Гидролиз солей. Гидролизом солей называется взаимодействие их ионов с водой, основанное на поляризующем действии ионов на молекулы воды

Гидролизом солей называется взаимодействие их ионов с водой, основанное на поляризующем действии ионов на молекулы воды, в результате которого, как правило, нарушается равенство

[H⁺] = [OH^-], характерное для чистой воды.

Различают 4 группы солей:

1) соль, образованная сильным основанием и сильной кислотой;

2) соль, образованная слабым основанием и сильной кислотой;

3) соль, образованная сильным основанием и слабой кислотой;

4) соль, образованная слабым основанием и слабой кислотой.

Поэтому рассмотрим 4 варианта действия воды на соли.

1) К данной группе относятся такие соли, как NaCI, KCI, NaNO₃, Na₂SO₄ и др. Катионы и анионы этих солей имеют небольшие заряды и значительные размеры. При этом их поляризующее действие на молекулы воды невелико, то есть взаимодействие соли с водой практически не происходит. Это относится к таким катионам, как K⁺ и Na⁺, и к таким анионам, как CI^- и NO₃^-. Следовательно, соли сильного основания и сильной кислоты гидролизу не подвергаются. В этом случае равновесие диссоциации воды в присутствии ионов соли почти не нарушается.

Поэтому растворы таких солей практически нейтральны (pH ≈ 7).

2) Ecли соль образована катионом слабого основания NH₄⁺, AI³⁺, Mg²⁺ и т.д. и анионом сильной кислоты (Cl^-, NO₃^-, SO₄^2- и др.), то происходит гидролиз по катиону (поляризующим действием обладает только катион соли). Примером служит процесс:

а) в молекулярной форме

NH₄CI + H₂O NH₄OH + HCI;

б) в ионно-молекулярной форме

NH₄⁺ + CI^- + H₂O NH₄OH + H⁺ + CI^-;

в) в краткой ионно-молекулярной форме

NH₄⁺ + H₂O NH₄OH + H⁺.

Гидролиз обусловлен образованием малодиссоциированного соединения - NH₄OH. В результате равновесие электролитической диссоциации воды смещается и в растворе появляется избыток водородных ионов, поэтому реакция среды кислая (pH < 7). Очевидно, чем полнее протекает гидролиз, тем более показатель среды отличается от состояния нейтральности.

Сразу отметим, что количественно процесс гидролиза можно охарактеризовать двумя величинами: 1) степенью гидролиза (h); 2) константой гидролиза (К_г).

Степеньюгидролиза называется отношение количества молекул соли, подвергшихся гидролизу, к общему количеству молекул соли в растворе; или под степенью гидролиза понимают число, показывающее, какая часть от общего количества соли гидролизована, то есть превращена действием воды в соответствующую кислоту или основание (или в кислые либо в основные соли).

Степень гидролиза вычисляют, исходя из уравнения константы диссоциации соответствующего слабого основания (или кислоты) и ионного произведения воды.

Рассмотрим эти характеристики для гидролиза соли хлорида аммония.

Запишем ещё раз уравнение гидролиза в ионно-молекулярном виде:

NH₄⁺ + H₂O NH₄OH + H⁺

По закону действующих масс константа равновесия этой реакции будет иметь следующий вид:

К_р = (1)

Концентрация воды практически не изменяется в растворе соли, то есть [H₂O]₀=[H₂O]_равн = const (2)

Поэтому

= К_р [H₂O] = К_г (3)

Произведение двух констант К_р [H₂O] есть величина постоянная и называется константойгидролиза К_г.

Из уравнения ионного произведения воды имеем

К_H2O = [H⁺] [OH^-] (4)

[H⁺] = (5)

Тогда уравнение (1) можно записать таким образом:

К_г = (6)

Отношение

= , (7)

где К_осн. – константа диссоциации слабого основания NH₄OH.

Тогда выражение (6) имеет вид

К_г = (8)

Чем больше К_г, тем сильнее соль подвергается гидролизу.

Из уравнения (3) можно вычислить степень гидролиза соли.

К_г = = (9)

Предположим, что концентрация исходной соли равна с моль/л, степень гидролиза h, то гидролизовано ch молей соли, образовалось ch молей NH₄OH и ch г- ионов H⁺.

В состоянии равновесия концентрации будут иметь следующие значения:

[NH₄OH] = [H⁺] = ch

[NH₄⁺] = (c - ch)

Подставим эти значения в уравнение (5).

Получим

, (10)

К_г = (11)

Так как h – незначительная величина (h ≤ 0, 01), то можно принять, что (1 - h) ≈ 1

Тогда

К_г = ; (12)

h = = . (13)

Из полученного уравнения следует, что степень гидролиза (h) тем больше:

1) чем больше К_H2O, то есть чем выше температура (ионное произведение воды К_H2O зависит от температуры прямо пропорционально);

2) чем меньше К_осн, то есть чем слабее основание, образующееся в результате гидролиза;

3) чем меньше концентрация соли, то есть чем больше разбавлен раствор.

Таким образом, для повышения степени гидролиза необходимо разбавить раствор и поднять температуру. Мы рассмотрели 2-й вариант гидролиза соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой. К этой же разновидности солей относится и хлорид меди (II). Данная соль образована двухкислотным основанием Cu(OH)₂ и одноосновной кислотой. В таком случае процесс гидролиза протекает ступенчато. При комнатной температуре, в основном, осуществляется 1 стадия гидролиза. Запишем 1 стадию гидролиза соли хлорида меди (II) в 3-х формах:

1) в молекулярной форме

CuCI₂ + H₂O CuOHCI + HCI;

2) в ионно-молекулярной форме

Cu²⁺ + 2CI^- + H₂O (CuOH)⁺ + CI^- + H⁺ + CI^- ;

3) в краткой ионно-молекулярной форме

Cu²⁺ + H₂O (CuOH)⁺ + H⁺

Гидролиз обусловлен образованием малодиссоциирующих частиц (CuOH)⁺. В результате равновесие электролитической диссоциации воды смещается, в растворе появляется избыток водородных ионов, реакция среды pH < 7. Гидролиз протекает по катиону.

Образующаяся в результате первой ступени гидролиза основная соль может подвергаться дальнейшему взаимодействию с водой. Однако вторая ступень гидролиза выражена менее сильно. Это обусловлено уменьшением К_осн. при переходе от К_осн.1 к К_осн.2 и т.д. Например, поскольку ионы (CuOH)⁺ диссоциируют слабее, чем Cu(OH)₂, то он и образуется в первую очередь при гидролизе CuCI₂.

Вторую ступень гидролиза хлорида меди (II) можно представить следующим образом:

1) в молекулярной форме

CuOHCI + H₂O Cu(OH)₂¯ + HCI;

2) в ионно-молекулярной форме

(CuOH)⁺ + CI^- +H₂O Cu(OH)₂¯ + H⁺ + CI^-;

3) в краткой ионно-молекулярной форме

(CuOH)⁺ + H₂O Cu(OH)₂ + H⁺.

Константа гидролиза хлорида меди (II) по I ступени связана с К(осн)2 по II ступени; константа же гидролиза данной соли по II ступени связана с константой диссоциации основания К(осн)1 по I ступени.

К_г1 = , (14)

К_г2 = . (15)