Базы данных
База данных понятий
Происходит от "гидро" - вода и "лизис" - разложение.
Гидролизом называется взаимодействие вещества с водой, при котором составные части вещества соединяются с составными частями воды.
Гидролизу подвержены соединения различных классов. В случае реакций нейтрализации, в которых участвуют слабые кислоты и основания, реакции протекают не до конца Значит при этом в той или иной степени протекает и обратная реакция (взаимодействие соли с водой), приводящая к образованию кислоты и основания. Это и есть гидролиз соли.
В реакции гидролиза вступают соли, образованные слабой кислотой и слабым основанием, или слабой кислотой и сильным основанием, или слабым основанием и сильной кислотой. Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием, гидролизу не подвергаются.
Рассмотрим гидролиз соли, образованной одноосновной кислотой и одновалентным металлом. В качестве примера возьмем ацетат натрия - соль слабой кислоты и сильного основания. Уравнение гидролиза этой соли имеет вид
СН3СООNa + Н2O = СН3СООН+ NaOH
или в ионно-молекулярной форме:
СН3СОО- + Н2O = СН3СООН + ОН-
Уравнение показывает, что в данном случае гидролизу подвергается анион соли и что реакция сопровождается образованием ионов ОН-. Но поскольку ионное произведение воды величина постоянная, то при накоплении ионов ОН- концентрация ионов гидроксония уменьшается. Следовательно, растворы солей, образованных слабой кислотой и сильным основанием, имеют щелочную реакцию.
Аналогично в случае соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой, гидролизу подвергается катион соли и реакция сопровождается образованием ионов Н3О+, например:
NH4Cl + Н2O = NH4ОН + НСl
или
NH4 + + 2Н2O = NH4ОН + Н3O+
Накопление ионов Н3О+ приводит к уменьшению концентрации ионов ОН- .
Таким образом, растворы солей, образованных слабым основанием и сильный кислотой, имеют кислую реакцию.
В рассмотренных случаях гидролизу подвергается не все количество находящейся в растворе соли, а только часть его. Иначе говоря, в растворе устанавливается равновесие между солью и образующими ее кислотой и основанием. Доля вещества подвергающаяся гидролизу, — степень гидролиза зависит от константы этого равновесия, а также от температуры и от концентрации соли.
Запишем уравнение гидролиза в общем виде. Пусть НА - кислота, МОН - основание, МА - образованная ими соль. Тогда уравнение гидролиза будет иметь вид:
MA + H2O = HA + MOH
Этому равновесию отвечает константа:
Kc = [HA][MOH]/[MA][H2O]
Концентрация воды в разбавленных растворах представляет собой практически постоянную величину. Обозначая Kг = Kc [H2O], получаем:
Kг = [HA][MOH]/[MA]
Величина Kг называется константой гидролиза соли. Ее значение характеризует способность данной соли подвергаться гидролизу; чем больше Kг тем в большей степени (при одинаковых температуре и концентрации соли) протекает гидролиз.
Для случая соли образованной слабой кислотой и сильным основанием, константа гидролиза связана с константой кислотности кислоты Kк зависимостью:
Kг = Kв/Kк
Это уравнение показывает, что Kг тем больше, чем меньше Kк . Иными словами, чем слабее кислота, тем в большей степени подвергаются гидролизу ее соли.
Для солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой, аналогичное соотношение связывает константу гидролиза с константой основности основания:
Kг = Kв/ Kо
Поэтому, чем слабее основание, тем в большей степени подвергаются гидролизу образованные им соли.
Для солей, образованных слабой кислотой и слабым основанием, константа гидролиза связана с константами протолиза кислоты и основания следующим соотношением:
Kг = Kв/ KоKк
Степень гидролиза определяется природой соли, ее концентрацией и температурой. Природа соли проявляется в величине константы гидролиза. Зависимость от концентрации выражается в том, что с разбавлением раствора степень гидролиза увеличивается.
Влияние температуры на степень гидролиза вытекает из принципа Ле Шателье. Все реакции нейтрализации протекают с выделением теплоты, а гидролиз — с поглощением теплоты. Поскольку выход эндотермических реакций с ростом температуры увеличивается, то и степень гидролиза растет с повышением температуры.
Из сказанного ясно, что для ослабления гидролиза растворы следует хранить концентрированными и при низких температурах. Кроме того, подавлению гидролиза способствует подкисление (в случае солей, образованных сильной кислотой и слабым основанием) или подщелачивание (для солей, образованных сильным основанием и слабой кислотой) раствора.
Степенью гидролиза h называется доля электролита, подвершаяся гидролизу. Она связана с константой гидролиза Kг уравнением, аналогичным закону разбавления Оствальда для диссоциации слабого электролита:
Kг = h2Cм/(1-h)
Чаще всего гидролизованная часть соли очень мала, а концентрация продуктов гидролиза незначительна. В подобных случаях свзь между константой и степенью гидролиза выражается более простыми отношениями:
Kг = h2Cм и h = √(Kг/Cм)
Примеры решения задач:
Задача 1. Вычислить степень гидролиза ацетата калия в 0,1 М растворе и рН раствора.
Решение. Уравнение реакции гидролиза:
СН3СОО- + Н2O = СН3СООН + ОН-
Для вычисление степени гидролиза найдем константу гидролиза. Константа диссоциации уксусной кислоты равна 1,8 * 10-5, откуда константа гидролиза:
Kг = Kв/Kк = 10-14/(1,8 * 10-5) = 5,56 * 10-10
Степень гидролиза:
h = √(Kг/Cм) = √(5,56 * 10-10/0,1) = 7,5 * 10-5
Для вычисления рН следует принять во внимание. что в результате гидролиза аниона ацетата образуется один гидроксид-ион. Если исходная концентрация гидролизующихся ионов Cм моль/л, а гидролизу подверглась доля h этих анионов, то при этом образовалось hCм моль/л гидроксид-ионов. Таким образом:
[OH-] = hCм = 7,5 * 10-5 * 0,1 = 7,5 * 10-6 моль/л
Следовательно:
pOH = -lg[OH-] = -lg(7,5 * 10-6) = 5,12
Отсюда: pH = 14 - pOH = 14 - 5,12 = 8,88