Как найти степень гидролиза соли

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

Степень гидролиза — это соотношение количества подвергающейся гидролизу соли n_гидр и общего количества растворенной соли n_общ.

Обычно, ее обозначают через h_гидр (или α ):

h_гидр = (n_гидр/n_общ)·100 %

Величина h_гидр увеличивается с уменьшением силы образующих соль кислоты или основания.

Константа гидролиза

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:

MA + H₂O ↔ HA + MOH

Применив закон действующих масс, запишем константу, соответствующую этому равновесию:

K = [HA]·[MOH]/[MA]·[H₂O]

Известно, что концентрация воды в разбавленных растворах, имеет практически постоянное значение, поэтому ее можно включить в константу

K·[H₂O]= K_г,

тогда соотношение для константы гидролиза соли K_гбудет иметь такой вид:

K_г = [HA]·[MOH]/[MA]

По величине константы гидролиза можно судить о полноте гидролиза:

чем больше значение константы гидролиза K_г, тем в большей мере протекает гидролиз.

Константа и степень гидролиза связаны соотношением:

K_г = С·h²/(1- h), моль/л

Где С – концентрация соли в растворе,  

h- степень гидролиза.

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

K_г = С·h²

Зная, константу гидролиза, можно определить pH среды:

K_г = [HA]·[MOH]/[MA]

Концентрация образовавшейся кислоты равна концентрации гидроксид ионов, тогда

K_г = [OH^—]²/[MA]

Используя это выражение можно вычислить pH раствора

[OH^—] = (K_г·[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 (гидролиз не протекает)

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):

NaCl ↔ Na⁺ + Cl^—

Na⁺ + HOH ↔ реакция практически не протекает

Cl^— + HOH ↔ реакция практически не протекает

2. Соли, образованные слабым основанием и сильной кислотой (гидролиз по катиону)

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:

K_г = K_H2O/K_осн

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

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:

K_г1 = K_H2O/K_осн2

K_г2 = K_H2O/K_осн1

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

K_г1 > K_г2

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 K_г и K_осн можно качественно определить pH среды.

Так, если K_гнамного больше K_осн, то среда сильнокислая, при K_гнамного меньшей K_осн — среда слабокислая, а если K_ги K_осн сопоставимы, то — среднекислая.

3. Соль, образованная сильным основанием и слабой кислотой (гидролиз по аниону)

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:

K_г = K_H2O/K_к-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⁺ + SO₃^2-

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

В этом случае, константа гидролиза по первой и второй ступеням определяется соотношениями:

K_г1 = K_H2O/K_к-ты2

K_г2 = K_H2O/K_к-ты1

Следует помнить, что гидролиз по второй ступени протекает в ничтожно малой степени.

Сравнивая величины K_г и K_к-ты, можно качественно определить pH среды. Так, если K_гнамного больше K_к-ты, то среда сильнощелочная, при K_гнамного меньшей K_к-ты — среда слабощелочная, а если K_ги K_осн сопоставимы, то — среднещелочная.

4. Соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой (гидролиз и по катиону и по аниону)

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:

K_г = K_H2O/(K_к-ты·K_осн)

Совместный гидролиз солей

Совместный гидролиз протекает при взаимодействии растворов двух солей, одна из которых образована слабым основанием и сильной кислотой, а вторая напротив сильным основанием и слабой кислотой. Т.е. одна соль гидролизуется по катиону, а другая – по аниону.

В таких случаях гидролиз взаимно усиливается.

Например, рассмотрим совместный гидролиз растворов солей хлорида алюминия и сульфида натрия:

При гидролизе хлорида алюминия соль гидролизуется по катиону:

AlCl₃ ↔ Al³⁺ + 3Cl^—

Al³⁺ + 3HOH ↔ Al(OH)₃ + 3H⁺

При гидролизе сульфида натрия соль гидролизуется по аниону:

Na₂S ↔ 2Na⁺ + S^2-

S^2- + 2HOH ↔ H₂S + 2OH^—

Суммарная реакция гидролиза:

2AlCl₃ + 3Na₂S + 6H₂O = 2Al(OH)₃↓ + 3H₂S↑ + 6NaCl

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.

