Факторы, влияющие на процесс гидролиза

Соль слабого многокислотного основания и сильной одноосновной кислоты. Например раствор FeCI₃ содержит только ионы, так как эта соль в растворе диссоциирует полностью:

FeCl₃ > Fe³⁺ + 3Cl^-

Катион соли представляет собой катион слабого основания, поэтому его столкновение с гидроксильными ионами воды приводит к образованию слабого электролита. Так как вода диссоциирует крайне незначительно, то столкновение ионов Fe³⁺ с тремя ионами ОН^-невероятно, образование Fе (ОН)₃ в результате гидролиза при обычных условиях невозможно. Очевидно, процесс взаимодействия ионов соли с молекулами воды должен протекать по стадиям.

FeCl₃ > Fe³⁺ + 3Cl^- + H₂O OH^- + H⁺

(FeOH)²⁺ + H⁺ + 3Cl^- (I стадия) Образовавшийся ион (FeOH)²⁺ может столкнуться еще с одним ионом ОН^-. Возможность для осуществления различных этапов гидролиза не одинакова. Процессу гидролитического взаимодействия по I стадии ничто не препятствует, поэтому он протекает легко: Кр=8,9 • 10^-4, и в растворе накапливаются ионы Н⁺. Процесс электролитической диссоциации воды сдвигается справа налево. Концентрация ионов ОН^- понижается. Вероятность столкновения ионов (FeOH)²⁺ с ионами ОН^- в растворе становится незначительной, процесс по II стадии идет гораздо в меньшей степени: Кр=4,9 • 10^-7. В итоге II стадии величина ОН^- становится еще меньше, и третий этап гидролиза становится еще менее вероятным. Практически он самопроизвольно не осуществляется.

[Fe (OH)₂]⁺ + 2H⁺ + 3Cl^-

H₂O OH^- + H⁺

Fe (OH)₃ + 3H⁺ + 3Cl^- (III стадия) Из уравнений всех трех этапов процесса видно, что ионы С1^- участия в реакции не принимают, поэтому влияния на процесс гидролиза не оказывают.

Гидролиз соли многокислотного основания и одноосновной кислоты имеет свои особенности. Процесс протекает по ступеням. При температуре, близкой к комнатной, гидролиз осуществляется практически только по I стадии вследствие накопления в растворе ионов Н⁺. Соли слабых многоосновных оснований и сильных кислот создают в растворе кислую среду.

Соли слабых многоосновных кислот и сильных оснований. Рассуждая аналогично предыдущему случаю, можно записать для раствора К₂СО₃:

K₂CO₃ > 2K⁺ + CO₃^2-

H₂O OH^- + H⁺

HCO₃^- (Iстадия) В результате I стадии гидролиза в растворе накапливаются ионы ОН^-, подавляющие процесс диссоциации воды. Поэтому при нормальных условиях II стадия гидролиза становится мало вероятной:

2К⁺ + ОН^- + НСО₃^-

H₂O OH^- + H⁺

2К⁺ + 2ОН^- + Н₂СО₃ (IIстадия) Таким образом, гидролиз солей слабых многоосновных кислот и сильных оснований протекает по стадиям и обычно заканчивается на первой. Раствор соли слабой многоосновной кислоты и сильного основания характеризуется щелочной средой.

Соли слабой многоосновной кислоты и слабого миогокислотного основания. Рассуждаем аналогично предыдущим случаям. Для раствора А1₂(СО₃)₃ можно записать:

Al₂(CO₃)₃ > 2Al³⁺ + CO₃^2-

H₂O OH^- + H⁺ (I стадия).

AlOH²⁺ + HCO₃^- + Al³⁺ + 2CO₃^2-

Вторым этапом процесса будет связывание второго иона Al³⁺ в ион основной соли и еще одного иона СО₃^2- в НСО₃^-. На I стадии процесса не происходит заметного накопления в растворе ионов ОН^- и Н⁺. Поэтому II стадия гидролиза протекает беспрепятственно и оба процесса можно представить суммарным уравнением:

Al₂(CO₃)₃ > 2Al³⁺ + CO₃^2-

• 2 H₂O 2OH^- + 2H⁺ (I и IIстадии)
• 2 AlOH²⁺ + 2HCO₃^- + CO₃^2-

И в результате II стадии не возникает заметного сдвига концентраций Н⁺ или ОН^- в растворе, поэтому процесс диссоциации воды протекает беспрепятственно и обусловливает возможность течения следующих этапов гидролиза.

