ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ

ЗАДАЧИ

ШКАЛА рН

0―――――――――――――――――――7―――――――――――――――――――14

←―― кислая среды нейтральная среда щелочная среда ――→

растворы кислот чистая вода растворы оснований, щелочей

Кислотность и щелочность (рН) является важнейшей характеристикой всех водных растворов и естественных водных объектов (реки, озера, моря, океаны ). рН контролирует скорость многих химических, биологических и биохимических процессов, играет важную роль в медицине, в технологии пищевой и перерабатывающей промышленности.

Пример 1Рассчитайте рН раствора,в 500 мл которого содержится 0,245 г серной кислоты. Степень диссоциации кислоты равна 1.

Решение: Уравнение диссоциации кислоты: H₂SO₄ <=> 2H⁺ + SO₄^-2

Выражение для расчета рН: рН = -lg C_M (H⁺), где C_M (H⁺) = n (H⁺) _* άдис _* C_M (кислоты).

Рассчитаем C_M (кислоты) = 0,245 / 98 _* 0,5 = 0,05 моль/л

Тогда рН = -lg ( 1 _* 2 _* 0,05) = -lg 0,1 = 1.

Пример 2Рассчитайте рН 5,6% раствора КОН,степеньдиссоциации щелочи в растворе составляет 0,9. Плотность раствора равна 1,02 мл/л.

Решение: Уравнение диссоциации щелочи: КОН <=> К⁺ + ОН^-

Выражение для расчета рН в растворах щелочей : рН = 14 – рОН = 14 – (-lg (ОH^-) _* άдис _*C_M (КОН)).

Рассчитаем C_M (КОН) = 12 _* 1,02 / 56 _* 0,1 = 1,02 моль/л

Тогда рН = 14 -lg ( 0,9 _* 1 _* 1,02) = 13.

95. Рассчитайте концентрацию ионов водорода в растворе, если: а) рН=4; б) рОН = 11; в) рН = 12; г) рН = 8.

96. Рассчитайте рН и рОН раствора, в которых концентрация ионов Н⁺ составляет: а)10^-3; б)10^-11; в)10^-5; г) 10^-1.

97. Во сколько раз различается концентрация ионов ОН^- в растворах: а) рН=3 и рОН = 2;

б) рН =14 и рОН = 11; в) рН = 5 и рОН = 5; г) рН = 4 и рОН = 10.

98. Рассчитайте молярную концентрацию растворов НCI, водородный показатель которых равен: а) рН =3; б) рН = 5.

99. Вычислите рН 0,1 М растворе НF.

100.Вычислите рН в 0,1 М растворе сернистой кислоты, учитывая только 1-ю ступень диссоциации.

101.Вычислите рН и степень диссоциации в 0,002 М растворе HCIO.

102.Вычислите рН и степень диссоциации в 0,02 М растворе HNO₂.

103.Вычислить константу гидролиза фторида калия, определить степень гидролиза этой соли в 0,01 М растворе и рН раствора.

104.Определите рН 0,02 М. раствора Н₂СО₃, учитывая только первую ступень диссоциации.

105.Сравните рН среды в 0,1 М и 0,001 М растворах HCN.

106.Рассчитайте рН в растворе Sr(ОН)₂, если 200 мл этого раствора содержат 0,074 г гидроксида кальция. Степень диссоциации электролита равна 1.

 

Гидролиз солей - это реакция обмена ионов соли с водой, в результате которой изменяется кислотность раствора. Гидролиз – процесс обратный реакции нейтрализации. Если реакция нейтрализации процесс экзотермический и необратимый, то гидролиз – процесс эндотермический и обратимый.

Реакция нейтрализации 2KOH + H₂SO₃ = K₂SO₃ + 2H₂O 2OH^- + H₂SO₃ = 2H₂O + SO₃²

сильный слабый сильный слабый

Реакция гидролиза K₂SO₃+ H₂O = KOH + KHSO₃ SO₃^2- + HOH = HSO₃^- + OH^-

При гидролизе смещается равновесие диссоциации воды вследствие связывания одного из ее ионов (Н⁺ или ОН^-) в слабый электролит соли. При связывании ионов Н⁺ в растворе накапливаются ионы ОН⁻, реакция среды будет щелочная, а при связывании ионов ОН⁻ накапливаются ионы Н⁺ - среда будет кислая.

Разберем случаи гидролиза, пользуясь понятиями "слабый" и "сильный" электролит.

Соль образована сильным основанием и слабой кислотой (гидролиз протекает по аниону). Это имеет место при гидролизе соли СН₃СООК. Ионы соли СН₃СОО⁻ и К⁺ взаимодействуют с ионами Н⁺ и ОН⁻ из воды. При этом ацетат-ионы (СНзСОО⁻) связываются с ионами водорода (Н⁺) в молекулы слабого электролита - уксусной кислоты (CHзCOOH), а ионы ОН⁻ накапливаются в растворе, сообщая ему щелочную реакцию, так как ионы К⁺ не могут связать ионы ОН⁻ (КОН является сильным электролитом), pH >7.

СН₃СООК + H₂O↔КОН + СН₃ООН молекулярное уравнение

К⁺ + СН₃СОО⁻ + НОН ↔ K⁺ + ОН⁻ + СН₃СООН полное ионное уравнение

СН₃СОО⁻ + НОН ↔ ОН⁻ + СН₃СООН сокращенное ионное уравнение

Гидролиз соли Na₂S протекает ступенчато. Соль образована сильным основанием и слабой двухосновной кислотой. В этом случае анион соли S²⁻ связывает ионы Н⁺ воды, в растворе накапливаются ионы ОН⁻. Уравнение в ионной и молекулярной форме по первой ступени имеет вид

1-я ступень S²⁻ + НОН↔HS⁻ + ОН⁻ сокращенное уравнение

Na₂S + Н₂О ↔ NaHS + NaOH молекулярное уравнение

Вторая ступень гидролиза практически не проходит при обычных условиях, так как, накапливаясь, ионы ОН⁻ сообщают раствору с и л ь н о щ е л о ч н у ю реакцию, что приводит к реакции нейтрализации, сдвигу равновесия влево.

2-я ступень HS⁻ + НОН ↔H₂S + ОН⁻ сокращенное уравнение

NaHS + Н₂О ↔NaOH + H₂S молекулярное уравнение

Соль образована слабым основанием и сильной кислотой (гидролиз протекает по катиону). Это имеет место при гидролизе соли NH₄Cl (NH₄ОH - слабое основание, НСl - сильная кислота). Отбросим ион Сl⁻, так как он с катионом воды дает сильный электролит, тогда уравнение гидролиза примет следующий вид:

NH₄⁺ + НОН ↔ NH₄OH + Н⁺ сокращенное уравнение

NH₄Cl + Н₂О ↔ NH₄OH + НСl молекулярное уравнение

Из сокращенного уравнения видно, что ионы ОН⁻ воды связываются в слабый электролит, ионы Н⁺ накапливаются в растворе и cреда становится кислой pH <7.

Гидролиз соли Zn(NO₃)₂ протекает ступенчато по катиону слабого основания.

1-я ступень Zn²⁺ + НОН ↔ ZnOH⁺ + H⁺ сокращенное уравнение

Zn(NO₃)₂ + Н₂О ↔ ZnOHNO₃ + HNO₃ молекулярное уравнение

ионы ОН⁻ связываются в слабое основание, ионы Н⁺ накапливаются.

Вторая ступень гидролиза практически не происходит при обычных условиях, так как в результате накопления ионов H⁺ в растворе создается с и л ь н о к и с л а я среда и гидроксид цинка растворяется .

2-я ступень ZnOH⁺ + НОН ↔ Zn(OH)₂ + H⁺ сокращенное уравнение

ZnOHNO₃ + Н₂О ↔ Zn(OH)₂ + HNO₃ молекулярное уравнение

Соль образована слабым основанием и слабой кислотой (гидролиз протекает по катиону и аниону). Это имеет место при гидролизе соли СН₃СООNH₄ . Запишем уравнение в ионной форме, pH ≈ 7:

NH₄⁺ + CH₃COO⁻ + НОН ↔ NH₄OH + СН₃СООН

Образуются слабое основание и слабая кислота, степень диссоциации которых примерно одинакова, поэтому при протекании гидролиза среда раствора будет нейтральная.

Необратимый гидролизпротекает для солей, которые образованы слабым основанием и слабой кислотой. В этом случае гидролиз протекает по всем ступеням до конца, т.е. до образования слабого труднорастворимого основания и слабой кислоты. Именно гидролиз является причиной того, что водные растворы некоторых солей приготовить нельзя, например CuCO₃, AI₂S₃ и др. Необратимо протекает гидролиз, если одновременно ввести в раствор соль, образованную тяжелым металлом, и соль, образованную слабой летучей кислотой, например,

2AICI₃ +3Na₂S + H₂O = Al₂S₃ +6NaCI

Гидролиз соли Al₂S₃ протекает полно и необратимо, так как в продукты реакции выделяются из раствора в виде осадка и газа: Al₂S₃ + 6Н₂О → 3Н₂S↑ + 2Аl(ОН)₃↓

Разбавление и нагревание растворов усиливает гидролиз солей, т.е. происходит активизация последующих ступеней гидролиза, что в конечном счете приводит к образованию слабого основания и слабой кислоты:

Пример 1. Гидролиз Fе(СНзСОО)₃ на холоде протекает с образованием FеОН(СН₃СОО)₂, а при кипячении получается осадок Fе(ОН)₂СН₃СОО и даже Fе(ОН)₃.

Пример 2. Если в раствор Fe₂(SO₄)₃ добавить раствор карбоната калия, то в результате гидролиза выпадет осадок Fе(ОН)₃ и будет выделяться углекислый газ.

Fe₂(SO₄)₃ + 3К₂СО₃ + 3Н₂О → 2Fе(ОН)₃↓ + 3СО₂↑ + 3K₂SO₄ молекулярное уравнение

2Fe⁺³ + 3СО₃^2- + 3НОН = 2Fе(ОН)₃↓ + 3СО₂↑ сокращенное уравнение

Соль образована сильным основанием и сильной кислотой (гидролизу не подвергается). При растворении в воде нитрата калия среда раствора не меняется, т.е. остается нейтральной, рН=7.

КNО₃ + H₂O ↔ КОН + HNO₃,

K⁺ + NО₃⁻ + НОН ↔ К⁺ + ОН⁻ + Н⁺ + NО₃⁻.