Типы гидролиза солей

Гидролизом называют реакции взаимодействия веществ с водой, приводящие к образованию слабо диссоциирующих веществ: слабых кислот или оснований, кислых или основных солей. Результат гидролиза можно расценивать как нарушение равновесия диссоциации H₂O. Рассмотрим процессы при растворении солей в воде. Соли, как правило, — сильные электролиты, поэтому происходит их полная диссоциация на ионы, которые, в свою очередь, могут взаимодействовать с ионами Н⁺ или ОН^- воды.

Следовательно, гидролиз солей протекает за счет взаимодействия ионов соли с водой. Этот процесс — частный случай реакций ионного обмена, когда в качестве реагента выступает вода.

В зависимости от катионов и анионов соли можно разбить на ряд групп, различающихся между собой по характеру образующих эти соли кислот и оснований:

I. Соли слабой одноосновной кислоты и сильного однокислотного основания. Например, растворяется ацетат калия. Являясь сильным электролитом, он полностью диссоциирует на ионы, но вода также частично диссоциирует. Возможно возникновение следующего процесса:

гидролиз соль диссоциация.

CH₃COOK K⁺ + CH₃COO^-

H₂O OH^- + H⁺

CH₃COOH.

Так как уксусная кислота — слабый электролит, то при столкновении ее кислотных остатков с ионами Н⁺ воды, образуются недиссоциированные молекулы уксусной кислоты. Удаление из раствора части ионов Н⁺ вызывает сдвиг равновесия процесса диссоциации воды слева направо. Содержание ионов ОН^- в растворе нарастает. Раствор приобретает щелочную реакцию. В ионном виде процесс изображается уравнением:

СН₃СОО^- + Н₂О СН₃СООН + ОН^-

В момент достижения равновесия применение закона действия масс приводит к выражению:

.

[H₂O] в разбавленных растворах — величина постоянная, поэтому произведение К [H₂O] - тоже константа. Ее называют константой гидролиза К_гидр:

Константу гидролиза можно выразить через ионное произведение воды и константу диссоциации кислоты. Для этого умножим числитель и знаменатель на [H⁺] и запишем:

В результате гидролиза число образующихся молекул слабой кислоты равно числу оставшихся от молекул воды несвязанных ионов [ОН-]:

[СН₃СООН] = [ОН^-].

Концентрация ионов соли практически равна концентрации этой соли, так как сильные электролиты диссоциируют полностью:

[CH₃COO^-] =.

где — концентрация соли в растворе.

Подставляем для К_гидр:

Откуда.

[OH^-] = (K_гидр-)^½

Концентрация ионов гидроксила в растворе соли слабой одноосновной кислоты и сильного однокислотного основания равна квадратному корню из произведения константы гидролиза соли на ее концентрацию. Так как.

то [OH^-] = ()^½

В тех случаях, когда константа диссоциации кислоты очень мала, нельзя пренебрегать в расчете частью ее анионов, связавшейся в недиссоциированные молекулы. В этом случае расчет ведут по более точному выражению.

.

Откуда.

[OH^-] = .

II. Соли сильной одноосновной кислоты и слабого однокислотного основания. Примером такой соли является хлорид аммония. Он сильный электролит и диссоциирует полностью.

NH₄Cl > NH₄⁺ + Cl^-

Вода также частично диссоциирует:

H₂O H⁺ + OH^-

Столкновение ионов NH₄⁺ с ионами ОН^- приводит к образованию соединения NH₄ОH, легко превращающееся в аммиак и воду. Общую схему процесса можно представить уравнением:

NH₄Cl > NH₄⁺ + Cl^-

H₂O OH^- + H⁺

NH₄OH NH₃ + H₂O.

или в ионной форме.

NH₄⁺ + H₂O [NH₄OH] + H⁺

Связывание ионов ОН^- из раствора вызывает сдвиг диссоциации воды слева направо. Концентрация ионов Н⁺ в растворе растет. Таким образом, гидролиз солей слабых однокислотных оснований и сильных одноосновных кислот создает кислую среду.

Рассуждая аналогично I случаю, получим:

.

Подставим вместо [NH₄ОH] равную ей концентрацию ионов [Н⁺], а вместо [NH₄⁺] приближенно равную ей концентрацию соли С_соль.

Получим:

Если образующееся при гидролизе основание очень слабое, то расчет ведут по более точной формуле.

.

III. Соли слабой одноосновной кислоты и слабого однокислотного основания. При растворении ацетата аммония в воде наступает его практически полная диссоциация:

CH₃COONH₄ > NH₄⁺ + CH₃COO^-

Столкновение ионов NH₄⁺ и СН₃СОО^- с молекулами воды приводит к образованию слабо диссоциирующих молекул соответственно слабого основания NH₄ОH и слабой кислоты СН₃СООН по схеме:

CH₃COOH > NH₄⁺ + CH₃COO^-

H₂O OH^- + H⁺

NH₄OH + CH₃COOH.

Так как образующиеся вещества — слабые электролиты, то в результате соли слабых кислот и слабых оснований подвергаются почти полному гидролизу, а реакция среды в растворах определяется соотношением силы кислоты и основания. В ионной форме уравнение гидролиза соли может быть представлено уравнением:

CH₃COO^- + NH₄⁺ + H₂O NH₄OH + CH₃COOH.

Применим к нему закон действия масс для момента равновесия.

Это выражение можно упростить. Умножим числитель и знаменатель на ионное произведение воды.

.

Константы диссоциации основания и кислоты выражаются соответственно:

;

откуда следуют выражения для [NH₄⁺] и [СНзСОО^-].

.

.

Чтобы получить формулу для расчета [Н⁺], проведем ряд последовательных преобразований. Из уравнения:

[NH₄⁺] = [CH₃COO^-]; [CH₃COOH] = [NH₄OH].

Вместо [NH₄ОH] подставим равную ей [СН₃СООН], получим.

Затем в константу диссоциации кислоты.

введем вместо [СН₃СОО-] равную ей [NН₄⁺], получим:

Умножаем числитель и знаменатель соотношения на [Н+] и после сокращения [СН₃СООН] и преобразований получим:

[H⁺] =.

Из формулы видно, что концентрация ионов водорода в растворе соли слабой кислоты и слабого основания не зависит от концентрации раствора соли, а только от соотношения констант диссоциации кислоты и основания.

IV. Соль сильного основания и сильной кислоты. Такая соль в растворе диссоциирует полностью, например хлорид калия.

KCl > K⁺ + Cl^-

В отличие от рассмотренных выше случаев ионы соли — сильного электролита — не могут образовать с водой слабых электролитов, а раз нет взаимодействия с водой, то, следовательно, соли сильных кислот и сильных оснований гидролизу не подвергаются. Среда в растворе остается нейтральной.