• 2 AlOH²⁺ + 2HCO₃^- + CO₃^2-
• 2 H₂O 2OH^- + 2H⁺ (III и IV стадии)
• 2 [Al (O)₂]⁺ + H₂CO₃ + 2HCO₃^-

В результате этих стадий не возникло заметного изменения концентраций Н⁺ или ОН^- в растворе, поэтому возможно продолжение гидролиза.

• 2 [Al (OH)₂]⁺ + H₂CO₃ + 2HCO₃^-
• 2 H₂O 2OH^- + 2H⁺ (V и VI стадии)
• 2 Al (OH)₃ + 3H₂CO₃

Таким образом, гидролиз солей слабых многоосновных кислот и слабых многокислотных оснований протекает сильнее, чем бинарных солей. В результате гидролиза могут образоваться продукты полного гидролиза соли. Стадия, до которой протекает гидролиз соли, определяется соотношением силы основания и кислоты.

Для характеристики гидролиза различных солей вводятся две величины. Константа гидролиза К_гидр равна в момент динамического равновесия отношению произведения концентраций продуктов гидролиза к произведению концентраций гидролизующихся ионов соли. Степень гидролиза б_гидр — отношение числа гидролизованных молекул соли к числу растворенных.

Константы гидролиза соли растут по мере уменьшения констант диссоциации кислот и оснований, образующихся в результате процесса. Следовательно, возрастает и количество гидролизованных молекул. Степень гидролиза соли возрастает по мере уменьшения констант диссоциации кислот и оснований, образующихся в результате процесса.

Пример 1. К раствору FeCl₃ добавляют раствор К₂СО₃. Определить полноту гидролиза.

Решение. Процесс гидролиза раствора FеС1₃ в сокращенной ионной форме изображается уравнением.

Fe³⁺ + H₂O FeOH²⁺ + H⁺

Последующие стадии процесса не идут.

В растворе К₂СО₃ гидролиз протекает по схеме.

CO₃^2- + H₂O HCO₃^- + OH^-

Таким образом, в результате гидролиза в растворах образуются в избытке противоположные по знаку ионы воды (Н⁺ и ОН^-). При смешивании растворов FeCl₃ и K₂CO₃ наступает взаимная нейтрализация ионов Н⁺ и ОН^-. Затруднения для гидролиза по последующим стадиям исчезают, и гидролиз солей слабого основания и сильной кислоты в смеси с солью сильного основания и слабой кислоты идет до конца:

FeOH²⁺ + H₂O Fe (OH)₂⁺ + H⁺

Fe (OH)₂ + H₂O Fe (OH)₃⁺ + H⁺

HCO₃^- + H₂O H₂CO₃ + OH^-

Образование осадка Fе (ОН)₃ в результате полного гидролиза FеС1₃ и непрочной кислоты Н₂СО₃ облегчает течение процесса. Следовательно, добавление к раствору гидролизующейся соли другой соли, при гидролизе которой создается иная кислотность, усиливает процесс гидролиза.

Разбавление раствора увеличивает вероятность столкновения ионов растворенного вещества с ионами воды, вследствие этого степень гидролиза растет. Константа гидролиза от разбавления раствора не зависит.

При нагревании раствора увеличивается энергия теплового движения и вероятность столкновения ионов соли с ионами воды. Константа диссоциации воды и ее ионное произведение, а, следовательно, степень гидролиза и константа гидролиза растут. Так, процесс гидролиза раствора хлорида железа, протекающий при нормальной температуре до I стадии, при нагревании может проходить по II и даже по III. Это обусловлено увеличением количества ионов FeOH²⁺, образующихся в результате гидролиза FeCl₃ и ростом концентрации ионов ОН^- в растворе, вследствие увеличения ионного произведения воды. Процессы гидролиза могут быть усилены или подавлены добавлением соединений, содержащих ионы гидроксила или водорода или веществ, подвергающихся гидролизу.

Пример 2. К раствору FеС1₃ добавляют NH₄C1. Определить изменение процесса гидролиза.

Решение. Процесс гидролиза FeCl₃ запишется так:

Fe³⁺ + H₂O FeOH²⁺ + H⁺

При растворении NH₄Cl осуществляется реакция.

NH₄⁺ + H₂O NH₄OH + H⁺

Прибавление хлорида аммония к раствору FeCl₃ повышает концентрацию ионов Н⁺ в растворе. Равновесие смещается влево и гидролиз обеих солей снижается. Таким образом, добавление в раствор гидролизующейся соли другой соли, гидролиз которой сопровождается образованием ионов воды, аналогичных возникающим при гидролизе первой, подавляет гидролиз.