Лекция №12: Гидролиз солей

Гидролизом солей является процесс химического взаимодействия солей с водой. Таким образом, гидролизом называют взаимодействие вещества с водой, при котором составные части вещества соединятся с составными частями воды. Например, следующие реакции являются реакциями гидролиза:

KCN+H₂O=HCN+KOH

AlCl₃+H₂O=Al(OH)Cl₂+HCl

Гидролизу подвергаются следующие соли, образованные:

а) слабой кислотой и слабым основанием;

б) слабой кислотой и сильным основанием;

в) сильной кислотой и слабым основанием.

Соли же, образованные сильной кислотой и сильным основанием, не гидролизуются, а процесс нейтрализации в этом случае сводится к следующему:

Н⁺+ОН^- = Н₂О. Следует учитывать, что обратная реакция диссоциации воды на ионы протекает в мизерной степени.

Слабыми кислотами являются: HNO₂, H₂SO₃, H₂O₂, CH₃COOH, H₂SiO₃, HF, H₂CO₃, HCN, H₂S, H₃PO₄, NH₄OH. Сильными кислотами являются: HNO₃, H₂SO₄, HCl, HBr, HJ, НClO₄, НMnO₄. Cильными основаниями являются все щелочи кроме NH₄OH (например КОН, NaOH, Ba(OH)₂, Ca(OH)₂).

Рассмотрим подробнее основные три случая гидролиза солей:

1. Гидролиз соли, образованной слабой кислотой и сильным основанием (на примере ацетата натрия):

CH₃COONa+H₂O=CH₃COOH+NaOH

CH₃COO ^- +H₂O=CH₃COOH+OH^-

В данном случае гидролизуется анион соли, а реакция сопровождается образованием ионов ОН^-. Реакция среды – щелочная.

2. Гидролиз соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой:

NH₄NO₃+H₂O=NH₄OH+HNO₃

NH₄⁺+H₂O=NH₄OH+H⁺

Здесь гидролизуется катион соли и реакция сопровождается образованием ионов Н⁺. Реакция среды – кислая.

3. Гидролиз соли, образованной слабой кислотой и слабым основанием:

Na₂CO₃+H₂O=NaHCO₃+NaOH I ступень

CO₃^2- +H₂O=HCO₃^- +OH^-

NaHCO₃^- +H₂O=H₂CO₃+OH^- II ступень

HCO₃^- +H₂O=H₂CO₃+OH^-

Здесь гидролиз идёт и по катиону, и по аниону.

4. Соль, образованная сильной кислотой и сильным основанием, не гидролизуется:

KNO₃+H₂O¹

KClO₄+H₂O¹

Гидролизу подвергается не вся соль, а лишь её часть, т.е. в растворе устанавливается равновесие между солью и образующими её кислотой и основанием. Поэтому часть вещества, подвергающаяся гидролизу, характеризуется степенью гидролиза. Степень гидролиза зависит от константы равновесия, температуры и концентрации соли, а также от её природы. Природа соли проявляется в величине константы гидролиза соли.

Константа гидролиза соли К_г характеризует способность данной соли подвергаться гидролизу. Чем больше К_г, тем в большей степени протекает гидролиз (при постоянстве Т и концентрации соли).

Константа гидролиза соли, образованной слабой кислотой и сильным основанием, равна:

К_г= , где К_{кислоты} – константа диссоциации кислоты. Анализ уравнения показывает, что чем слабее кислота, тем в большей степени подвергаются гидролизу её соли.

Константа гидролиза соли, образованной сильной кислотой и слабым основанием, равна:

К_г= , где К_{основания} – константа диссоциации основания. Анализ уравнения показывает, что чем слабее основание, тем в большей степени подвергаются гидролизу им образованные соли.

Константа гидролиза соли, образованной слабой кислотой и слабым основанием, равна:

К_г= .

Зависимость степени гидролиза от концентрации соли проявляется в том, что с разбавлением раствора степень гидролиза растёт. Влияние температуры на степень гидролиза вытекает из рассмотренного ранее принципа Ле Шателье: степень гидролиза растёт с повышением температуры. Поэтому для ослабления гидролиза растворы необходимо хранить концентрированными и при низких температурах. Для солей, образованных сильной кислотой и слабым основанием, фактором подавления гидролиза является подкисление раствора, а в случае соли, образованной слабой кислотой и сильным основанием, таковым фактором является подщелачивание раствора.

Процесс гидролиза может протекать ступенчато, например, для соли, образованной слабой многоосновной кислотой и слабым основанием многовалентного металла:

Na₂CO₃+H₂O=NaHCO₃+NaOH I ступень

CO₃^2- +H₂O=HCO₃^- +OH^-

NaHCO₃^- +H₂O=H₂CO₃+OH^- II ступень

HCO₃^- +H₂O=H₂CO₃+OH^-

Как видно из уравнения реакции гидролиза, в первой ступени образуется гидрокарбонат ион, диссоциация которого характеризуется второй константой диссоциации угольной кислоты, а во второй ступени происходит гидролиз кислой соли с образованием угольной кислоты, диссоциацию которой характеризует первая константа её диссоциации. Поэтому можно связать константу гидролиза по первой ступени К₁ со второй константой диссоциации кислоты К_{2 кисл}, а константу гидролиза по второй ступени К₂ с первой константой диссоциации кислоты К_{1 кисл}:

К₁= >К₂= .

Гидролиз по первой ступени всегда протекает в большей степени, чем по второй. Аналогично протекает гидролиз соли, образованной слабым основанием многовалентного металла.

Особенно глубоко протекает гидролиз соли, образованной слабой кислотой и слабым основанием, т.к. константа гидролиза для этого случая обратно пропорциональна произведению констант диссоциации кислоты и основания, т.е. её значение крайне велико.

Согласно протонной теории кислот и оснований гидролиз можно представить как частный случай кислотно-основного равновесия: протон переходит от молекулы воды к данному иону или от данного иона к молекуле воды. Примером может служить гидролиз иона аммония:

NH₄⁺+H₂O= H₃О⁺+NH₃.