Реакция среды при гидролизе соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой, – кислая ( рН<7).
Гидролиз сульфата цинка ZnSO4.
Сульфат цинка образован сильной кислотой и слабым двухкислотным основанием. Гидролиз этой соли может протекать по 2 ступеням, хотя при обычных условиях практически ограничивается лишь I ступенью.
I ступень:
ZnSO4 + H2O (ZnOH)2SO4 + H2SO4 Zn2+ +H2O ZnOH+ + H+
II ступень:
(ZnOH)2SO4 + 2H2O |
2Zn(OH)2 + H2SO4 |
ZnOH+ + H2O |
Zn(OH)2 + H+, |
Реакция среды кислая (рН<7). |
|
3. Гидролиз солей, образованных слабым основанием и слабой кислотой.
Подобные соли легче других подвергаются гидролизу, так как ионы этих солей одновременно связываются обоими ионами воды с образованием двух слабых электролитов.
Реакция среды в растворах таких солей зависит от относительной силы кислоты и основания, т.е. водные растворы таких солей могут иметь нейтральную, кислую, или щелочную реакцию в зависимости от констант диссоциации образующихся кислот и оснований.
Гидролиз ацетата аммония CH3COONH4
Соль CH3COONH4 образованна слабым основанием NH4OH и слабой кислотой CH3COOH одинаковой силы. (Кдис.NH4OH =1.8∙10-5;
Кдис.CH3COOH =1.8∙10-5).
Реакция гидролиза в молекулярной форме:
CH3COONH4 +H2O |
NH4OH + CH3COOH |
в ионно-молекулярной форме: |
|
NH4+ + CH3COO– + H2O |
NH4OH + CH3COOH. |
Поскольку концентрация ацетат-ионов и ионов аммония в растворе одинаковы, а константы диссоциации кислоты и основания равны, то реакция среды будет нейтральной (рН=7).
В результате реакции гидролиза цианида аммония NH4CN (Кдис.HCN =7.2∙10-10; Кдис.NH4OH =1.8∙10-5)
NH4CN +H2O NH4OH + HCN среда будет слабощелочной (рН>7). Гидролиз соли, образованной слабым многокислотным основанием и слабой многоосновной кислотой, например, Al2S3.
85
Уравнение реакции гидролиза этой соли:
Al2S3 + 6H2O |
2Al(OH)3↓+ 3H2S↑ |
Ион алюминия связывает ион гидроксила |
|
Al3+ + H2O |
AlOH2++ H+, |
а сульфид-ион связывает ионы водорода: |
|
S2– + H2O |
HS– + OH– |
В результате в растворе нет накопления ни ионов H+, ни ионов OH–, гидролиз протекает до полного разложения соли с образованием продуктов
Al(OH)3 и H2S.
§2. Степень и константа гидролиза
Количественно процесс гидролиза можно характеризовать степенью
гидролиза h (%).
число гидролизованных молекул соли
h Г общее число растворенных молекул соли 100%
Степень гидролиза зависит от химической природы образующейся при гидролизе кислоты (основания) при прочих равных условиях.
Например, одномолярные растворы ацетата натрия и цианида натрия при 22°С гидролизованы соответственно следующим образом:
CH3COONa ~ на 0,003% (Кдис.CH3COOH =1.8∙10-5) NaCN ~ на 5% (Кдис.HCN =7.9∙10-10)
Константа гидролиза — константа равновесия гидролитической реакции.
Выведем уравнение константы гидролиза соли, образованной слабой кислотой и сильным основанием:
Уравнение константы равновесия для данной реакции будет иметь
вид:
или Так как концентрация молекул воды в растворе постоянна, то
произведение двух постоянных K.[H2O] можно заменить одной новой — константой гидролиза:
Численное значение константы гидролиза получим, используя ионное произведение воды Kw и константу диссоциации азотистой кислоты KHNO2:
86
подставим в уравнение константы гидролиза:
В общем случае для соли, образованной слабой кислотой и сильным
основанием: , где Ka — константа диссоциации слабой кислоты, образующейся при гидролизе соли.
