Гидролиз солей, образованных слабыми кислотами и сильными основаниями

ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ

Методические указания к лабораторной работе

Великий Новгород

Гидролиз солей/Составители: В.П. Кузьмичёва, В.А. Исаков – НовГУ, Великий Новгород, 2013 г. – 16 с.

Методические указания предназначены для студентов всех специальностей, изучающих химию.

СОДЕРЖАНИЕ

ВВЕДЕНИЕ

Гидролиз является разновидностью ионных реакций и представляет собой обменное взаимодействие некоторых солей с водой.

Реакция гидролиза имеет место лишь в тех случаях, когда ионы, образующиеся при диссоциации соли, способны образовывать с ионами - продуктами ионизации воды (Н+, ОН-) нерастворимые, газообразные или малодиссоциированые соединения (молекулы или сложные ионы).

Гидролизу подвергаются соли трёх видов. Это соли образованные:

1) слабой кислотой и сильным основанием;

2) слабым основанием и сильной кислотой;

3) слабой кислотой и слабым основанием.

В обычных условиях гидролизу не подвергаются соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой.

ЦЕЛЬ РАБОТЫ

Цель работы – изучение некоторых свойств водных растворов солей, связанных с реакцией гидролиза.

ОСНОВНЫЕ ТЕОРЕТИЧЕСКИЕ ПОЛОЖЕНИЯ

Гидролиз солей, образованных слабыми кислотами и сильными основаниями

Гидролиз солей слабых одноосновных кислот

Рассмотрим первый случай гидролиза на примере ацетата натрия (соли слабой уксусной кислоты и сильного основания гидроксида натрия):

CH₃COONa + H₂O ↔ СН₃СООН +NaOH

или в молекулярно-ионной форме:

Na⁺ + CH₃COO^- + H₂O ↔ CH₃COOH + Na⁺ + ОН^-

Катионы Na⁺ с ионами Н⁺ и ОН^- не образуют малодиссоциированных соединений, поэтому они не принимают участия в этой реакции. Исключив катионы натрия получим сокращенное молекулярно-ионное уравнение реакции гидролиза ацетата натрия:

СНзСОО^- + Н₂О ↔ СНзСООН + ОН^-.

щелочная среда

рН > 7

Для количественной оценки реакции гидролиза используют константу гидролиза К_h, степень гидролиза h и значения рН растворов солей.

В основе вывода формулы константы гидролиза лежит сокращенное молекулярно-ионное уравнение реакции гидролиза.

Константа равновесия этой реакции имеет вид:

Далее это выражение преобразуем:

Величину К_р · [H₂O] принимают за константу гидролиза К_h, т.е.

Величину [OH^-] можно определить , тогда

Таким образом, K_h обратно пропорциональна K_a слабой кислоты, т.е. чем слабее кислота, соответствующая данной соли, тем больше константа гидролиза.

Степень гидролиза (h) это отношение числа ионов, подвергшихся гидролизу (N_гидр.), к исходному числу введенных в раствор ионов этого вида (No):

h = N_гидр./N_o

Степень гидролиза h рассчитывается по уравнению:

Так как [OH^-] = h · C_M, то

Отсюда рОН = - lg [OH^-] и рН = 14 – рОН

Гидролиз солей слабых многоосновных кислот

Гидролиз таких солей – процесс многоступенчатый, протекает через последовательный ряд стадий. Например, при гидролизе Na₂S, первая ступень имеет вид:

Na₂S + H₂O ↔ NaHS + NaOH

2Na⁺ + S^2- + H₂O ↔ Na⁺ + HS^- + Na⁺ + OH^-

S^2- + H₂O ↔ HS^- + OH^-

Количественно гидролиз по первой ступени можно охарактеризовать константой гидролиза:

Затем в реакцию обменного взаимодействия с водой вступает гидросульфид-ион:

NaHS + H₂O ↔ H₂S + NaOH

Na⁺ + HS^- + H₂O ↔ H₂S + Na⁺ + OH^-

HS^- + H₂O ↔ H₂S + OH^-

Следует обратить внимание, что количественно вторая ступень гидролиза протекает в несравнимо меньшей степени, чем первая. Поэтому в ответе достаточно указать уравнение только для первой ступени, например:

Na₃PO₄ + H₂O ↔ Na₂HPО₄ + NaOH

РО₄^3- + Н₂О ↔ НРО₄^2- + ОН^-