Реакции нейтрализации и гидролиз солей

К обменным реакциям в растворах относят взаимодействие между кислотами и основаниями, в результате которых образуется соль и вода. Такие реакции называются реакциями нейтрализации и доходят до конца только тогда, когда единственным малодиссоциированным веществом в системе является вода, например: НС1 + КОН = КС1 + Н₂О. Сокращенное ионное уравнение этого процесса Н⁺+ОН^–=Н₂О. Оно показывает, что равновесие полностью смещено в сторону образования воды. Взаимная нейтрализация кислот и оснований, отличающихся друг от друга по силе, до конца не протекает. Так, при взаимодействии слабой уксусной кислоты с гидроксидом калия в системе из четырех веществ два слабодиссоциированы: СНзСООН + КОН ↔ Н₂О + СНзСООК, или в сокращенном ионном виде СНзСООН + ОН^– ↔ Н₂О + СНзСОО^–. Эта реакция обратима. Обратная реакция - взаимодействие соли и воды - называется реакцией гидролиза. Гидролизу подвергаются соли, образованные:

1) Слабым основанием и сильной кислотой;

2) сильным основанием и слабой кислотой;

3) слабыми основанием и кислотой.

Соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой, гидролизу не подвергаются.

Приведем примеры реакций гидролиза.

Гидролиз соли, образованной сильным основанием и слабой кислотой - ацетата натрия. Соль в растворе полностью диссоциирует: СНзСООNa ↔ СНзСОО^– + H⁺.

Гидролиз в ионной форме: СН₃СОО^-+Н₂О↔СН₃СООН+ОН^-.

В результате гидролиза реакция среды стала основной (избыток ОН^-), рН>7. Показателем глубины протекания гидролиза является степень гидролиза β:

β=С_гидр/С,

где С_гидр – концентрация гидролизованных молекул, С – исходная концентрация растворенных молекул соли. Гидролиз – процесс эндотермический, поэтому, в соответствии с принципом Ле-Шателье, с повышением температуры степень гидролиза увеличивается.

Принимая, что в разбавленных растворах активность ионов мало отличается от их концентрации (С=а), можно записать константу равновесия . Так как концентрация воды при гидролизе изменяется мало, принимаем ее постоянной, и, К_с[Н₂О]=К_Г, получаем константу гидролиза: . Подставляя вместо [ОН^-]=K_w/[H⁺], получаем: .

Отсюда следует, что гидролиз идет тем глубже, чем ниже константа диссоциации слабого электролита, образующегося при гидролизе.

Гидролиз солей, образованных сильной кислотой и слабым основанием, например, хлорида аммония:

NH₄Cl↔NH₄⁺ + Cl^- (диссоциация соли)

NH₄⁺ + H₂O ↔ NH₄OH + H⁺, среда кислая, рН<7.

Степень гидролиза и константа гидролиза для данной реакции описываются аналогично приведенным для реакции гидролиза соли, образованной слабой кислотой и сильным основанием.

Гидролиз соли, образованной слабой кислотой и слабым основанием, протекает как по катиону, так и по аниону. Константа гидролиза зависит от констант диссоциации слабых кислоты НА и основания ВОН: . В зависимости от силы кислоты и основания реакция среды может быть как щелочной, так и кислой.

Итак, гидролиз изменяет реакцию среды (подкисляет или подщелачивает). Степень гидролиза возрастает с разбавлением раствора и при увеличении температуры.