Гидролиз по катиону в химии

• Бинарные соли, образованные катионом слабого основания и анионом слабой кислоты, гидролизуются и по катиону и по аниону. Уравнение обратимой реакции гидролиза в ионном виде запишется:
• Kt+ + An- + H2O Û KtOH + HАn
• Константа гидролиза этого процесса равна:

Вывод формул для вычисления Кгидр, hгидр, [Н+], рН осуществляется аналогично ранее рассмотренным случаям.

1. Константа гидролиза — Кгидр

Для вывода формулы Кгидр преобразуем выражение (IV.22), введя в него табличные величины констант ионизации электролитов, образующихся при гидролизе. Для процессов ионизации слабых электролитов KtOH и HАn:

KtOН Û Kt+ + OH- HАn Û Н+ + Аn-

Константы ионизации соответственно равны:

Проведя преобразования как и в предыдущих случаях, получим:

Подставив в выражение (IV.25) уравнения (IV.23) и (IV.24), записываем формулу, позволяющую вычислить константы гидролиза, используя табличные значения констант ионизации слабых электролитов, образующихся при гидролизе.

Т.е. константа гидролиза солей, образованных катионом слабого основания и анионом слабой кислоты, равна отношению ионного произведения воды к произведению констант ионизации образующихся при гидролизе слабых электролитов.

2. Степень гидролиза — hгидр

Как и в предыдущих случаях, подставим в уравнение для константы гидролиза (IV.22) концентрации прогидролизовавшейся части соли и той ее части, которая осталась непрогидролизованной, т.е.: [KtOH] = [HАn] = Сгидр = Ссоли × hгидр;

[Kt+] = [Аn-] = Ссоли — Сгидр. = Ссоли — Ссоли · hгидр = Ссоли (1 — hгидр),

По катиону и аниону соли гидролизуются в значительной степени и значением hгидр в знаменателе пренебречь нельзя.

3. Концентрация ионов водорода [Н+] и рН растворов.

В результате реакции гидролиза рассматриваемого типа образуются слабое основание и слабая кислота:

Kt+ +An- + Н2O Û KtOH +HАn

Реакция среды в данном случае обусловлена сравнительной силой образующихся при гидролизе электролитов. Формулу для вычисления концентрации ионов водорода с точностью, достаточной для практических целей, можно вывести из уравнения для константы гидролиза (IV.22):

т.к. [KtOH] = [HАn], а [Kt+] = [An-] = Ссоли – [HАn] ≈ Ссоли, то после подстановки этих величин в формулу (IV.22) и некоторых преобразований получим:

Из уравнения для константы ионизации слабой кислоты HАn выразим равновесную концентрацию кислоты:

; ,

т.к. концентрация анионов в растворе приблизительно равна концентрации соли [An-] ≈ Ссоли, то (IV.29)

Подставив значение (IV.29) в выражение для константы гидролиза (IV.22), запишем уравнение:

1. .
2. Сокращаем дробь и получаем величину концентрации ионов водорода:
3. ; ;
4. (IV.30)

Из полученной формулы видно, что концентрация ионов водорода в растворах солей, гидролизующихся по катиону и аниону, не зависит от концентрации соли, а зависит от соотношения констант ионизации кислоты и основания, образующихся при гидролизе, т.е. от их сравнительной силы.

• Для того чтобы получить выражение для вычисления рН растворов, прологарифмируем уравнение (IV.30) и поменяем знаки на противоположные:
• ;
• ;
• (IV.31)
• Выводы:
• Формулы для расчета констант гидролиза бинарных солей:
• (по Kt+); (по Аn-),
• (по Kt+ и Аn-)
• Формулы для расчета степени гидролиза — hгидр:
• (по Kt+); (по Аn-)
• (по Kt+ и Аn-) или (по Kt+ и Аn-)
• Формулы для расчета концентрации ионов водорода [Н+] и рН:
• (по Kt+) (по Kt+);
• (по Аn-) (по Аn-);
• (по Kt+ и Аn-) (по Kt+ и Аn-)

Источник: https://megaobuchalka.ru/2/12687.html

Гидролиз солей

 
Гидролиз — это взаимодействие солей с водой. Многие думают, что гидролиз — это когда в условии написано «прилили воду».  И это тоже ???? Но если нам дан раствор соли, то это значит, что эта самая соль уже вступила во взаимодействие с водой.

