Când sărurile dizolvate în disocierea apei se produce nu numai ionii de hidratare și acești ioni și interacțiunea moleculelor de apă cu ioni, ceea ce duce la descompunerea moleculelor de apă în H + și OH - din atașarea unuia dintre ele la un ion de sare și eliberează celălalt:
PH-ul soluției se modifică. Acest proces - descompunerea schimbătoare a apei de către ionii de sare - se numește hidroliză sau, cu referire la orice solvent, solvoliză.
Hidroliza are loc numai în acele cazuri în care ionii, care rezultă din disocierea electrolitică a sării - cation, anion, sau ambele - sunt capabile să formeze un ioni de apă slabodissotsiiruyuschie compus și aceasta, la rândul său, are loc atunci când cationul - polarizator puternic ( cation al unei baze slabe). și anionul este ușor polarizat (anion slab al acidului). PH-ul mediului se schimbă. Dacă cationul formează o bază puternică și anionul - acid tare, ei nu suferă hidroliză.
Astfel, hidroliza vor fi supuse unor cationi puternic polarizatoare puternice (Al 3+ Fe3 + Bi 3+, etc ....) și anioni puternic polarizabil (CO3 2 -. SO3. 2 - NO2 -. CN -. S 2 -, etc. ) .. In schimb, cationi polarizante slab (Na + Ca2 + ..) și anioni slab polarizabil (SO4 2 -...) Nu sunt hidrolizate. În același timp, se poate observa că, cationii polarizante puternic sunt baze slabe, și anioni puternic polarizabilă - (. Puterea acizilor și bazelor vezi secțiunea 6.5.2) acid slab. Prin urmare, este posibil să se formuleze regularitățile de hidroliză a soluțiilor diluate de săruri după cum urmează:
1. Hidroliza unei sări a unei baze slabe și a unui acid tare trece prin cation, se poate forma o bază slabă sau sare bazică, iar pH-ul soluției va scădea:
2. Hidroliza sării unui acid slab și a unei baze puternice trece prin anion, în timp ce se poate forma un acid slab sau o sare acidă, iar pH-ul soluției va crește:
În mod obișnuit, hidroliza sarei, dacă apare peste un cation ionic sau un anion multiplu încărcat, nu depășește prima etapă, deoarece de obicei gradul de hidroliză din a doua etapă este mult mai mic decât în prima etapă. Excepțiile sunt sărurile care formează compuși intermediari sau finali foarte puțin solubili sau extrem de volatili. De exemplu, în exemplul de mai jos, hidroliza cationului trivalent avansează în a doua etapă datorită formării unei săruri oxo insolubile:
Sb 3+ + H20SbOH2 + + HCI;
3. Hidroliza unei sări a unei baze slabe și a unui acid slab, de obicei, se desfășoară din toată inima pentru a forma un acid slab și o bază slabă; PH-ul soluției este puțin diferit de 7 și este determinat de rezistența relativă a acidului și a bazei:
Reacția continuă până la sfârșit, în acest caz, deoarece H + este format în timpul hidrolizei cationului. în timpul hidrolizei anionului - OH. Mai mult, apare formarea H2O din ele (cu eliberarea energiei), ceea ce schimbă echilibrul hidrolizei spre dreapta.
4. Hidroliza sării de bază tare și acid tare nu se desfășoară:
Un caz special de hidroliză - hidroliza halogenuri, și alți compuși similari tioangidridov covalente când produsul de hidroxid de hidroliză atom electropozitiv este acid (adică, acid):
În aceste cazuri, hidroliza are loc cu formarea a doi acizi, iar acest lucru are loc într-o formă moleculară, deoarece anhidridele din soluția apoasă nu disociază într-un cation și un anion.
În multe cazuri este necesară prevenirea hidrolizei. Această problemă este rezolvată ca problemă obișnuită a deplasării echilibrului: este necesar să se adauge la soluție un acid puternic (în hidroliză cu un cation) sau alcalină (hidroliză cu anion).
Caracteristicile cantitative ale hidrolizei. Hidroliza ca disociere, poate fi caracterizată printr-un grad de AH (proporția unităților hidrolizată) și constantă Kr Kr .Daca aceasta poate fi exprimată în Kd și Kv acid slab (Kd.k) sau bază (Kd.osn). De exemplu, pentru hidroliza anionică:
Pentru o sare a unei baze slabe și a unui acid slab:
Între Kr și a2 există aceeași relație ca și între Kd și ad:
Exemplul 23. Când se amestecă o soluție de Al2 (S04) 3 și Na2C03, se precipită un precipitat și se eliberează gaz. Efectuați ecuațiile ionice și moleculare ale proceselor care apar.
Soluția. În soluții de Al2 (SO4) 3 și Na2C03. luată separat, se stabilește un echilibru:
Al 3+ + H2O AlOH 2+ + H +
iar hidroliza acestor săruri este limitată în practică la această primă etapă.
Dacă soluția amestecată a acestor săruri, este câștigul relativ al fiecărei hidroliză, deoarece ionii H + și OH - formează o moleculă a unui electrolit slab H2O, echilibrul deplasează spre dreapta și trece prin hidroliză.
Exemplul 24. Prin adăugarea uneia dintre substanțele de mai sus, este posibil să se reducă hidroliza sării Na2C03: a) HCI, b) NaOH, c)
Soluția. Să notăm ecuația ionică a hidrolizei:
Deoarece procesul de hidroliză este reversibil, în conformitate cu legea acțiunii în masă, este posibilă deplasarea echilibrului într-o direcție sau alta prin introducerea unui acid sau a unei baze în soluție. În prezența alcalinilor, concentrația de ioni de OH crește, echilibrul se schimbă spre stânga și hidroliza este suprimată. Când se adaugă acid, se produce legarea ionilor OH - și H + în apă, iar echilibrul este deplasat spre dreapta, hidroliza este mărită.
Prin urmare, hidroliza Na2C03 poate fi redusă prin adăugarea de NaOH și Na2S (deoarece soluția sării Na2S are un mediu alcalin datorită hidrolizei):
Exemplul 25. Indicați, fără a face calcule, care dintre cele două săruri - Na2S03 sau Na2CO3 - este mai hidrolizată?
Soluția. Pentru a răspunde la această întrebare, este necesar să se compare constantele de disociere ale acizilor - H2SO3 și H2CO3. Din tabelul 6.3 rezultă că H2S03 este un acid mai puternic (K = 1,7 · 10-2) decât H2CO3 (K = 4,5 · 10-7). Prin urmare, Na2C03 este hidrolizat într-o măsură mai mare decât Na2S03.
Exemplul 26. Definiți ag. Kg și soluție de Na (CH3COO) 0,01 N, dacă constanta de disociere a acidului acetic este de 1,8 x 10 -5 (Tabelul 6.3).
Soluția. Se scrie ecuația de hidroliză
Deoarece NaOH este o bază puternică și CH3COOH este un acid slab, mediul va fi alcalin. Să găsim constanta de hidroliză din formula:
Să găsim gradul de hidroliză conform formulei:
Pentru a găsi pH-ul, se calculează concentrația de ioni OH:
[OH -] = a × × CM = 2,36 × 10-4 × 10-2 = 2,36 × 10-6 (mol / l).
Definim pOH = -lg [OH -] = -lg 2,36 × 10 -6 = 2,24.
Mai jos definim aciditatea prin formula (6.24):
pH = 14 - pOH = 14 - 2,24 = 11,76.
Mediul este foarte puternic alcalin.
În cazul hidrolizei sărurilor acizilor polivalenți și a bazelor, în principiu, este necesar să se țină cont de hidroliză în a doua, a treia, etc. pași. De exemplu, în cazul hidrolizei azotatului de aluminiu, procesul de hidroliză are loc în trei etape:
Cu toate acestea, de obicei, este suficient să se țină cont de hidroliză în prima etapă, deoarece Kd, k și Kd, Înlocuirea în formulele (6.28-6.30) diferă pentru etapele succesive de disociere în zeci și sute de mii de ori.
Exemplul 27. Se calculează constantele și gradele de hidroliză pentru o soluție 0,1 M de K3P04. Trebuie să țin cont de gradul 2 și 3 de hidroliză? Determinați pH-ul soluției.
Soluția. Având în vedere sarea unei baze puternice și a unui acid slab, aceasta înseamnă că hidroliza provine numai de la anion. Să notăm ecuațiile de hidroliză ionică pentru toate etapele de hidroliză:
Rolul unui acid slab pentru etapa I este jucat de ionul HRO4 2 -. pentru al doilea - H2 P04 - și pentru 3-y-H3PO4; în consecință, constanta de disociere a acidului pentru prima etapă va fi K3. pentru al doilea - K2 și pentru al treilea - K1 (tabelul 6.3):
Apoi, în conformitate cu formula (6.28):
Gradul de hidroliză se calculează conform formulei (6.31), luând în considerare,
C3 = a2 g × C2 = 1,25 × 10-3 × 0,049 = 6,1 × 10-5.
Calculele arată că contribuția pasilor doi și trei este într-adevăr nesemnificativă. Prin urmare, la calcularea pH-ului, folosim datele pentru prima etapă.
[OH -] = a1 1 × C1 = 2,8 · 10 - 2 · 0,1 = 2,8 · 10 - 3. De unde pOH = -lg 2,8 · 10-3 = 2,55.
În cele din urmă, obținem: pH = 14 - pON = 11,45.
Articole similare
Trimiteți-le prietenilor: