Гидролиз солей. Водные растворы солей часто могут быть кислыми или щелочными в зависимости о природы кислоты и основания из которых образована соль

Водные растворы солей часто могут быть кислыми или щелочными в зависимости о природы кислоты и основания из которых образована соль. Кислотность или щелочность водных растворов солей обусловлена протеканием в них реакции гидролиза. Гидролиз соли — это реакция взаимодействия соли с водой, приводящая, в зависимости от природы соли, к образованию кислоты и основания. Таким образом, гидролиз – это процесс, обратный нейтрализации (реакции между кислотой и основанием с образованием воды, сопровождающийся выделением теплоты). Гидролиз солей, как правило, сопровождается изменением рН их водных растворов.

нейтрализация —&gt .

ΔН &gt . 0 . кислота + основание &lt .————&gt . соль + вода . ΔН &lt . 0.

&lt .— гидролиз

Так как большинство солей – сильные электролиты и находятся в водном растворе в виде ионов, то уравнения реакции гидролиза можно записать как реакцию между ионами, образующими соль, и молекулами воды.

Гидролиз – обратимый процесс, и поэтому только часть молекул соли, присутствующих в растворе, подвергается гидролизу. Показателем глубины протекания гидролиза является степень гидролиза (ß), представляющая собой отношение концентрации гидролизованных молекул (С_гидр) к исходной концентрации молекул электролита (С):

ß = С_гидр/С.

Степень гидролиза, как правило, невелика, причина этого заключается в том, что один из участников реакции – вода является очень слабым электролитом. Поэтому положение равновесия реакции гидролиза сильно смещено в сторону исходных веществ. Степень гидролиза увеличивается с разбавлением раствора и с повышением температуры, поскольку гидролиз – процесс эндотермический.

Степень гидролиза соли зависит от того, насколько слабыми электролитами являются образующие соль основание и кислота. Кроме того, если в результате гидролиза образуются, например, летучие вещества, равновесие смещается вправо и гидролиз может пойти практически до конца.

Если рассматривать соли как продукты взаимодействия кислот с основаниями, то природа продуктов реакции и величина рН получающегося при растворении соли в воде раствора, зависит от сочетания силы кислоты и основания, образующих соль, поэтому возможны четыре варианта гидролиза солей.

1. Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием (NaCl, K₂SO₄, NaNO₃ и др.). Такие соли не подвергаются гидролизу, т.к. не взаимодействуют с водой с образованием слабых электролитов, и их растворы нейтральны (рН = 7).

2. Соли, образованные слабой кислотой и сильным основанием (KCN, CH₃COONa, Na₂CO₃ и др.). Гидролиз такой соли рассмотрим на примере цианида натрия. В системе, состоящей из NaCN и воды, происходят следующие процессы диссоциации:

NaCN = Na⁺+ CN^—

H₂O « OH^—+ H⁺

В этом случае происходит связывание ионов Н⁺с ионами CN^— в молекулы очень слабой синильной кислоты (HCN). В результате в растворе увеличивается концентрация ионов ОН^—, т.к. произведение [H⁺][OH^—] – величина постоянная. Поэтому раствор проявляет щелочные свойства (рН &gt . 7). Уравнение гидролиза этой соли имеет вид:

NaCN + H₂O «NaOH + HCN.

В ионной форме: Na⁺+ CN^—+ H₂O «Na⁺+ OH^—+ HCN.

В сокращенной ионной форме: CN^—+ H₂O «OH^—+ HCN.

Запишем выражение для константы равновесия реакции гидролиза:

K_c =

или в общем виде для реакции гидролиза аниона слабой кислоты (HA):

A- + H₂O «OH^—+ HA

K_c = .

Так как концентрация воды при гидролизе изменяется очень мало, то принимаем ее постоянной и умножая на константу равновесия получим константу гидролиза (К_г):

K_c[H₂O] = К_г = .

Умножая числитель и знаменатель на равновесную концентрацию ионов водорода, получаем:

К_г = .

Как указывалось ранее [H⁺][OH^—] = К_Н2О, а отношение является константой диссоциации К_д слабой кислоты НА. Таким образом, константа гидролиза равна отношению ионного произведения воды и константы диссоциации слабого электролита:

К_г = К_Н2О/К_д. (2.5)

Гидролиз солей многоосновных слабых кислот идет обычно в несколько стадий, и продуктами гидролиза являются кислые соли. Например, гидролиз карбоната калия идет в две стадии:

1. K₂CO₃ + H₂O «KHCO₃ + KOH

В ионной форме: 2K⁺+ CO₃^2-+ H₂O «K⁺+ HCO₃^—+ K⁺+ OH^—

В сокращенной ионной форме: CO₃^2-+ H₂O «HCO₃^—+ OH^—

2. KHCO₃ + H₂O «H₂CO₃ + KOH

В ионной форме: K⁺+ HCO₃^—+ H₂O «H₂CO₃ + K⁺+ OH^—

В сокращенной ионной форме: HCO₃^—+ H₂O «H₂CO₃ + OH^—.

Степень гидролиза от первой стадии к последующей уменьшается.

В результате гидролиза солей, образованных слабой кислотой и сильным основанием их растворы обнаруживают щелочную реакцию (рH &gt . 7).

3. Соли, образованные сильной кислотой и слабым основанием (ZnCl₂, Al₂(SO₄)₃, Cu(NO₃)₂). Гидролиз такой соли рассмотрим на примере хлорида аммония:

NH₄Cl = Cl^—+ NH₄⁺

H₂O «H⁺+ OH^—

В этом случае происходит связывание ионов ОН^—ионами NH₄⁺ в молекулы слабого основания NH₄OH. В растворе преобладают ионы Н⁺и проявляются кислотные свойства (рН &lt . 7).