Вот стоит стакан с раствором какой-то соли. Если очень повезет, то раствор может быть даже цветным. Соль в растворе находится в виде ионов — т.е. она уже провзаимодействовала с водой — продиссоциировала на ионы.

Тема гидролиза довольно обширная и в данном курсе мы рассмотрим ее только в формате подготовки к ЕГЭ. Поступите в ВУЗы, будете изучать степени гидролиза, константы и т.д.

Любая соль состоит из двух составляющих — катиона (металла, например) и аниона — кислотного остатка. Классический пример образования соли — взаимодействие основания и кислоты.

• основание + кислота = соль + H2O
• 
• Давайте рассмотрим эту схему на конкретных примерах
•  
   Слабые кислоты:
   

• H2S — сероводородная кислота. Считается слабой, т.к. плохо растворима в воде — легко улетучивается из раствора, ее запах тухлых яиц ни с чем не перепутаешь! ???? Она очень слабо диссоциирует на ионы.
• H2CO3 — угольная кислота. Тоже слабая, неустойчивая кислота, очень быстро распадается на CO2 и H2O
• H2SiO3 — кремниевая кислота. Ну это вообще твердое вещество.
• Все органические кислоты считаются слабыми

 
Слабые основания:
 

• мало- и нерастворимые гидроксиды (см. таблицу растворимости)
• NH4OH — cлабое основание, т.к. легко разлагается на NH3 (улетучивается из раствора) и H2O

1. pH — водородный показатель — показатель количества ионов водорода H(+) в растворе
2. 
3. 1.1 Соль образована сильным основанием и сильной кислотой
4. NaCl — соль образована сильным основание NaOH и сильной кислотой HCl.
5. Такие соли не гидролизуются, нейтральная среда раствора, pH примерно = 7
6. 1.2 Соль образована сильным основанием и слабой кислотой
7. Na2S — соль образована сильным основанием NaOH и слабой кислотой H2S.
8. Давайте посмотрим, что происходит при взаимодействии такой соли с водой:
9. Na2S + H2O =2NaOH + H2S
10. В ионном виде:
11. 2Na(+) + S(-2) + H2O =2Na(+) + 2OH(-) + H2S — полное ионное уравнение
    в растворе остались ионы Na(+) и OH(-) — щелочная среда, pH>7
12. Это гидролиз по аниону
13. 2.1 Соль образована слабым основанием и сильной кислотой
14.  
    CuCl2 — соль образована нерастворимым в воде основанием Cu(OH)2 и сильной кислотой HCl
15. CuCl2 + H2O = Cu(OH)2 ↓ + 2HCl
16. В ионном виде:
17. Сu(2+) +2Cl(-) + H2O = Cu(OH)2↓ + 2H(+) + 2Cl(-) — полное ионное уравнение
18. в растворе остались ионы H(+) и Cl(-) — кислая среда, pH

Источник: https://distant-lessons.ru/ximiya/gidroliz-solej

Гидролиз солей, содержащих многозарядные катионы и анионы

Гидролиз солей качественно можно рассматривать как результат ион-дипольного взаимодействия ионов соли с их гидратной оболочкой (диполями воды) и упрощенно представить следующими схемами:

Ktn+ + НОН → KtOH(n–1)+ + Н+;
Anm– + НОН → HAn(m–1)– + OН–.

Гидролиз обусловлен образованием малодиссоциирующих частиц HAn(m–1)– и KtOH(n–1)+. Чем больше заряд и меньше радиус ионов соли, тем сильнее их электростатическое взаимодействие с водой, слабее диссоциация образующихся частиц KtOH(n–1)+ и HAn(m–1)– и в большей степени происходит гидролиз.

Влияние на молекулы воды невелико у катионов щелочных и щелочноземельных металлов, однозарядных анионов Cl–, Br–, I–, NO3– , у некоторых двухзарядных анионов, например SO42–, поэтому соли, образованные такими частицами, гидролизу не подвергаются. Большинство остальных многозарядных ионов (анионы слабых кислот и катионы слабых оснований) подвержены сильному гидролизу, который протекает в несколько стадий, ступенчато.

• Рассмотрим в качестве примеров гидролиз солей, содержащих многозарядный катион (AlСl3) и многозарядный анион (Na2CO3).
• Гидролиз по катиону соли слабого основания и сильной кислоты (AlCl3).
• Между малым по размеру, но имеющим большой заряд катионом алюминия Аl+3 и молекулами воды происходит интенсивное ион-дипольное взаимодействие, приводящее к деформации молекул воды и последующей диссоциации:
• Аl+3 + НОН ↔ АlОН+2 + Н+,
• или в молекулярной форме:
• AlCl3 + HOH ↔ Al(OH)Cl2 + HCl.

Гидролиз по второй и последующим ступеням практически не происходит из-за накопления в растворе ионов Н+, которые подавляют этот процесс. Поэтому при растворении соли АlCl3 в воде не происходит образование осадка Аl(ОН)3.

1. Гидролиз по аниону соли сильного основания и слабой кислоты (Na2CO3).
2. Подобным образом может происходить и гидролиз многозарядного аниона. Только в этом случае в растворе накапливаются не ионы Н+, а ионы ОН–:
3. СО32– + НОН ↔ НСО3– + ОН–;
   Na2CO3 + НОН ↔ NaHCO3 + NaOH (первая ступень).

Как и в предыдущем случае, гидролиз по второй ступени практически не происходит из-за накопления в растворе ионов ОН–, которые подавляют этот процесс. Поэтому при растворении в воде соды Na2CO3 углекислый газ не выделяется.

Гидролиз по катиону и по аниону соли слабого основания и слабой кислоты (Al2S3).

Гидролиз в данном случае протекает довольно интенсивно. Образующиеся при гидролизе ионы Н+ и ОН– связываются в молекулы воды, что усиливает гидролиз по аниону и катиону.
Если же продукты гидролиза уходят из сферы реакции (образуется осадок или выделяется газ), то гидролиз может протекать практически необратимо, приводя к полному разложению соли:

Al2S3 + 6НОН = 2Аl(ОН)3↓ + 3H2S↑.

Поэтому такие соли просто не могут существовать в водном растворе. В таблице растворимости об этом свидетельствует прочерк в соответствующей клетке, например для Аl2(СO3)3, Fe2S3, Cr2(SO3)3.
По этой же причине, смешивая водные растворы хлорида алюминия и сульфида калия, нельзя получить осадок сульфида алюминия:

• 2AlCl3 + 3K2S + 6Н2O = 2Al(OH)3↓ + 3H2S↑ + 6KCI;
  2Al3+ + 3S2– + 6Н2O = 2Al(OH)3↓ + 3H2S↑.
• Соли такого типа из-за полного гидролиза нельзя получить в растворах, часто их получают при непосредственном взаимодействии металла и неметалла:
• 2Al + 3S =t Al2S3.

Источник: http://abouthist.net/mezhmolekulyarnoe-vzaimodejstvie/gidroliz.html

ПОИСК

    Константы гидролиза и степень гидролиза можно рассчитать, исходя из данных о ионном произведении воды и константы диссоциации образующегося в результате гидролиза слабого основания или слабой кислоты.

Константу гидролиза солей одновалентных катиона и аниона Кг можно вычислить по формулам  [c.105]

    Соль, образованная катионом слабого основания и анионом слабой кислоты, подвергается гидролизу по катиону и по аниону.

Примером служит процесс [c.266]

    Катионы сильных оснований N3+, a +, Ва + и анионы сильных кислот С1, 505 не принимают участия в этих реакциях, поскольку не могут образовать с ионами воды и ОН малодиссоциированных соединений. Таким образом, водные растворы уксуснокислых солей (ацетатов), образованных сильными основаниями, имеют щелочную реакцию, а растворы аммониевых солей сильных кис лот — кислую реакцию. В случае ацетата аммония и катион, и анион принимают участие в реакции гидролиза, однако раствор сохраняет нейтральную реакцию, так как образующиеся уксусная кислота и гидроксид аммония — электролиты равной силы (с. 127), В других случаях, например при гидролизе NH4 N, для определе ния характера раствора необходимо сопоставить константы диссоциации слабого основания и слабой кислоты, образующихся при гидролизе соли. [c.130]

    Если соль образована катионом слабого основания и анионом сильной кислоты, то происходит гидролиз по катиону. Примером служит процесс — « [c.266]

    Гидролиз солей происходит лишь в тех случаях, когда ионы, образующиеся в результате электролитической диссоциации соли — катион, анион, или оба вместе,— способны образовывать с ионами воды и ОН малодиссоциированные сочетания. Гидролизу подвергаются соли, образованные  [c.65]

происходит обменная реакция между водой и растворенным веществом, приводящая к образованию слабодиссоциирующих или малорастворимых соединений.

В частности, карбонаты щелочных металлов в растворах подвергаются гидролизу, основное направление гидролиза описывается уравнением  [c.73]

    В соответствии с принципом Ле Шателье гидролиз по катиону (аниону) усиливается (А увеличивается) при добавлении к раствору соли основания (кислоты). [c.134]

    Чтобы усилить гидролиз соли, образованной анионом слабой кислоты и катионом сильного основания, необходимо связать полученные в процессе гидролиза свободные ионы гидроксила кислотой.

Прибавление кислоты приводит к нейтрализации КОН, и динамическое равновесие сдвигается вправо, т. е. гидролиз усиливается. Если к раствору гидролизующейся соли типа K N прибавить основание, гидролиз замедляется.

 [c.188]

    Чтобы усилить гидролиз соли, образованной анионом слабой кислоты и катионом сильного основания, необходимо связать свободные ионы гидроксила, получающиеся в процессе гидролиза  [c.82]

    Гидролиз — обменная реакция между веществом и водой. Ме.ханизм гидролиза для разных типов соединений различен и изучен недостаточно. Гидролиз солей можно рассматривать или как результат поляризационного взаимодействия ионов с их гидратной оболочкой, или как результат взаимодействия ионов соли с ионами воды. Различают гидролиз по катиону и гидролиз по аниону. [c.176]

    При больщих разбавлениях (рс>5) в случае, когда 2рАстепени гидролиза соли по катиону (если рАд>рА ,) или по аниону (если рАд гидролиз соли определяется более слабым электролитом, образующим соль, т.е.

В области достаточно высоких концентраций (рс= 1 — 3) на степень гидролиза влияет ионная сила раствора, что приводит к снижению /г с возрастанием концентрации. [c.21]

    При 2рА5, если рКа>рК/у, степени гидролиза солей по катиону практически равны нулю, а степени гидролиза солей по аниону определяют, как при гидролизе соли, образованной катионом сильного основания и анионом слабой кислоты, по номограмме на рис. 2.10, исходя из значений рАд и рс. Если рКастепени гидролиза солей по аниону практически равны нулю, а степени гидролиза по катиону находят по той же номограмме, исходя из значений рК , и рс. [c.22]

    Приближенные формулы действительны при (/( с)диссоциация слабой кислоты), (диссоциация слабого основания).

Кг (или /(в/ до, гидролиз соли по катиону), К (или А в/ дк> гидролиз соли по аниону), Л к (протолиз слабой кислоты). Ко (или KJK , протолиз слабого основания).

О процессах электролитической диссоциации, гидролиза и протолиза — см. рубрики соответствующих констант. [c.216]

    Таким образом, гидролиз хорошо растворимой и нормально диссоциированной соли должен увеличиваться по мере усиления поляризующего действия ее ионов.

В частности, при заданном анионе он будет протекать тем полнее, чем больше заряд катиона и меньше его радиус.

    Гидролиз по катиону (аниону) усиливается при добавлении к раствору соли основания (кислоты). [c.139]

    Потому что 1) гидролизуются и катион и анион соли 2) анион гидролизуется в большей степени 3) константа диссоциации гидроксида аммония больше, чем константа диссоциации гидросульфид-иона. [c.228]

    Гидролиз солей, образованных слабым основанием и слабой кислотой.

Соли этого типа легче других подвергаются гидролизу, так как одновременно связываются ионы Н+ и 0Н , сдвигая равновесие диссоциации воды.

