Н2О], т.к. концентрация воды в разбавленных растворах является величиной постоянной, то обозначив Кр[Н2О] = Кг получим Кг = [HCN[ NaОН]/[ NaCN],

где Кг называется константой гидролиза. Чем больше Кг, тем выше степень гидролиза соли. В обычных условиях гидролиз легко протекает по первой ступени. Для усиления гидролиза применяют правило Ле-Шателье:

1. Увеличение концентрации воды.

2. Увеличение температуры, т.к. гидролиз т.к. гидролиз процесс эндотермический. Увеличение концентрации соли препятствует гидролизу, т.к. снижается степень диссоциации.