Гидролиз солей.
Гидролиз– это взаимодействие веществ с водой.
Гидролиз можно охарактеризовать степенью гидролиза: h
|
Степень гидролиза зависит
- от природы соли и выражается константой гидролиза,
- от концентрации,
- от температуры (чем выше температура, тем больше степень гидролиза).
Соли полнлстью, необратимо диссоциируют в растворе на ионы. При этом, если соль образована сильным основанием и сильной кислотой, то образованные в растворе ионы не вступают во взаимодействие с водой и не образуют с ней сложных веществ. Концентрация ионов гидроксила и ионов водорода не меняется, т.е. pH » 7 (среда нейтральная).
Пример: NaCl = Na+ + Cl- - это не гидролизующиеся соли.
1). Рассмотрим соли, образованные слабой кислотой и сильным основанием:
NaNO2, CH3COONa, HCOOK (формиат калия), Na3PO4
CH3COONa = CH3COO- + Na+
С водой будет взаимодействовать анион слабой кислоты
CH3COO- + H2O « CH3COOH + OH- (накапливаются ионы гидроксила).
В растворах этих солей pH > 7 (среда щелочная).
Равновесие гидролиза характеризуется константой гидролиза. Подставим в это выражение концентрацию ионов гидроксила, выраженную через ионное произведение воды: 
В этом уравнении 
, отсюда получаем
- константа гидролиза соли, образованной слабой кислотой и сильным основанием
Расчет степени гидролиза:
c - ch ch ch
CH3COO - + H2O « CH3COOH + OH -
c – исходная концентрация соли;
h – степень гидролиза;
ch – концентрация прогидролизовавшихся молекул.
Расчет рН среды:
A - +H2O « HA + OH - ; (A – анионы кислоты)
|
[HA] = [OH-] (h<<1)
|
[OH-]×[H+] = 10-14pOH = - lg[OH-] (pH = 14 – pOH).
2). Рассмотрим соли, образованные сильной кислотой и слабым основанием:
NH4OH, NH4Cl, NH4NO3, CuSO4
NH4Cl = NH4+ + Cl-
NH4+ +H2O « NH4OH + H+
В растворах этих солей pH < 7 (среда кислая).
Напишем выражение для константы равновесия этой реакции:
, 
Подставив в это уравнение выражение для [H+] через ионное произведение воды, получаем
|
Степень гидролиза:
Расчет рН раствора:
c - ch ch ch
NH4+ + H2O « NH4OH + H+
|
Пример: рассчитать степень гидролиза нитрата аммония и pH раствора, где См=0,1моль/л, 
Кг. = Кω/Косн. = 10-14/1,76×10-5 = 5,7×10-10 (константа гидролиза)
pH = - lg 7,55 ×10 –6 = 5,1
3). Соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой:
CH3COONH4 (ацетат аммония), NH4CN (цианид аммония), NH4HCOO (формиат аммония).
CH3COONH4 = CH3COO - + NH4+
c – ch c – ch ch ch
CH3COO -+ NH4+ + H2O « CH3COOH + NH4OH
В растворах этих солей pH » 7 (среда нейтральная).
Если же константы диссоциации кислоты и основания сильно различаются, среда не будет нейтральной, например:
NH4CN + H2O « NH4OH + HCN
К(NH4OH) = 10-5; K(HCN) = 6,2×10-10
Гидролиз будет идти сильнее по аниону:
NH4+ + H2O « NH4OH + H+ [OH-] > [H+]
CN- + H2O « HCN + OH-
Напишем выражение для константы равновесия гидролиза ацетата аммония:
, здесь 
, тогда, умножив и разделив константу гидролиза на ионное произведение воды, получаем:
или
, откуда
Расчет степени гидролиза:
|
|
Расчет рН:
|
Kк. ~ [H+]; Kосн. ~ [OH-]
Дата добавления: 2015-08-08; просмотров: 1695;