В зависимости от зарядности катиона и аниона при гидролизе солей, образованных слабым основанием и слабой кислотой, могут образоваться слабое основание и слабая кислота  [c.221]

    Процесс ступенчатого гидролиза соли слабого основания и слабой кислоты, образованной многозарядным катионом и однозарядным анионом, может иллюстрироваться реакциями [c.206]

    По этой схеме можно рассматривать диссоциацию уже готовой катионной кислоты, т1 е. гидролиз соли основания в различных растворителях, но не влияние растворителя на диссоциацию основания.

Из этой схемы вытекает ложное следствие, что диссоциация основания происходит за счет взаимодействия его с растворителем с образованием ионов лиония М№, а не за счет взаимодействия с молекулами растворителя с образованием ионов лиата (М — Н ).

Диссоциация основания в водном растворе зависит от константы кислотности молекул Н.2О или константы основности иона ОНа не от константы кислот- ности иона НдО» или константы основности молекулы Н О, как это имеет место в случае незаряженных или анионных кислот. [c.298]

    Гидролиз солей, или их обменное взаимодействие с водой, происходит лишь в тех случаях, ко1 да ионы, образующиеся в результате электролитической диссоциации соли, — катион, анион или оба вместе — способны образовывать с нонами нод1>1 Н и ОН малодиссо,циированные соединения. Гидро.лизу подвергаются соли, образованные а) слабыми кислотами и сильными основаниями б) слабыми основаниями и сильными кислотами и в) слабыми кислотами и слабыми основаниями. [c.129]

    Учтите, что красная окраска лакмуса указывает на кислую реакцию раствора (наличие в растворе ионов Н ). Это случай, когда соль гидролизуется по катиону или же диссоциирует кислая соль сильной кислоты, например KHSO,, при диссоциации которой образуются ионы Н .

Синяя окраска лакмуса свидетельствует о ш елочной среде, что возможно при гидролизе соли по аниону. Фиолетовую окраску лакмус имеет в нейтральной среде.

Это возможно, если соль, образованная слабой кислотой и слабым основанием (мало различаюш имися по силе), гидролизуется одновременно по катиону и аниону или же соль гидролизу не подвергается. [c.202]

    Если рАд рАй, с уменьщепием концентрации одна из степеней гидролиза (по катиону или аниону, в зависимости от соотношения рАд и рА» ,) возрастает, а вторая — понижается. Поэтому степени гидролиза соли по катиону и аниону определяют по различным номограммам. Номограмма на рис. 2.

13 предназначена для установления степени гидролиза соли по катиону при условии рАдстепени гидролиза соли по аниону, когда рАд >рА . Номограмма на рис. 2.

    В приложении 8 приведено содержание недиссоциированных молекул слабой кислоты и слабого основания в 0,1 н., 0,01 н. и 0,001 и. растворах солей, образованных анионами слабых кислот и катионами слабых оснований при изменении значений рКа и р/Сь в пределах постоянной суммы р/Са и р/Сь.

Расчеты по приближенным формулам показывают, что степень гидролиза соли слабой кислоты и слабого основания не зависит от концентрации. Однако данные приложения 8, полученные путем расчетов по полному уравнению гидролиза, показывают, что это не так.

Из приложения 8 видно, что содержание недиссоциированных молекул слабой кислоты и слабого основания в растворе соли (соответствующие степени гидролиза соли по аниону и катиону) не зависит от концентрации только в том случае, если р/Са = р/Сь. Прп этом степени гидролиза соли по катиону и аниону равны.

Если р/Са ф р/Сь, с уменьшением концентрации степень гидролиза соли по катиону и аниону изменяется разница, однако, тем больше, чем больше р/Са отличается от рКь- Степени гидролиза соли по катиону и аниону мало различаются и незначительно изменяются с разбавлением в случае дифференцированно титрующихся смесей, так как р/Са и рКь не могут очень сильно различаться. Поэтому независимо от концентрации титруемого раствора сумма р/Са и рКь, допускающая анализ указанных смесей кислотного или основного характера, должна быть s l2 или 16. [c.155]

    В п )оцессе гидролиза солей, образованных слаб1)Ши основаниями и слабыми кислотами, прир[имают участие оба иоиа, т, е. катион основания и анион кислоты. Рассмотрим некоторые отделр,-ные случаи. [c.137]

    Если соль содержит однозарядный катион (анион) и многоза-рядный анион (катион), то возможен ступенчатый гидролиз. Так, образующиеся в результате первой ступени гидролиза по аниону кислые соли могут подвергаться дальнейшему взаимодействию с водой.