В разделе Задачи к разделу Гидролиз солей приведены задачи на определение степени и константы гидролиза, составление уравнений гидролиза, определение рН среды и др.

Под
степенью гидролиза понимают число ,
показывающее какая часть от общего
количества соли гидролизована.

Степень гидролиза
определяется соотношением:

Познакомимся
с вычислением степени гидролиза на
примере KCN.
Гидролиз этой соли может быть представлен
следующим ионным уравнением:

.

Напишем уравнение
константы равновесия этой реакции:

.

Величина
[H₂O]
может считаться постоянной, т.к. вода
находится в растворе в большом избытке.
Перенесем её в левую часть уравнения:

.

Произведение
двух констант — это тоже константа,
называемая константой гидролиза:

.

Числовое
значение К_гидр
можно найти из величины
и.
Из ионного произведения воды:

получим:

.

Подставим
полученное выражение (11) для [OH^–]
в уравнение (10):

или
,

где
— константа диссоциации цианисто­водородной
кислоты.

Уравнение
(10) будет иметь вид:

.

Из
уравнения (12) определим степень гидролиза
соли. Пусть концентрация соли С
моль/л. Если степень гидролиза ,
то гидро­лизовано С∙
моль соли и
образовано С∙
моль HCN
и С∙
моль ионов ОН^–:

.

Следовательно:

.

Так
как величина 
обычно мала по сравнению с единицей, то

;

.

Полученное
выше уравнение (13) подтверждает общие
положения, что степень
гидролиза тем больше:

а) чем
больше
(т.е. чем выше температура), так как с
ростом температуры ионное произведение
воды ()
быстро растет);

б) чем
меньше К_кисл
(т.е. чем слабей кислота, соль которой
подвергается гидролизу);

в) чем
меньше концентрация С,
т.е. чем сильней разбавлен раствор.

Аналогично
выводится формула для вычисления степени
гидролиза солей сильных кислот и слабых
оснований, например, NH₄Cl:

;

.

1. 4. Примеры решения задач

Пример
1. Вычисление
водородного показателя (рН) раствора.

Вычислите
рН раствора КОН, содержащегося в растворе
в концентрации
моль/л.

Решение:
Концентрация ОН^–
ионов в растворе КОН равна
моль/л.
Определим концентрацию ионов [H⁺]:

;

.

Пример
2. Вычисление
концентрации ионов ОН^–
по величине водородного показателя
раствора.

Вычислите
концентрацию ОН^–
ионов в растворе рН которого равен 3,28.
Определим по величине рН концентрацию
ионов Н⁺
в растворе
;.

моль/л.

Определим
концентрацию ионов ОН^–
по величине ионного произведения воды:

моль/л.

Пример
3. Вычисление
рН сильного электролита с учетом его
коэффициента активности.

Найдите
водородный показатель 0,175М раствора
HNO₃.

Решение:
Определим активную концентрацию
электролита. Для этого вычислим ионную
силу раствора:

,

где
С₁,
С₂
– молярные концентрации отдельных
присутствующих в растворе ионов; z₁,
z₂
– их заряды:

.

По
вычисленной ионной силе находим
коэффициент активности иона Н⁺
(см. таблицу 9):

;

.

Водородный
показатель раствора HNO₃
равен:

.

