Гидролиз

Гидролиз - это химическая реакция ионного обмена между водой и растворённым в ней веществом с образованием слабого электролита. (В общем

случае обменное взаимодействие растворённого вещества с растворителем носит название - сольволиз).

Очень часто гидролиз сопровождается изменением pH раствора. Большинство реакций гидролиза - обратимы:

Pb(NO₃)₂ + H₂O ↔ Pb(OH)(NO₃) + HNO₃

Na₂HPO₄ + H2O ↔ NaH₂PO₄ + NaOH

Некоторые реакции гидролиза протекают необратимо:

Al₂S₃ + 6H₂O ↔ 2Al(OH)₃↓ + 3H₂S↓

Причиной гидролиза является взаимодействие ионов соли с молекулами воды из гидратной оболочки с образованием малодиссоциированных соединений или ионов.

Способность солей подвергаться гидролизу зависит от двух факторов:

1)свойств ионов, образующих соль; 2) внешних факторов.

Соли слабого основания и сильной кислоты гидролизуются по катиону:

NH₄Cl + H₂O ↔ NH₄OH + HCl

В ионной форме:

NH₄⁺ + H₂O ↔ NH₄OH + H⁺

Гидролиз солей, образованных многовалентным катионом протекает ступенчато, через стадии образования основных солей:

1: Al(NO₃)₃ + H₂O ↔ Al(OH)(NO₃)₂ + HNO₃

Al³⁺ + H₂O ↔ [Al(OH)]₂⁺ + H⁺

2: Al(OH)(NO₃)₂ + H₂O ↔ Al(OH)₂(NO₃) + HNO₃

[Al(OH)]²⁺ + H₂O ↔ [Al(OH)₂]⁺ + H⁺

3: Al(OH)₂(NO₃) + H₂O ↔ Al(OH)₃ + HNO₃

[Al(OH)₂]⁺ + H₂O ↔ Al(OH)₃ + H⁺

Гидролиз протекает достаточно сильно по первой ступени, слабо - по второй ступени и совсем слабо - по третьей ступени (ввиду накопления ионов водорода процесс смещается в сторону исходных веществ). Более полному гидролизу способствует разбавление раствора и повышение температуры. (В этом случае можно учитывать гидролиз и по третьей ступени.) При гидролизе по катиону реакция раствора кислая pH < 7.

Количественные характеристики реакции гидролиза по катиону

Степень гидролиза (h гидр.) - отношение числа гидролизованных молекул

к общему числу растворённых молекул (выражается в процентах):

h _гидр. = ([C]гидр. / [C]раств.) • 100%

Константа гидролиза К_гидр.-разновидность константы равновесия в растворе обусловленного реакцией гидролиза.

Запишем реакцию гидролиза по катиону в ионной форме:

М⁺ +НОН= МОН + Н⁺

К_гидр=[MOH]*[H⁺]/[M⁺]*[HOH]=K_w/K_{дисс. осн.}

h _гидр.= √ (К_гидр./С_соли) [H⁺]=√ (К_гидр.*С_соли)

Пример

Вычислите константу гидролиза, степень гидролиза, концентрацию ионов H⁺ и рН в 0, 1 M растворе NH₄Cl, если KД(NH₄ OH) = 1, 85 • 10^-5

Решение:

h = √ (KD / c) = √ ((1, 85 • 10^-5) / 0, 1)) = 0, 0136 или α = 1, 36%

[H+] = α • c = 0, 0136 • 0, 1 моль/л =1.35*10^-3 моль/л

рН=-lg(1.35*10^-3)=2.86

Соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой гидролизуются по аниону:

CH₃COOK + H₂O ↔ CH₃COOH + KOH

В ионной форме:

CH₃COO- + H₂O ↔ CH₃COOH +OH-

Соли многоосновных кислот гидролизуются ступенчато (с образованием

кислых солей):

1 ступень: K₂CO₃ + H₂O ↔ KHCO₃ + KOH

CO₃^2- + H₂O ↔ HCO₃^- + OH^-

2 ступень: KHCO₃ + H₂O ↔ H₂CO₃+ KOH

HCO₃^- + H₂O ↔ H₂CO₃ + OH^-

Первая ступень гидролиза протекает достаточно сильно, а вторая - слабо, о чём свидетельствует pH раствора карбоната и гидрокарбоната калия. (Лишь при сильном разбавлении и нагревании следует учитывать гидролиз образующейся

кислой соли).

Поскольку при взаимодействии с водой анионов слабых кислот образуются ионы OH-, водные растворы таких солей имеют щелочную реакцию (pH > 7).