Главная страница Базы данных База данных понятий
Карта сайта

гидролиз

Происхождение названия:

Происходит от "гидро" - вода и "лизис" - разложение.

Описание:

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

Источники информации:

  1. Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии. - М.: Интеграл-Пресс, 2002. - С. 130-136
  2. Глинка Н.Л. Общая химия. - 30 изд. - М.: Интеграл-Пресс, 2003. - С. 254-258



    Если вы нашли ошибку на странице, выделите ее и нажмите Ctrl + Enter.