1. Таблица

Коэффициенты
активности ионов

Ионы	Ионная сила раствора
0,001	0,002	0,005	0,01	0,02	0,05	0,1	0,2
H+	0,975	0,967	0,950	0,923	0,914	0,880	0,860	0,830
Li+	0,975	0,965	0,948	0,929	0,907	0,870	0,865	0,800
Rb+, Cs+, NH+, Ag+	0,975	0,964	0,945	0,924	0,898	0,850	0,800	0,750
K+, Cl–, Br–, I–, CN–, NO3–	0,975	0,964	0,945	0,925	0,899	0,850	0,805	0,755
OH–, F–, CNS–, MnO4–	0,975	0,964	0,946	0,926	0,900	0,855	0,810	0,760
Na+	0,975	0,964	0,947	0,928	0,902	0,860	0,820	0,775
SO42–, CrO42–	0,903	0,867	0,803	0,740	0,660	0,545	0,445	0,355
Pb2+, CO3–, SO32–	0,903	0,868	0,805	0,742	0,665	0,550	0,455	0,370
Sr2+, Ba2+, Cd2+, S2–	0,903	0,868	0,805	0,744	0,670	0,555	0,465	0,380
Ca2+, Cu2+, Zn2+, Mn2+, Fe2+, Ni2+, Co2+	0,905	0,870	0,809	0,749	0,675	0,570	0,485	0,405
Mg2+, Be2+	0,906	0,872	0,813	0,755	0690	0,595	0,520	0,450
PO43–, [Fe(CN)6]3–	0,796	0,725	0,612	0,505	0,395	0,250	0,160	0,095
Al3+, Fe3+, Cr3+	0,802	0,738	0,632	0,540	0,445	0,325	0,245	0,180
[Fe(CN)6]4–	0,668	0,570	0,425	0,310	0,200	0,100	0,048	0,021

Пример
4. Вычисление
рН смеси сильных электролитов.

Определить
рН раствора, содержащего в 1л 0,01 моль
NaOH
и 0,12 моль NaCl.

Решение:
Ионная сила раствора:

.

Коэффициент
активности иона ОН^–
равен:
;

;

;

.

В
случае приближенного расчета (без учета
активности)
получим:

[OH^–]=0,01=10^–2;

;

.

Разница всего 0,1.

Пример
5. Вычисление
рН раствора слабого электролита.

Определите
рН 0,17н. CH₃COOH,
константа диссоциации
которой равна
.

Решение:
В соответствии с законом разбавления
Оствальда, степень диссоциации равна:

.

Концентрация
ионов
моль/л.

.

Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]

• #
• #
• #
• #
• #
• #

Гидро́лиз (от др.-греч. ὕδωρ «вода» + λύσις «разложение») — химическая реакция взаимодействия вещества с водой, в результате которой происходит разложение этого вещества и воды с образованием новых соединений (сольволиз водой).^[1][2]

Гидролиз солей[править | править код]

Гидролиз солей — разновидность реакций гидролиза, обусловленного протеканием реакций ионного обмена в растворах растворимых солей. Движущей силой процесса является взаимодействие ионов вещества с водой, приводящее к образованию слабого электролита в ионном или молекулярном виде.

Различают обратимый и необратимый гидролиз солей^[3][4]:

1. Гидролиз соли слабой кислоты и сильного основания (гидролиз по аниону). Раствор имеет слабощелочную среду, реакция протекает обратимо.

Гидролиз по второй ступени протекает в ничтожной степени:

2. Гидролиз соли сильной кислоты и слабого основания (гидролиз по катиону). Раствор имеет слабокислую среду, реакция протекает обратимо.

Гидролиз по второй ступени протекает в ничтожной степени:

3. Гидролиз соли слабой кислоты и слабого основания. Равновесие смещено в сторону продуктов, гидролиз протекает практически полностью, так как оба продукта образуют осадок или газ:

4. Соль сильной кислоты и сильного основания не подвергается гидролизу, и раствор нейтрален. В растворе протекает следующая реакция:

Количественная характеристика гидролиза[править | править код]

Степень гидролиза[править | править код]

Под степенью гидролиза понимается отношение концентрации соли, подвергающейся гидролизу, к общему количеству концентрации растворенной соли. Обозначается как α или h_гидр.

, где — число молей гидролизованной соли, — общее число молей растворённой соли.

Степень гидролиза зависит от температуры и концентраций веществ участвующих в гидролизе: степень гидролиза возрастает с увеличением температуры и разбавлением раствора (увеличением концентрации воды).^[4]
Степень гидролиза соли тем выше, чем слабее кислота или основание, образующие соль.

Константа гидролиза[править | править код]

Константа гидролиза — константа равновесия гидролитической реакции, равная отношению произведения равновесных концентраций продуктов к равновесной концентрации соли с учётом стехиометрических коэффициентов. По величине константы гидролиза можно судить о полноте гидролиза: чем больше её значение, тем в большей мере протекает гидролиз.

Для реакции гидролиза соли для которой протекает следующая реакция гидролиза:

, где и — соответственно, кислота и основание, образующиеся в ходе гидролиза.

Можно записать константу гидролиза, приняв, что концентрация воды постоянна:

Связь константы и степени гидролиза[править | править код]

Константа и степень гидролиза связаны соотношением:

, где – концентрация соли в растворе, – степень гидролиза.

При малой степени гидролиза (), выражение упрощается:

Связь константы гидролиза с другими константами равновесия[править | править код]

Константа гидролиза связана с ионным произведением воды и константами кислотности и основности следующим образом:

, где – ионное произведение воды (10^-14), а и – константы кислотности и основности соответственно.

Гидролиз органических веществ[править | править код]

Живые организмы осуществляют гидролиз различных органических веществ в ходе реакций катаболизма при участии ферментов. Например, в ходе гидролиза при участии пищеварительных ферментов белки расщепляются на аминокислоты. А жиры на глицерин и жирные кислоты, полисахариды (например, крахмал и целлюлоза) — на моносахариды (например, на глюкозу), нуклеиновые кислоты — на свободные нуклеотиды.

При гидролизе жиров в присутствии щёлочей получают мыло; гидролиз жиров в присутствии катализаторов применяется для получения глицерина и жирных кислот. Гидролизом древесины получают этанол, а продукты гидролиза торфа находят применение в производстве кормовых дрожжей, воска, удобрений и др.

См. также[править | править код]

• Аминолиз
• Окислительный аммонолиз

Примечания[править | править код]

Ссылки[править | править код]

• Гидролиз ацетата натрия — видеоопыт в Единой коллекции цифровых образовательных ресурсов

Гидролиз

Термин, используемый для описания электрохимического процесса, протекающего в расстворах, а также для обозначения подобного биологического процесса.

Обычно гидролиз представляет собой химический процесс, при котором молекула воды присоединяется к определенному веществу. Иногда это присоединение заставляет молекулу вещества и воды диссоциировать на части. В таких реакциях один фрагмент молекулы-мишени (или родительской молекулы) получает ион водорода. Он разрушает химическую связь в соединении.

Гидролиз солей

Растворимые в воде соли практически полностью диссоциируют на ионы. В некоторых солях катионы более реакционноспособны по сравнению с анионами, и они реагируют с водой с образованием ионов H⁺. Таким образом, раствор приобретает кислую среду:

M++H2O→MOH+H+M^+ + H_2O → MOH + H^+

В других солях анионы могут быть более реакционноспособными по сравнению с катионами, и они реагируют с водой с образованием ионов ОН^–. Таким образом, раствор становится щелочным:

A−+H2O→HA+OH−A^-+ H_2O → HA + OH^-

Процесс гидролиза соли фактически является обратной нейтрализацией:

соль + вода → кислота + основание

Поскольку природа катиона или аниона соли определяет, будет ли ее раствор кислым или щелочным, целесообразно рассмотреть все четыре возможные комбинации.

Соли сильных кислот и слабых оснований

Раствор такой соли является кислым. Катион соли, пришедший из слабого основания, является реакционноспособным. Он реагирует с водой с образованием слабого основания и ионов H⁺.

B++H2O→BOH+H+B^+ + H_2O → BOH + H^+

Пример 1

Рассмотрим, например, NH4ClNH_4Cl. Он полностью ионизован в воде на ионы NH4+NH_4^+ и Cl−Cl^-. Ионы реагируют с водой с образованием слабого основания (NH4OH)(NH_4OH) и ионов H+H^+.

NH4++H2O→NH4OH+H+NH^+_4 + H_2O → NH_4OH + H^+

Таким образом, концентрация ионов водорода возрастает, и раствор становится кислым.

Соли слабых кислот и сильных оснований

Раствор такой соли является щелочным. Анион соли реагирует с водой с образованием слабых ионов кислоты и OH^–ионов.

A−+H2O→HA+OH−A^- + H_2O → HA + OH^-

Пример 2

Рассмотрим, например, соль CH3COONaCH_3COONa. Он полностью ионизирует в воде, чтобы дать ионы CH3COO−CH_3COO^- и Na+Na^+. CH3COO−CH_3COO^- ионы реагируют с водой с образованием слабых кислот, ионов CH3COOHCH_3COOH и OH−OH^- ионов.

CH3COO−+H2O→CH3COOH+OH−CH_3COO^- + H_2O → CH_3COOH + OH^-

Таким образом, концентрация ионов OH^–ионов возрастает, раствор становится щелочным.

Соли слабых кислот и слабых оснований

В случае соли такого типа гидролиз происходит максимально, так как катион и анион являются реакционноспособными и реагируют с водой с образованием ионов H⁺ и OH^–. Образованный раствор, как правило, остается нейтральным, но он может быть либо слабо кислым, либо слабощелочным, если обе реакции происходят с разными скоростями.

Пример 3

Рассмотрим, например, соль CH3COONH4CH_3COONH_4. Она диссоциирует на ионы ионы CH3COO−CH_3COO^- и ионы NH4+NH_4^+, которые реагируют с водой:

CH3COO−+H2O→CH3COOH+OH−CH_3COO^- + H_2O → CH_3COOH + OH^-

NH4++H2O→NH4OH+H+NH^+_4 + H_2O → NH_4OH + H^+

Среда раствора соли, образованной слабой кислотой и слабым основанием будет определяться из соотношения pK ее катиона и аниона.

Когда pKa = pKb, pH = 7, то есть раствор соли будет нейтральным.

Когда pKa > pKb. Раствор будет щелочным, так как кислота будет немного слабее, чем основание, а значение pH будет больше 7.

В случае pKa < pKb раствор будет кислым, так как кислота относительно сильнее основания, а pH будет меньше 7.

Соли сильных кислоты и сильных оснований

Такая соль, например NaClNaCl, не подвергается гидролизу, так как ионы не реагируют. Таким образом, раствор будет нейтральным.

Константа и степень гидролиза

Количественно гидролиз оценивают по степени и константе гидролиза.
Количественный показатель характеризующий процесс гидролиза, выражается как степень гидролиза и определяется как доля одного моля соли, которая гидролизуется когда достигнуто равновесие. Он обычно выражается как h или x:

h = (количество гидролизованой соли) / (общее количество соли)

Степень гидролиза зависит от природы соли, ее концентрации и температуры раствора. С разбавлением и повышением температуры раствора степень гидролиза соли растет.

Полнее характеризует гидролиз константа гидролиза (Кг). которая является константой равновесия относительно реакции гидролиза.

Пример 4

Например, для CH3COONaCH_3COONa, гидролиз которого происходит по уравнению:

CH3COO−+H2O→CH3COOH+OH−,CH_3COO^- + H_2O → CH_3COOH + OH^-,

согласно закону действующих масс. Можно записать константу гидролиза Кг в таком виде:

Кг=OH−[CH3COOH][CH3COO−]Кг=frac{OH^-[CH_3COOH]}{[CH_3COO^-]}

Помножим числитель и знаменатель уравнения на [Н⁺], тогда с учетом того, что [Н⁺] [ОН^–] = Kw, уравнение будет иметь вид

Кг=H+OH−[CH3COOH]H+[CH3COO−]=КwКд(CH3COOH)Кг=frac{H^+OH^-[CH_3COOH]}{H^+[CH_3COO^-]}=frac{Кw}{Кд(CH_3COOH)}

Тест по теме «Гидролиз солей. Константа и степень гидролиза»