Процесс взаимодействия ионов соли с водой, приводящий к образованию слабого электролита, называется гидролизом

Гидролиз представляет собой обменное взаимодействие ионов соли с молекулами воды, в результате которого смещается равновесие электролитической диссоциации воды. Сущность этого процесса заключается в том, что катион соли (слабое основание) или ее анион (слабая кислота) связывает соответственно ОН^- или Н⁺ с образованием слабого электролита (основания или кислоты).

Если соли рассматривать как продукт взаимодействия кислоты с основанием, то в зависимости от этого их можно разделить на четыре типа: соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой; соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой; соли, образованные слабым основанием и сильной кислотой; соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой.

Соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой, гидролизу не подвергаются, так как при их взаимодействии с водой не могут быть получены слабые электролиты. Вследствие этого равновесие Н⁺- и ОН^--ионов в воде не нарушается, поэтому в растворах таких солей среда остается нейтральной (рН=7).

Гидролиз соли, образованной сильным основанием и слабой кислотой, иначе называется гидролизом по аниону. Рассмотрим в качестве примера гидролиз Na₂CO₃. При растворении этой соли в воде CO₃^2- -ионы связываются с водородными ионами воды, образуя недиссоциирующие НСО₃^--ионы:

2Na⁺ +CO₃^2- + HOH↔Na⁺+НCO₃^- + ОН^- (I ступень)

СО₃^2- + НОН ↔ HCO₃^- + OН^-

Na⁺+HCO₃^- +H₂O↔H₂CO₃+Na⁺+OH^- (II ступень)

HCO₃^- + НОН ↔ Н₂СО₃+ОН^-

В молекулярной форме уравнение гидролиза выглядит так:

Na₂CO₃+HOH↔NaHCO₃+NaOH

Таким образом, каждый ион водорода нейтрализует одну единицу отрицательного заряда иона кислотного остатка СО₃^2-, а из молекулы воды освобождается ОН^--ион. Этот ион, будучи в избытке, придает щелочную реакцию, так как первая ступень гидролиза соли сильно выражена (рН > 7). Следовательно, растворы солей, образованных сильным основанием и слабой кислотой, имеют щелочную реакцию.

Гидролиз соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой, иначе называют гидролизом по катиону. Рассмотрим гидролиз СuС1₂. Течение гидролиза обусловлено образованием очень слабо диссоциирующих ионов ОH^-:

Сu²⁺+2С1^-+Н₂О↔Сu(ОН)⁺+С1^- + Н⁺+С1^- (I ступень)

Сu²⁺ + Н₂О = Сu(ОН)⁺ + Н⁺

Сu(0Н)⁺+С1^-+Н₂О↔Сu(ОН)₂ + H⁺+ С1^- (II ступень)

Сu(ОН)⁺ + Н₂О ↔ Cu(OH)₂ + H⁺ В молекулярной форме уравнение гидролиза выглядит так:

CuCl₂+HOH↔Cu(OH)Cl+HCl

ионное уравнение:

Сu²⁺ + НОН ↔ Сu(ОН)⁺ + Н⁺

В этой реакции гидролиза первая ступень более выражена, вследствие чего в растворе наблюдается избыток ионов водорода. Следовательно, растворы солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой, имеют кислую реакцию (рН < 7).

Гидролиз соли, образованной слабым основанием и слабой кислотой, называют гидролизом по катиону и аниону. В полностью ионизированной соли слабого основания и слабой кислоты, например в карбонате алюминия Аl₂(CO₃)₃, катион ведет себя как кислота, а анион — как основание. Следовательно,

2А1³⁺ + ЗСО₃^2- + 6Н0Н ↔ 2А1(ОН)з + ЗСО₂ + 3Н₂О

При кипячении раствора гидролиз усиливается, и реакция практически идет до конца; рН среды определяется относительной силой оснований и кислот и может быть либо нейтральной, либо незначительно смещенной в ту или иную сторону, т. е. слабокислой или слабощелочной.

Количественно гидролиз характеризуется степенью гидролиза α_Г и константой гидролиза Кг.

Доля вещества, подвергающаяся гидролизу, называется степенью гидролиза:

α_г = Сг/С, где Сг — концентрация гидролизованной части вещества; С — общая концентрация растворенного вещества.

В растворах умеренной концентрации α_г при комнатной температуре невелика. Для солей, образованных сильным основанием и сильной кислотой, она практически равна нулю. Если соль образована слабым основанием и сильной кислотой или сильным основанием и слабой кислотой, то α_г составляет около 1 %.

Если представить в общем виде уравнение гидролиза

МеА + Н₂О ↔НА + МеОН, то для этого равновесия константа равна:

К= [НА] [MeOH]/[MeA][H₂O].

Учитывая, что в разбавленных растворах концентрация воды является практически постоянной величиной, то, обозначив К [Н₂О] = К_г, получим выражение для константы гидролиза соли:

К_г= [НА] [MeOH]/[MeA].

Чем больше значение К_г, тем в большей степени протекает гидролиз. Константа гидролиза связана с константами диссоциации кислоты и основания следующим образом: К_г= К_w/K_k, К_г= К_w/K_осн

Следовательно, значения Кг тем больше, чем меньше константа ионизации кислоты или основания соответственно, поэтому, чем слабее кислота, тем в большей степени подвергаются гидролизу ее соли; чем слабее основание, тем в большей степени подвергаются гидролизу образованные им соли.

На процесс гидролиза значительное влияние оказывают концентрация и температура. В соответствии с принципом ЛеШателье рассмотрим влияние этих факторов на положение гидролитического расщепления. Разбавление раствора равноценно увеличению концентрации одного из реагирующих веществ (в данном случае воды). Следовательно, равновесие смещается вправо, т. е. гидролиз усиливается. Наоборот, гидролиз концентрированных растворов протекает значительно слабее.

Изменение температуры влияет на гидролиз вследствие резкой температурной зависимости степени диссоциации воды. С повышением температуры концентрация Н+ и ОН~-ионов в растворе резко возрастает, вследствие чего увеличивается вероятность связывания их с образованием малодиссоциированной кислоты или основания. Поэтому с повышением температуры гидролиз протекает полнее. Данный вывод подтверждается тем, что реакция нейтрализации экзотермична. Так как гидролиз является противоположным ей процессом, т. е. эндотермичен, то в соответствии с принципом ЛеШателье нагревание вызывает, усиление гидролиза.

Поиск по сайту: