9.2.3. Реакции солей в растворе. Гидролиз солей

Соль можно определить как соединение, которое образуется в резуль­тате реакции между кислотой и гидроксидом  реакции нейтрализации, но не является водой.

Некоторые соли при растворении в воде образуют нейтральные раство­ры (рН ≈ 7). Другие соли образуют кислые или щелочные растворы. Это обу­словлено протеканием реакции между ионами соли и водой.

Гидролизом называется взаимодействие соли с водой, приводящее к образованию слабого электролита или труднорастворимого продукта.

Существует четыре типа солей.

1. Соль, образованная слабой кислотой и сильным гидроксидом (осно­ванием). Примерами таких солей являются: ацетат натрия CH₃COONa, кар­бонат калия К₂СО₃, сульфид натрия Na₂S, цианид калия KCN.

Запишем молекулярное уравнение гидролиза соли KCN.

KCN + НОН ⇄ КОН + HCN

В уравнение реакции входят сильные электролиты  KCN и КОН и слабые электролиты  НОН и HCN.

Ионно-молекулярный вид этого уравнения

K⁺ + CN⁻ + НОН ⇄ К⁺ + ОН⁻ + HCN

Окончательный вид уравнения гидролиза:

CN⁻ + НОН ⇄ ОН⁻ + HCN

В этом случае гидролизу подвергается анион соли (кислотный остаток).

В результате реакции образовался слабый электролит  HCN. В свободном виде в растворе образуются гидроксид-ионы ОН⁻, кото­рые обусловливают щелочную реакцию данного раствора (рН > 7).

Если в состав соли входит многозарядный ион, например Na₂СО₃, то в результате гидролиза образуются кислые соли:

Na₂CO₃ + НОН ⇄ NaOH + NaHCO₃

карбонат натрия гидрокарбонат натрия

2Na⁺ + CO₃²⁻ + НОН ⇄ Na⁺ + ОН⁻ + Na⁺ + HCO₃⁻

CO₃²⁻ + НОН ⇄ ОН⁻ + HCO₃⁻

В таких солях гидролиз идет, как правило, только по первой ступени. До образования слабой кислоты Н₂СО₃ дело, как правило, не доходит из-за образования в растворе свободных ОН⁻-ионов.

2. Соль, образованная слабым гидроксидом и сильной кислотой. Примерами таких солей могут служить: хлорид аммония NH₄Cl, сульфат железа (II) FeSO₄.

NH₄Cl + HOH ⇄ NH₄OH + HCl

NH₄⁺ + Cl⁻ + HOH ⇄ NH₄OH + H⁺ + Cl⁻

NH₄⁺ + HOH ⇄ NH₄OH + H⁺

В этом случае гидролизу подвергается катион соли. В результате реакции образовался слабый электролит NH₄OH. В свободном виде в растворе находятся катионы водорода H⁺, которые определяют кислую реакцию данного раствора (рН< 7).

Если в состав соли входит многозарядный ион, то образуются основные соли:

AlBr₃ + HOH ⇄ AlOHBr₂ + HBr или

бромид алюминия гидроксобромид

алюминия

Al³⁺ + HOH ⇄ AlOH²⁺ + H⁺

При большом количестве воды гидролиз частично идет дальше

AlOHBr₂ +НОН ⇄ Al(OH)₂Br + HBr или

дигидроксобромид

алюминия

AlOH²⁺ +НОН ⇄ Al(OH)₂⁺ + H⁺

До образования свободного гидроксида алюминия Al(OH)₃ дело, как правило, не доходит вследствие накопления в растворе ионов H⁺.

3. Соль, образованная слабым гидроксидом и слабой кислотой. К такому типу солей относятся ацетат аммония CH₃COONH₄, сульфид алюминия Al₂S₃.

В этом случае гидролизу подвергаются и катион, и анион соли, в результате образуются два слабых электролита.

CH₃COONH₄ + НОН ⇄ CH₃COOН + NH₄ОН

CH₃COO⁻ + NH₄⁺ + НОН ⇄ CH₃COOН + NH₄ОН

Реакция среды в данном случае зависит от относительной силы кислоты и основания. В случае их равной силы, как в приведенном примере, она может быть и нейтральной (рН ≈ 7).

4. Соль, образованная сильным гидроксидом и сильной кислотой. К этому типу солей относятся хлорид натрия NaCl , нитрат калия KNO₃ и т.п.

Соли этого типа гидролизу не подвергаются, т.к. в воде они полностью диссоциируют, а образующиеся ионы не вступают в реакцию с водой. В результате не происходит ни образования слабого электролита, ни накопления ионов Н⁺ или ОН⁻. Растворы этих солей нейтральны (рН = 7).

Константа и степень гидролиза

Гидролиз – обратимый процесс, для которого может быть написано выражение константы равновесия. Например, для случая гидролиза цианида калия

KCN + HOH ⇄ KOH + HCN

константа равновесия будет

К_равн.= .

Если записать уравнение гидролиза в сокращенном молекулярно-ионном виде

CN^- + HOH ⇄ OH^- + HCN,

то константа равновесия этого процесса будет

К_равн.= .

В разбавленных растворах концентрация воды представляет собой практически постоянную величину. Величина К_равн.  [HOH] для каждой гидролизующейся соли при заданной температуре будет величиной постоянной, обозначается К_гидр. и называется константой гидролиза данной соли.

К_гидр. = К_равн.  [HOH].

Окончательное выражение для константы гидролиза примет вид:

К_гидр.= , или в сокращенном виде К_гидр. = .

Величина константы гидролиза характеризует способность соли подвергаться гидролизу. При одинаковых температуре и концентрациях соли чем больше К_гидр., тем в большей степени гидролиз протекает.

Константа гидролиза связана с константой диссоциации слабых электролитов следующими зависимостями.

Для солей, образованных сильным гидроксидом и слабой кислотой (например, KCN):

К_гидр. = КН₂О / К_{дис. кислоты} .

Для солей, образованных сильной кислотой и слабым гидроксидом (например, NH₄Cl):

К_гидр. = КН₂О / К_{дис. гидроксида} .

Очевидно, что чем слабее кислота (для первого случая) и чем слабее гидроксид (для второго случая), тем в большей степени подвергаются гидролизу их соли.

Для солей, образованных слабой кислотой и слабым гидроксидом

(например, СН₃СООNH₄):

К_гидр. = КН₂О /(К_{дис. гидроксида}  К_{дис. гидроксида}).

Степенью гидролиза h называется доля электролита (соли), подвергшаяся гидролизу.

Обозначим исходную концентрацию соли, вступающую в реакцию гидролиза с_соли , моль/л.

Степень гидролиза связана с константой гидролиза следующим соотношением:

Для солей слабых кислот и сильных гидроксидов

.

Для солей слабых гидроксидов и сильных кислот

.

Гидролиз усиливается при нагревании раствора и при разбавлении (увеличении количества воды).

Рассчитать рН гидролизующихся солей можно по формулам:

а) для солей, образованных сильным гидроксидом и слабой кислотой

;

б) для солей, образованных слабым гидроксидом и сильной кислотой

.