Lektsia_6

Гидролиз- химическое взаимодействие солей с водой, приводящее к образованию слабого электролита.
Образование слабого электролита – обязательное условие процесса гидролиза!

Соли - продукты взаимодействия кислот с основаниями.
Различают четыре типа солей:
1 - соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием;
2 - соли образованные слабой кислотой и сильным основанием;
3 - соли, образованные сильной кислотой и слабым основанием;
4 - соли, образованные слабой кислотой и слабым основанием.

NaCl
NaOH HCl
сильное основание сильная кислота
[OH]- = [H]+
Н е й т р а л ь н а я среда
1. Соли, образованные сильными кислотами и сильными основаниями
Вывод: соли, образованные сильными кислотами и сильными основаниями, гидролизу не подвергаются.
Среда раствора – нейтральная. рН=7
Слабые электролиты не образуются

Соли, образованные слабой кислотой и сильным основанием
KNO2
Диссоциация: KNO2 ↔ K+ + NO2-
KOH – сильное основание; HNO2 – азотистая кислота, слабый электролит
Краткое ионное уравнение - уравнение получения слабого электролита:
NO2- + Н ОН ↔ НNO2 + ОН- рН >7
Полное ионное уравнение
К+ + NO2- + Н ОН ↔ К+ + НNO2 + ОН-
5) Молекулярное уравнение – к каждому иону подобрать противоион:
KNO2 + НОН ↔ КОН + НNO2

KNO2
KOH HNO2
сильное основание слабая кислота
что сильней того и больше! [OH]- > [H]+
Щ е л о ч н а я среда
Упрощенная схема гидролиза KNO2
рН > 7

3. Соли, образованные слабыми основаниями и сильными кислотами
FeCl3
Диссоциация FeCl3 Fe3+ + 3Cl-
HCl – сильная кислота; Fe(OH)3 – слабое основание гидролиз приведет к образованию слабого электролита – гидроксида железа (3)
I ступень
Fe3+ + HOH → Fe(OH)2+ + H+
Fe3+ +HOH + Cl- → Fe(OH)2+ + H+ + Cl-
FeCl3 + HOH → Fe(OH)Cl2 + HCl

II ступень
Fe(OH)Cl2 ↔ Fe(OH)2+ + 2Cl-
Fe(OH)2+ + HOH ↔ Fe(OH)2+ + H+
Fe(OH)2+ + 2Cl- + HOH ↔ Fe(OH)2 + + 2Cl- + H+
Fe(OH)Cl2 + HOH ↔ Fe(OH)2Cl + HCl
III ступень
Fe(OH)2Cl ↔ Fe(OH)2 + + 2Cl-
Fe(OH)2 + + HOH ↔ Fe(OH)3 + H+
Fe(OH)2 + + Cl- + HOH ↔ Fe(OH)3 + H+ + Cl-
Fe(OH)2Cl + HOH ↔ Fe(OH)3 + HCl
Коэффициенты из молекулярного уравнения переносят в полное ионное уравнение
Вывод:
соли, образованные слабыми основаниями и сильными кислотами, подвергаются частичному гидролизу (по катиону).
Среда раствора - кислая
При комнатной температуре гидролиз практически идет по I ступени. Причина: ионы Н+, выделившиеся на I ступени, сдвигают равновесие
II ступени в сторону исходных веществ.
Чем слабее основание, образующее соль, тем полнее будет идти гидролиз

2. Соли, образованные слабыми основаниями и сильными кислотами
FeCl3
Fe(OH)3 HCl
слабое основание сильная кислота
[OH]- < [H]+
(что сильней того и больше!)
К и с л а я среда

Соль образована слабым основанием и слабой кислотой.
1. Диссоциация: CH3COONH4 ↔ CH3COO- + NH4+
CH3COOH – слабая кислота; NH4OH – слабое основание
2. CH3COO- + NH4+ +HOН → CH3COOH + NH4OH
CH3COONH4 + H2O → CH3COOH + NH4OH
Образуется ДВА слабых электролита → гидролиз НЕОБРАТИМ
рН зависит от констант диссоциации кислоты и основания:
КNH4OH = 1.7 ·10-5 ; К CH3COOH = 1.74·10−5 рН ≈ 7

NH4NO2 → NH4+ + NO2-
NH4OH – слабое основание; HNO2 – слабая кислота
NH4+ + NO2- + НОН → H4OH + HNO2
Основание слабее, чем кислота. В растворе больше кислоты → рН <7
Соли, образованные слабыми основаниями и слабыми кислотами подвергаются ПОЛНОМУ гидролизу (и по катиону, и по аниону).
Среда раствора близка к нейтральной, либо к слабо щелочной, либо к слабо кислой (в зависимости от констант диссоциации слабых электролитов – кислоты и основания)
КNH4OH = 1.7 ·10-5 ; К HNO2 = 5·10−4

Степень гидролиза αг - доля гидролизованных единиц:
Константа гидролиза - Кг.
Количественные характеристики гидролиза

Константа гидролиза
Константа гидролиза выводится по краткому ионному равновесию.
Na2CO3 ↔ Na+ + CO32-
CO32- + HOH ↔ HCO3- + OH-
vпр ↔ vоб
Кр = ([HCO3-]·[OH-]) / [CO32-] · [HOH]
[HOH] = const → Кр · [HOH] = Кг
Константа гидролиза равна отношению произведения равновесных концентраций полученных ионов к произведению равновесной концентрации исходного иона по которому идет гидролиз

Между Кг и αг существует такая же связь, как между Кд и αд :
Константа гидролиза – постоянная величина для данного вещества.
Степень гидролиза растет с уменьшением концентрации раствора.