Однако вторая и последующие ступени гидролиза выражены менее сильно. Это обусловлено уменьшением константы диссоциации при переходе от К к К2, от /< 2 к /Сз и т. д. Например, поскольку ион НСОз диссоциирует слабее, чем Н2СО3, то он и [c.

267]

В растворах этих солей менее диссоциированное соединение образуется в результате присоединения одного гидроксид-иона к иону металла.

Учитывая, что нон АР+ в растворе гидратирован, первую стадию гидролиза можно выразить уравнением [c.270]

    Ступенчатый гидролиз. Если соль содержит однозарядный катион (анион) и многозарядный анион (катион), то возможен ступенчатый гидролиз. Так, образующиеся в результате первой ступени гидролиза по аниону кислые соли могут подвергаться дальнейшему взаимодействию с водой.

Однако вторая и последующие ступени гидролиза выражены менее сильно. Это обусловлено уменьшением константы диссоциации при переходе от /(1 к К2, от к и т. д. (см. стр. 182). Так, поскольку ион НСО3 диссоциирует слабее, чем НаСОд К аКу), то он и образуется в первую очередь.

В качестве другого примера укажем на гидролиз фосфата натрия  [c.206]

    Наиболее распростраиенпым случаем гидролиза по катиону является гидролиз солен, образованных многоза-рядным катионом и однозарядным анионом, например А1С1з. В растворах этих солей наименее диссоциированное соединение образуется за счет присоединения первого гидрок-сид-ыона к иону металла. НеобхоДимо учитывать, что ион [c.211]

    Вследствие относительно высокого поляризующего действия иона Ве + его соли подвергаются сильному гидролизу. В зависимости от концентрации раствора и типа присутствующих в растворе анионов механизм гидролиза может оказаться существенно различным. Приведем одну из возможных схем гидролиза по катиону Ве «. Вначале аквакомплексы превращаются в гидроксоаквакомплексы  [c.566]

    А. Соли образованы одновалентным катионом слабого основания и анионом сильной кислоты, например NH4 1, ЫН4ЫОз, [ЫНзОН]С1, AgNOз и некоторые другие. Растворы аммониевых солей, образованных сильными кислотами, обнаруживают слабокислую реакцию, которую обычно принято объяснять гидролизом солей [c.62]

    Слабокислая среда (рН 3,5—6) может указывать на присутствие в растворе гидролизующихся солей алюминия, хрома, железа, меди, висмута и некоторых других катионов.

При более низких значениях рН исключается возможность нахождения в растворе карбонатов, нитритов, сульфидов, сульфитов и тиосульфатов, разлагающихся сильными кислотами.

В сильнокислой среде не могут находиться ацетаты, бораты, силикаты, фосфаты щелочных и щелочно-земельных металлов и некоторые другие соли слабых кислот, которые также являются основаниями и взаимодействуют с сильными кислотами с образованием свободных кислот или гидро-и дигидросолей. Следует вспомнить также, что в кислой среде исключается вероятность одновременного нахождения некоторых анионов-окислителей и восстановителей, например SO3 и N0 , N07 и I . rjOy и Вг и т. д. [c.327]

    В общем случае при гидролизе соли, образованной слабым основанием и слабой кислотой, могут получаться нейтральный, кислый или щелочной растворы в зависимости от того, гидролиз кэкого солеобразующего иона (катиона или аниона) преобладает. [c.314]

    Наиболее распространенным случаем гидролиза по катиону является гидролиз солей, образованных многозарядным катионом и однозарядным анионом, например А1С1з.

В растворах этих солей наименее диссоциированное соединение образуется за счет присоединения первого гидроксид-иона к иону металла. Необходимо учитывать, что ион в растворе гидратирован.

