ГІДРОЛІЗ СОЛЕЙ

До реакцій обміну в розчинах належить взаємодія між кислотами і основами, в результаті якої утворюється сіль і вода. Такі реакції називаються реакціями нейтралізації. Вони йдуть до кінця тільки тоді, коли реагують сильні основи і кислоти. Наприклад:

HCl + KOH ® KCl + H₂O;

H⁺+ Cl^-+K⁺+ OH^- ® K⁺+ Cl^-+ H₂O;

H⁺+ OH^-® H₂O.

Скорочене іонне рівняння показує, що рівновага практично повністю зміщується в сторону утворення води. Нейтралізація кислот і основ, різних за силою, до кінця не відбувається. Наприклад:

CH₃COOH + KOH « CH₃COOК + H₂O;

CH₃COOH + OH^-« CH₃COO^-+ H₂O;

HCl + NH₄OH « NH₄Cl + H₂O;

H ⁺ + NH₄OH « NH₄⁺+ H₂O.

Ці реакції оборотні, тому що малодисоційовані сполуки утворюються в результаті прямої і зворотної реакцій.

Реакція, зворотна реакція нейтралізації, тобто взаємодія солі з водою з утворенням кислоти і основи, називається гідролізом солі.

Причиною гідролізу є участь у реакції слабкої основи і кислоти. При цьому катіон солі (відповідний слабкій основі) поляризує молекулу води і зв’язує гідроксильний іон. Визволений іон Н⁺ утворює кисле середовище (рН < 7). Навпаки, аніон солі, відповідний слабкій кислоті, зв’язує іон Н⁺ води і визволяє іон ОН^-(рН > 7).

Розглянемо гідроліз різних солей.

1. Солі сильної кислоти і сильної основи гідролізу не підлягають, рН » 7 (NaCl; Ba(NO₃)₂; K₂SO₄).

2. Солі сильної кислоти і слабкої основи гідролізуються зі збільшенням концентрації Н⁺:

NH₄NO₃ + H₂O « NH₄OH + HNO₃;

NH₄₊ + H₂O « NH₄OH + H⁺;pH < 7.

3. Солі слабкої кислоти і сильної основи гідролізуються зі збільшенням концентрації ОН^-:

KCN + H₂O « KOH + HCN;

CN^-+ H₂O « OH^-+ HCN; pH > 7.

4. Солі слабких кислот і основ гідролізуються, і рН розчину залежить від їх відносної сили і взагалі близький до 7:

CH₃COONH₄+ H₂O « NH₄OH + CH₃COOH;

CH₃COO^-+ NH₄⁺+ H₂O « NH₄OH + CH₃COOH; pH » 7.

5. Гідроліз солей багатоосновних кислот або багатокислотних основ відбувається ступінчасто:

а) K₃PO₄+ H₂O « K₂HPO₄+ KOH;

PO₄^3-+ H₂O « HPO₄^2- + OH^-; pH > 7;

K₂HPO₄+ H₂O « KH₂PO₄+ KOH;

HPO₄^2-+ H₂O « H₂PO₄^-+ OH^-; pH > 7,

гідроліз до кінця не проходить, тому що накопичення іонів ОН^- заважає утворенню Н₃РО₄;

б) FeCl₃+ H₂O « FeOHCl₂+ HCl;

Fe³⁺+ H₂O « Fe (OH)²⁺+ H⁺; pH < 7;

FeOHCl₂+ H₂O « Fe(OH)₂Cl + HCl;

Fe(OH)²⁺+ H₂O « Fe(OH)₂⁺+ H⁺; pH < 7,

накопичення іонів Н⁺ заважає утворенню Fe(OH)₃ по третьому ступеню;

в) гідроліз солей дуже слабких основ і кислот (Al₂S₃, Cr₂S₃, Al₂(CO₃)₃…) відбувається до кінця. В розчині такі солі не існують (в таблиці розчинності їх позначають знаком "-");

Cr₂S₃+ 6H₂O = 2Cr(OH)₃Ї + 3H₂S; pH » 7;

Fe(CO₃)₃+ 6H₂O = 2Fe(OH)₃Ї + 3H₂CO₃; pH » 7.

3H₂O 3CO₂

Кількісно гідроліз у розбавлених розчинах характеризується константою гідролізу. Наприклад, гідроліз NaCN:

NaCN + H₂O « NaOH + HCN; CN^-+ Н₂О « HCN + OH^-.

Це – оборотний процес, тому йому відповідає константа рівноваги

К = .

Для розбавлених розчинів [H₂O]>>[HCN], тоді можна вважати, що [H₂O] = const,

K^.[H₂O]= K_г = = =

В цьому випадку константа гідролізу К_г = K_w/K_кис. Для солі слабкої основи і сильної кислоти K_r = K_w/K_осн, для солі слабкої основи і кислоти K_r = K_w/(K_кис ^. K_осн)_.

Ступінь гідролізу b_г- відношення числа гідролізованих молекул до загального числа молекул солі в розчині – звўязаний з константою гідролізу співвідношенням b_r = , де С_М - молярна концентрація солі.

Згідно з принципом ле Шательє розбавлення розчину солі і підвищення температури посилює гідроліз

Приклад 1. Визначити K_r і b_r для 0,1М розчину Na₃PO₄(константи дисоціації H₃PO₄ відповідно дорівнюють K₁= 7^.10^-3; K₂= 6^.10^-8; K₃= 4^.10^-13).