Уравнение гидролиза: NH₄Cl + H₂O «NH₄OH + HCl.

В ионной форме: NH₄⁺+ Cl^—+ H₂O «NH₄OH + H⁺+ Cl^—.

В сокращенной ионной форме: NH₄⁺+ H₂O «NH₄OH + H⁺.

В выражение для константы гидролиза (2.5) в этом случае входит константа диссоциации слабого основания.

Гидролиз солей многовалентных металлов протекает по стадиям. На первой стадии образуется основная соль. Например, гидролиз ZnCl₂ идет в две стадии:

1. ZnCl₂ + H₂O «Zn(OH)Cl + HCl

В ионной форме: Zn²⁺+ 2Cl^—+ H₂O «Zn(OH⁺)+ H⁺+ 2Cl^—

В сокращенной форме: Zn²⁺+ H₂O «(ZnOH⁺)+ H⁺

2. Zn(OH)Cl + H₂O «Zn(OH)₂ + HCl

В ионной форме: Zn(OH⁺) + Cl^—+ H₂O «Zn(OH)₂ + H⁺+ Cl^—

В сокращенной ионной форме: Zn(OH⁺)+ H₂O «Zn(OH)₂ + H⁺.

Следовательно, растворы солей, образованных сильной кислотой и слабым основанием имеют кислотную реакцию (рН &lt . 7).

4. Соли, образованные слабой кислотой и слабым основанием (NH₄CN, CH₃COONH₄). Такие соли подвергаются гидролизу наиболее полно:

NH₄CN = NH₄⁺ + CN^—

H₂O «OH^— + H⁺

В этом случае образуются одновременно молекулы слабых электролитов NH₄OH и HCN и происходит связывание как ионов Н⁺, так и ионов ОН^—. Раствор будет проявлять слабокислотные или слабощелочные свойства в зависимости от того, кислота или основание имеет более высокое значение константы диссоциации.

Раствор NH₄CN имеет слабощелочную реакцию, так как константа диссоциации NH₄OH больше, чем у HCN (см. таблицу 3 приложения).

Уравнение гидролиза: NH₄CN + H₂O «NH₄OH + HCN.

В ионной форме: NH₄⁺+ CN^—+ H₂O «NH₄OH + HCN.

Совместный гидролиз солей. При совместном присутствии в растворе двух солей, одна из которых образована слабой кислотой, а другая – слабым основанием, идет взаимное усиление гидролиза каждой из них, ибо ионы Н⁺ и ОН^— образуют молекулу слабого электролита Н₂О.

Например, нитрат алюминия Al(NO₃)₃ – соль, образованная слабым основанием, гидролизуется следующим образом:

Al³⁺ + Н₂О «AlOH²⁺ + H⁺.

Карбонат натрия Na₂СO₃ — соль, образованная слабой кислотой, гидролизуется следующим образом:

CO₃^2-+ H₂O «HCO₃^—+ OH^—.

При сливании растворов этих солей гидролитическое равновесие сдвигается вправо и гидролиз каждой из взятых солей идет до конца.

Молекулярное уравнение:

2Al(NO₃)₃ + 3Na₂СO₃+ 3Н₂О = Al(OH)₃ ¯+ 3CO₂­+ 6КNO₃

Ионно-молекулярное уравнение:

2Al³⁺ + 3CO₃^2-+ 3Н₂О = Al(OH)₃ ¯+ 3CO₂­

Процессы гидролиза имеют большое значение на практике. Так, при процессах гидратации и твердения портландцемента, широко используемого в строительстве, идет реакция гидролиза соли – двухкальциевого силиката Са₂SiO₄. Эта соль образована слабой ортокремниевой кислотой H₄SiO₄ и основанием средней силы – гидроксидом кальция Ca (OH)₂. Гидролиз протекает по стадиям:

Са₂SiO₄ + 2H₂O «Са₃ (HSiO₄)₂ + Ca(OH)₂

Са₃ (HSiO₄)₂+ 2H₂O «2СаH₂SiO₄ + Ca(OH)₂

2СаH₂SiO₄+ 2H₂O «Са(H₃SiO₄)₂ + Ca(OH)₂

Са(H₃SiO₄)₂+ 2H₂O «2H₄SiO₄ + Ca(OH)₂

Процесс гидролиза практически заканчивается на первой – второй стадии. Образующийся в результате гидролиза гидроксид кальция создает щелочную среду в порах цемента и тем самым обеспечивает коррозионную устойчивость и целостность стальной арматуры в железобетоне.

Вопросы для самоконтроля.

1. Каков механизм электролитической диссоциации? Как зависит этот процесс от характера связей в молекуле и диэлектрической проницаемости растворителя?

2. Дайте определение кислоты, гидроксида и соли с точки зрения электролитической диссоциации.

3. Чем отличаются сильные и слабые электролиты?

4. Что такое константа диссоциации электролита и о чем можно судить по ее величине?

5. Какова зависимость между степенью диссоциации, константой диссоциации и концентрацией раствора слабого бинарного электролита?

6. Что называется активностью и коэффициентом активности сильного электролита?

7. Как влияет на равновесие электролитической диссоциации ведение в раствор электролита одноименного иона?

8. В чем особенности ионных равновесий в растворах амфотерных электролитов?

9. Что такое «произведение растворимости»? Как оно связано с растворимостью?

10. Что такое ионное произведение воды и водородный показатель?

11. В каком случае имеет место гидролиз солей?

Дополнительная литература:

1. Глинка Н.Л. Общая химия, М . Интегралл-Пресс, 2002, гл. 8, §§ 8.1 – 8.12.

2. Коровин Н.В. Общая химия, М . Высшая школа, 2002, гл. 8, §§ 8.4 – 8.6.