Для соли, образованной сильной кислотой и слабым основанием:
, где Kb — константа диссоциации слабого основания, образующегося при гидролизе соли, Для соли, образованной слабой кислотой и слабым основанием:
Основные факторы, влияющие на степень гидролиза соли: природа соли, концентрация соли, температура, добавление кислоты, щелочи или других солей.
Влияние природы соли на степень ее гидролиза определяется тем, что чем более слабым электролитом (основанием или кислотой) образована данная соль, тем в большей степени она подвержена гидролизу.
По мере уменьшения концентрации соли ее гидролиз усиливается, так как гидролиз соли лимитирован ничтожным количеством H+ и OH–-ионов, образующихся при диссоциации воды. Чем больше ионов воды приходится на долю ионов соли, тем полнее идет гидролиз.
С увеличением температуры диссоциация воды несколько возрастает, что благоприятствует протеканию гидролиза.
Влияние добавления в раствор соли кислоты, основания или другой соли можно определить исходя из принципа Ле-Шателье. В том случае, когда добавляемые электролиты связывают продукты гидролиза соли, гидролиз соли усиливается. Если же добавляемый электролит увеличивает концентрацию продуктов гидролиза или связывает исходные вещества, то гидролиз соли уменьшается.
Например:
CH3COONa +H2O CH3COOH + NaOH
CH3COO– + H2O CH3COOH +OH–
Прибавление к этому раствору щелочи, т.е. ионов OH–, или другой соли, образованной слабой кислотой и сильным основанием смещает равновесие гидролиза в сторону реагирующих веществ, а добавление кислоты, т.е. ионов H+, или соли, образованной сильной кислотой и
87
слабым основанием смещает равновесие гидролиза в сторону продуктов реакции.
Пример взаимодействия растворов двух солей, взаимно усиливающих гидролиз друг друга.
В растворах карбоната натрия Na2CO3 и сульфата алюминия Al2(SO4)3, взятых порознь устанавливаются равновесия:
CO32– + H2O HCO3– + OH–
Al3+ + H2O AlOH2++ H+
и гидролиз этих солей ограничивается практически первой ступенью. Если смещать растворы этих солей, то ионы H+ и OH– уходят из сферы реакции в виде малодиссоциирующей воды, что смещает оба равновесия вправо и активизирует последующие ступени гидролиза, что приводит к образованию осадка Al(OH)3 и газа CO2.
Al2(SO4)3+ 3Na2CO3 + 3H2O → 2Al(OH)3↓ + 3CO2↑ + 3Na2SO4
2Al3+ + 3CO32– + 3H2O → 2Al(OH)3↓ + 3CO2↑.
Чем слабее кислота или основание, входящие в состав соли, тем полнее протекает гидролиз. Константа гидролиза возрастает с повышением температуры, а степень гидролиза увеличивается с уменьшением концентрации растворенной соли.
|
|
|
|
Таблица |
|
|
Количественные характеристики гидролиза |
||
|
|
|
|
|
|
|
|
Соль, образованная |
|
|
Показатели |
|
|
|
|
слабой кислотой и |
слабым основанием и |
слабой кислотой и |
|
|
|
сильным основанием |
сильной кислотой |
слабым основанием |
Кгидр
H
[H3O+]
pH
§3. Роль гидролиза в процессах жизнедеятельности организма.
Живые организмы осуществляют гидролиз различных органических веществ в ходе реакций катаболизма при участии ферментов. Например, в
88
ходе гидролиза при участии пищеварительных ферментов белки расщепляются на аминокислоты, жиры — на глицерин и жирные кислоты, полисахариды (например, крахмал и целлюлоза) — на моносахариды (например, на глюкозу), нуклеиновые кислоты — на свободные нуклеотиды. При гидролизе жиров в присутствии щёлочей получают мыла; гидролиз жиров в присутствии катализаторов применяется для получения глицерина и жирных кислот.
§4. Примеры решения типовых задач
1.Рассчитайте константу гидролиза хлорида аммония NH4Cl. Кд(NH4ОН)
= 1,77.10-5.
Решение Для расчета константы гидролиза Кгидр. соли сильного основания и
слабой кислоты применяют формулу Кгидр. = КН2О/Ккисл., где Ккисл константа диссоциации слабой одноосновной кислоты.
Константу гидролиза слабого однокислотного основания и слабой одноосновной кислоты рассчитывают по формуле
Кгидр. = КН2О/Ккисл..Косн.
Косн. константа диссоциации слабого однокислотного основания. Константу гидролиза солей слабого основания и сильной кислоты
вычисляют по формуле:
Кгидр. = КН2О/Косн. Константа гидролиза NH4Cl равна
Кгидр. = 10-14/(1,77.10-5) = 0,565.10-9 = 5,65.10-10.
2.Найдите степень гидролиза 0,001н СН3СООК и рН этого раствора.
КСН3СООН = 1,75.10-5
Решение Степень и константа гидролиза связаны соотношением:
Кгидр. = С 2/(1- ), где С концентрация соли, моль/л; степень гидролиза соли. Обычно
степень гидролиза соли значительно меньше единицы, поэтому приведенное выражение можно упростить: Кгидр. = С 2.
Т.к. Кгидр. = КН2О/Ккисл = С 2, |
|
то |
KH2O |
||||||||||
|
Kкисл С |
||||||||||||
Степень гидролиза 0,001н СН3СООК равна |
|
||||||||||||
|
__________________ |
. |
|
|
|
||||||||
= |
10 |
-14 |
/(1,75 |
. |
10 |
-5. |
10 |
-3 |
) |
-3 |
. |
|
|
|
|
|
|
= 0,75 10 |
|
|
|||||||
Уравнение гидролиза СН3СООК:
89
СН3СООК + НОН СН3СООН + КОН Применив закон действующих масс к этой реакции, получим
C C
K CH3COOH KOH
CCH3COOK CH2O
Значение СН2О в разбавленных растворах можно считать постоянным.
Обозначив произведение К.СН2О через Кгидр. , получим:
C C
Kгидр CH3COOH KOH
CCH3COOK
Концентрация образовавшейся при гидролизе СН3СООН равна концентрации ионов ОН-, тогда
Kгидр C2OH
CCH3COOK
Используя это выражение, можно определить рН раствора:
|
|
|
|
|
|
|
KH2O |
СCH3COOK |
|
|
COH |
Kгидр СCH3COOK |
|
||||||||
|
|
Kкисл |
||||||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
||
|
10 14 |
10 3 |
|
0,75 10 6 |
моль/ л |
|
||||
1,75 10 5 |
|
|||||||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|||
СН+ = 10-14/0,75.10-6 = 1,32.10-8 моль/л;
рН = lgCH+ = lg(1,32.10-8) = 7,9.
§5. Задачи для самостоятельного решения
1.Составьте ионные и молекулярные уравнения реакций, протекающих при смешивании растворов:
a)сульфата хрома (III) и карбоната калия,
b)хлорида железа (II) и карбоната натрия,
c)хлорида железа (III) и цианида натрия.
2.Вычислить степень гидролиза в растворах: Ответ: 0,3%; 0,36%.
a)0,02М гидрофосфата натрия (,KH2 PO4- = 6,6.10-8);
b)0,5М хлорида цинка. (KZn(OH)2 =1,5.10-9).
3.Найдите степень гидролиза 0,001н NН4Сl и рН этого раствора.
4.Рассчитайте значения константы гидролиза, степени гидролиза и рН
разбавленного раствора нитрита аммония NH4NO2. Константы диссоциации Ka(HNO2) = 4.0 ∙ 10–4, Kb(NH4OH) = 1.8 ∙ 10–5.
90