Поэтому первая стадия гидролиза выражается уравнением [c.216]

Смотреть страницы где упоминается термин Гидролиз солей по катиону и аниону: [c.23]    [c.149]    [c.141]    [c.95]    [c.288]    Общая химия в формулах, определениях, схемах (1996) — [ c.131 ]

1. Общая химия в формулах, определениях, схемах (0) — [ c.131 ]
2. Общая химия в формулах, определениях, схемах (1985) — [ c.131 ]
3. Общая химия в формулах, определениях, схемах (0) — [ c.131 ]

• Гидролиз катионов
• Гидролиз солей
• Гидролиз солей по аниону
• Гидролиз солей по катиону
• Гидролиз соли, содержащей катион слабого основания и анион слабой кислоты

© 2019 chem21.info Реклама на сайте

Источник: https://www.chem21.info/info/20738/

Гидролиз солей

В общем случае, гидролиз солей – это процесс обменного разложения воды и растворенной в ней соли – электролита, приводящий к образованию малодиссоциирующего вещества. Гидролиз является частным случаем сольволиза – обменного разложения растворенного вещества и растворителя.

Характеризовать гидролиз количественно позволяют такие величины, как Степень гидролиза и константа гидролиза.

Степень гидролиза

• — это соотношение количества подвергающейся гидролизу соли nгидр и общего количества растворенной соли nобщ. Обычно, ее обозначают через hгидр (или α ):
• hгидр = (nгидр/nобщ)·100 %
• Величина hгидр увеличивается с уменьшением силы образующих соль кислоты или основания.

Константа гидролиза

1. Представим в общем виде процесс гидролиза соли, в котором в роли соли выступает – МА, а НА и МОН — соответственно, кислота и основание, которые образуют данную соль:
2. MA + H2O ↔ HA + MOH
3. Применив закон действующих масс, запишем константу, соответствующую этому равновесию:
4. K = [HA]·[MOH]/[MA]·[H2O]
5. Известно, что концентрация воды в разбавленных растворах, имеет практически постоянное значение, поэтому ее можно включить в константу
6. K·[H2O]= Kг,
7. тогда для константы гидролиза соли Kг будет иметь такой вид:
8. Kг = [HA]·[MOH]/[MA]
9. По величине константы гидролиза можно судить о полноте гидролиза: чем больше ее значение, тем в большей мере протекает гидролиз.
10. Константа и степень гидролиза связаны соотношением:
11. Kг = С·h2/(1- h), моль/л
12. Где С – концентрация соли в растворе,  h- степень гидролиза

Это выражение можно упростить, т.к. обычно h˂˂1, тогда

• Kг = С·h2
• Зная, константу гидролиза, можно определить pH среды:
• Kг = [HA]·[MOH]/[MA]
• Концентрация образовавшейся кислоты равна концентрации гидроксид ионов, тогда
• Kг = [OH—]2/[MA]
• Используя это выражение можно вычислить pH раствора
• [OH—] = (Kг·[MA])1/2 моль/л
• [H+] = 10-14/[OH—] моль/л
• pH = -lg[H+]

Гидролиз солей можно представить, как поляризационное взаимодействие ионов и их гидратной оболочки. Гидролиз протекает тем полнее, сильнее поляризующее действие ионов. Возможны 4 случая протекания гидролиза:

1. Соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой не подвергаются гидролизу. В этом случае, гидролиз практически не происходит, т.к. катионы и анионы, образующиеся в растворе при диссоциации соли, слабо поляризуют гидратную оболочку. pH среды не изменяется (рН ≈ 7):

1. NaCl ↔ Na+ + Cl—
2. Na+ + HOH ↔ реакция практически не протекает
3. Cl— + HOH ↔ реакция практически не протекает

1. Такое соединение, при ионизации, образует катионы, способные к поляризации гидратной оболочки и анионы, которые их поляризуют слабо. Тогда гидролиз проходит по катиону, при этом среда носит кислый характер, т.е. рН ˂ 7:

• NH4Cl ↔ NH4+ + Cl—
• NH4+ + HOH ↔ NH4OH + H+
• Cl—+ HOH ↔ реакция практически не идет
• NH4Cl+ HOH ↔ NH4OH + HCl
• Для солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой, константа гидролиза и константа диссоциации основания связаны соотношением:
• Kг = KH2O/Kосн
• Понятно, что чем меньше сила основания, тем в большей степени протекает гидролиз.
• Если соль образованна слабым основанием многовалентного металла и сильной кислотой, то ее гидролиз будет протекать ступенчато:
• FeCl2 ↔ Fe2+ + 2Cl—

