Гидролиз солей

Гидролиз солей

  Водные  растворы многих  солей обнаруживают кислую или щелочную реакцию. Как известно, кислотность или щелочность раствора в водной среде зависит от  избытка в растворе ионов водорода или  гидроксила, в нейтральной же среде  концентрация каждого из них равна 10-7 г ион/л. Наличие в растворе избытка Н+ или ОН-  объясняется  реакцией ионов соли с  ионами воды по следующим схемам:

NH4+ + H2O  NH2OH + H+

CH3COO- + H2O  CH3COOH + OH- 

  Реакция  взаимодействия  ионов соли с ионами водорода и гидроксила воды называется гидролизом соли. 

 Гидролиз соли – реакция  противоположная нейтрализации. Растворами различные  случаи  гидролиза.

 Соль  образована сильным основанием  и  слабой кислотой, причем анион кислоты одновалентен.

  В результате гидролиза такой соли в растворе сильно диссоциированная щелочь и слабо  диссоциированная  кислота.  Следовательно, образуется больше ионовOH- чем H+ , и раствор имеет щелочную реакцию (p H> 7). Например, водный раствор ацетата натрия  имеет  щелочную  реакцию:

                       CH3CONa + HOH  NaOH + CH3COOH 

                       CH3COO + HOH CH3COOH + OH- 

Образуется  слабодиссоциированная  уксусная  кислота и сильно диссоциированный  едкий  натрий.

  Соль образована слабым основанием и сильной кислотой, причем катион основания  одновалентен. В результате гидролиза такой соли в растворе образуется слабые основание и сильная кислота. Следовательно, появляется больше ионов H+ чем OH- , и раствор имеет кислую  реакцию (p H< 7). Например, раствор  хлорида аммония  имеет кислую реакцию:

                       NH4Cl + HOH  NH4OH + HCl

                       NH4 + HOH  NH4OH + H

 В растворе NH4Cl образуется слабодиссоциированная  гидроокись  аммония NH4 ОН и сильно  диссоциированная  соляная кислота, поэтому реакция раствора кислая.

  Соль образована слабым основанием и сильной кислотой. Продуктами гидролиза такой соли  являются слабая кислота и слабые основания. При этом в зависимости от степени  диссоциации продуктов гидролиза – кислоты и щелочи в растворе преобладают ионы H+ или OH- , и реакция соответственно слабокислая, или  слабощелочная, или   нейтральная. Например, реакция водного раствора  карбоната аммония слабощелочная:

                       (NH4)2CO3 + HOH NH4OH  + NH4HCO3

  В растворе образуется гидроокись аммония, степень диссоциации  которой больше, чем степень диссоциации HCO3

  Ацетат аммония в результате гидролиза

                 CH3COONH + HOH NH4OH  + CH3COOH

Образует уксусную кислоту и гидроокись аммония, степени диссоциации  которых равны. Среда нейтральная.

  Соль образована сильным основанием и сильной кислотой. Гидролиз  такой соли, например NHCl, можно  представить схемами

                             NaCl + HOH  NaOH + HCl

                             Na+ + Cl + HOH  Na+ + OH- + H+ + Cl-

Производя  сокращения в ионом уравнении гидролиза, получим

                       HOH  H+ + OH-

Отсюда видим, что  тоны соли практически  в реакции не участвуют,  и среда остается нейтральной. Следовательно, соль, образованная сильным основанием и сильной кислотой, не  подвергается гидролизу.

  Гидролиз  соли, содержащей катион  сильного основания и многовалентный анион слабой  кислоты, а также соли, содержащей анион  сильной кислоты и многовалентный катион  слабого основания, из-за ступенчатой диссоциации  слабой кислоты или слабого основания усложняется . Например, гидролиз  NaCO3  может быть изображен  в виде  схем:

для первой ступени –

Na2CO3 + H2O NaHCO3 + NaOH

CO32- + H2O  HCO3- + OH-

для второй степени –

NaHCO3 + H2O H2SO3+ NaOH 

HCO3- + H2O  Na2CO3 + OH-

Гидролиз  по первой ступени происходит в значительно большой степени, чем по второй.

Гидролиз солей  трех основных  слабых кислот  (например фосфорит – кислоты средней силы) протекает по трем ступеням:

1) Na3PO4 + H2O  Na2HPO4+ NaOH 

PO4+ H2O    HPO42- + OH-

2) Na2PO4 + H2O    NaH2PO4+ NaOH 

HPO42- + H2O   H2PO42- + OH-

3) NaH2PO4 + H2O  H3PO4+ NaOH 

H2PO4- + H2O   H3PO4 + OH-

Степень гидролиза

 Для большинства солей процесс  гидролиза обратим. Поэтому состояние гидролитическою  равновесия, как и диссоциация слабого  электролита  характеризуется  степенью  гидролиза һ.

   Степенью гидролиза называют ту часть всего количества соли, которая при достижении  равновесия находится в гидролизованном  состоянии. Иными словами, степень гидролиза соли – отношение концентрации гидролизованной соли к  общей концентрации ее.

   

һ=

   Пример. Если  из каждых 3 молей соли,  растворенной в воде, 0,015 моля подвергается, то степень гидролиза равна = 0,005

Эту величину обычно выражают в процентах: 0,005· 100= 0,5%

Смещение равновесия гидролиза

  При гидролизе соли, как и при каждой обратимой химической реакции, устанавливаются динамическое равновесие:

       Негидролизованная соль + вода  основание + кислота

Гидрометрическое равновесия в водных растворах подчиняется закону действующих масс. Поэтому, изменяя концентрацию одного из реагирующих  веществ, можно  смешать равновесие в ту или иную сторону.  Гидролиз  соли при разбавлении раствора  увеличивается, так как увеличивается концентрация одного из  компонентов до  реакции, что смещает равновесия вправо, т. е в сторону усиления  гидролиза. Степень гидролиза зависит  также от температуры и концентрации продуктов реакции.

Так как степень диссоциации кислоты и основания мало изменяется при изменении температуры  в пределах  от  0о до 100о С, а диссоциация воды при  этом сильно возрастает, то повышение температуры сдвигает равновесие гидролиза вправо, следовательно, повышение температуры усиливает  гидролиз соли.

Изменяя  концентрацию продуктов гидролиза, можно сменить равновесие  его в любом направлении. Так, от  прибавления к  раствору сдвигается в сторону образования большого  количества  негидролизованной соли, т. е гидролиз  уменьшается. Если же из раствора  гидролизованной соли  удалять получающую кислоту  или основание, то степень  гидролиза увеличится.