Гидролиз солей. Гидролизом называют обменное взаимодействие соли с водой

Гидролизом называют обменное взаимодействие соли с водой, протекающее с образованием слабого электролита или его соли. Гидролиз сопровождается изменением рН раствора. Реакция гидролиза является обратной реакции нейтрализации (реакции между кислотой и основанием). Гидролиз, как и диссоциация, может протекать ступенчато. Количественными характеристиками гидролиза являются константа гидролиза (К_г) и степень гидролиза (α_г).

Степенью гидролиза (α_г) называют отношение молярной концентрации прогидролизовавшейся соли (С_г) к общей концентрации соли (С_о) в растворе, которое выражают в долях или в процентах:

, доли; , %.

Степень гидролиза возрастает с увеличением температуры и уменьшением концентрации электролита. Гидролиз протекает легче всего по первой ступени.

Константой гидролиза называется константа равновесия реакции гидролиза.

Константу гидролиза можно рассчитать, зная константу диссоциации соответствующего слабого электролита:

, где К_д – константа диссоциации слабого электролита. (соотв. ступени??)

Константа и степень гидролиза связаны соотношением, аналогичным закону разбавления Оствальда: (лучше заменить на h_г² х С_М)

, где С– молярная концентрация электролита, моль/л; α_г – степень гидролиза соли, долей.

Характер гидролиза растворенного вещества определяется природой соли (должен. вмолекуле соли присутствовать остаток от слабого электролита)

Соли, образованные сильными электролитами, например, NaCl, K₂SO₄, NaNO₃, KCl гидролизу не подвергаются.

Уравнение гидролиза записывают в трех видах: молекулярном, полном ионном и сокращенном ионном. Тип гидролиза определяется типом слабого электролита, а реакция раствора (кислая, щелочная, нейтральная) – типом сильного электролита.

Различают три типа гидролиза:

1. Гидролиз по аниону (соль слабой кислоты и сильного основания), например:

I ступень: К₂СО₃ + Н₂О ⇄ КНСО₃ + КОН (молекулярная форма);

2К⁺ + СО₃^2– + Н₂О ⇄ К⁺ + НСО₃^– + К⁺ + ОН^– (полная ионная форма);

СО₃^2– + Н₂О ⇄ НСО₃^– + ОН^– (сокращенная ионная форма);

II ступень: КНСО₃ + Н₂О ⇄ Н₂СО₃ + КОН;

К⁺ + НСО₃^– + Н₂О ⇄ Н₂СО₃ + К⁺ + ОН^–;

НСО₃^– + Н₂О ⇄ Н₂СО₃ + ОН^–.

Поскольку в реакцию гидролиза вступает анион – это гидролиз по аниону (из воды связывается Н⁺, избыток ОН^- создают щелочную среду, рН >7) а образование избытка свободных ионов гидроксила ОН^– обуславливает щелочную среду(рН > 7).

2. Гидролиз по катиону (соль слабого основания и сильной кислоты), например:

I ступень: FeCl₂ + Н₂О ⇄ FeOHCl + HCl (молекулярная форма);

Fe²⁺ + 2Cl^– + Н₂О ⇄ FeOH⁺ + Cl^– + H⁺ + Cl^– (полная ионная форма);

Fe²⁺ + Н₂О ⇄ FeOH⁺ + H⁺(сокращенная ионная форма);

II ступень: FeOHCl + Н₂О ⇄ Fe(OH)₂ + HCl (молекулярная форма);

FeOH⁺ + Cl^– + Н₂О ⇄ Fe(OH)₂ + H⁺ + Cl^– (полная ионная форма);

FeOH⁺ + Н₂О ⇄ Fe(OH)₂ + H⁺ (сокращенная ионная форма);

Поскольку в реакцию гидролиза вступает катион – это гидролиз по катиону, а образование избытка свободных ионов водорода H⁺ –обуславливают кислую среду (рН < 7).

3. Гидролиз по катиону и аниону (соль слабого основания и слабой кислоты), например:

(NH₄)₂CО₃ + 2Н₂О ⇄ 2NH₄OH + Н₂СО₃; добавить

2NH₄⁺ + CО₃^2– + 2Н₂О ⇄ 2NH₄OH + Н₂СО₃ .

Поскольку в реакцию гидролиза вступают катион и анион – это гидролиз по катиону и аниону, а образуются два слабых электролита – среда близка к нейтральной (рН 7). Один из электролитов всегда диссоциирует несколько лучше другого, поэтому среда либо слабощелочная, либо слабокислая.

Экспериментальная часть

---

Дата добавления: 2015-07-11