I ступень	Fe2++ HOH ↔ (FeOH)+ + H+FeCl2 + HOH ↔ (FeOH)Cl + HCl
II ступень	(FeOH)+ + HOH ↔ Fe(OH)2 + H+(FeOH)Cl + HOH↔ Fe(OH)2 + HCl

1. Константа гидролиза по первой ступени связана с константой диссоциации основания по второй ступени, а константа гидролиза по второй ступени  — с константой диссоциации основания по первой ступени:
2. Kг1 = KH2O/Kосн2
3. Kг2 = KH2O/Kосн1
4. Поскольку первая константа диссоциации кислоты всегда больше второй, то первая константа гидролиза всегда больше, чем константа вторая гидролиза, так как первая константа диссоциации основания всегда больше второй
5. Kг1 > Kг2

Отсюда следует, что по первой ступени, гидролиз всегда будет протекать в большей степени, чем по второй. Этому также способствуют ионы, которые образуются при гидролизе по первой ступени, они приводят подавлению гидролиза по второй ступени, смещая равновесие влево.

Сравнивая величины Kг и Kосн можно качественно определить pH среды. Так, если Kг намного больше Kосн, то среда сильнокислая, при Kг намного меньшей Kосн — среда слабокислая, а если Kг и Kосн сопоставимы, то — среднекислая.

1. Такое соединение в растворе образует слабополяризующие катионы и среднеполяризующие анионы. Гидролиз протекает по аниону, и в его результате создается щелочная среда, pH > 7:

• NaCN ↔ Na+ + CN—
• CN— + HOH ↔ HCN + OH—
• Na+ + HOH ↔ реакция практически не идет
• NaCN + HOH ↔ HCN + NaOH
• Константа гидролиза и константа диссоциации кислоты связаны зависимостью:
• Kг = KH2O/Kк-ты

Т.е. гидролиз соли протекает тем полнее, чем слабее образующая эту соль, кислота.

Возможен гидролиз соли, образованной слабой многоосновной кислотой и сильным основанием. В этом случае гидролиз протекает по ступеням:

Na2SO3 ↔ 2Na+ + SO32-

I ступень	SO32- + HOH ↔ HSO3— + OH—Na2SO3 + HOH ↔ NaHSO3 + NaOH
II ступень	HSO3— + HOH ↔ H2SO3 + OH—NaHSO3 + HOH ↔ H2SO3 + NaOH

1. В этом случае, константа гидролиза по первой и второй ступеням определяется соотношениями:
2. Kг1 = KH2O/Kк-ты2
3. Kг2 = KH2O/Kк-ты1
4. Следует помнить, что гидролиз по второй ступени протекает в ничтожно малой степени.

Сравнивая величины Kг и Kк-ты, можно качественно определить pH среды. Так, если Kг намного больше Kк-ты, то среда сильнощелочная, при Kг намного меньшей Kк-ты — среда слабощелочная, а если Kг и Kосн сопоставимы, то — среднещелочная.

1. Такие соли, при ионизации образуют среднеполяризующие катионы и анионы, поэтому гидролиз возможен как по катиону, так и по аниону.

   При этом относительная сила образовавшихся кислоты и основания, будут влиять на характер среды (слабокислая или слабощелочная, pH ≈ 7).

   Такого типа гидролиз протекает особо полно, обычно с образованием малорастворимого вещества:

• Al2S3 + 6HOH ↔ 2Al(OH)3↓+ 3H2S↑
• Константу гидролиза можно рассчитать, зная константы диссоциации кислоты и основания с помощью следующего соотношения:
• Kг = KH2O/(Kк-ты·Kосн)

Влияние различных факторов на протекание гидролиза

• Природа соли. Это видно из выражения для константы гидролиза.
• Концентрация соли и продуктов реакции. В соответствии с принципом Ле-Шателье, равновесие должно смещаться вправо, при этом увеличивается концентрация ионов водорода (или гидроксид-ионов), что приводит к уменьшению степени гидролиза.
• Температура. Известно, что гидролиз притекает с поглощением теплоты (эндотермическая реакция), поэтому согласно принципу Ле Шателье, при увеличении температуры равновесие сдвигается вправо, что ведет к росту степени гидролиза.

Источник: http://zadachi-po-khimii.ru/obshaya-himiya/gidroliz-solej.html