Свойства растворов электролитов

СВОЙСТВА РАСТВОРОВ ЭЛЕКТРОЛИТОВ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ Распад вещества в растворе или в расплаве на ионы называется электролитической диссоциацией. Вещества, распадающиеся в растворах или расплавах на ионы, называются электролитами. К электролитам относятся вещества, имеющие ионную кристаллическую решетку (большинство солей и оснований), или вещества, состоящие из молекул с полярной связью (кислоты). Положительно заряженные ионы называются катионами. Отрицательно заряженные ионы называются анионами. Теорию электролитической диссоциации разрабатывали Аррениус, Д.И. Менделеев, И.А. Каблуков, Нернст, Дебай, Хюккель и другие ученые. Основные положения теории электролитической диссоциации: • возможность диссоциации определяется природой растворенного вещества и растворителя; • электролитической диссоциации подвергаются ионные соединения и молекулярные соединения с полярным типом связи в полярных растворителях; • вещества распадаются на ионы под действием растворителя; • диссоциация – процесс обратимый. Наряду с прямым процессом диссоциации, происходит обратный процесс – ассоциация. • ионы в растворе сольватированы (в водном растворе гидратированы), т. е. окружены оболочкой из молекул растворителя. Источником энергии, необходимой для разрушения связей в растворяемом веществе, является взаимодействие растворенного вещества с растворителем. В общем случае это взаимодействие называется сольватацией, а если растворителем является вода, то взаимодействие называется гидратацией. Схематически гидратация ионов при растворении NaCl показана на рис. 1. Рис. 1. Электролитическая диссоциация соли в раствор В водном растворе ионы гидратированы, т. е. окружены оболочкой из молекул воды. Гидратированные (сольватированные) ионы – это соединения с сильно полярной связью между катионом или анионом, с одной стороны, и окружающей их гидратной (сольватной) оболочкой, с другой стороны. Иначе протекает диссоциация полярных молекул (рис. 2). Молекулы воды, притянувшиеся к концам полярной молекулы (диполь - дипольное взаимодействие) вызывают расхождение ее полюсов - поляризуют молекулу. Такая поляризация в сочетании с колебательным тепловым движением атомов в молекуле, а также с непрерывным тепловым движением окружающих ее молекул воды приводит к распаду полярной молекулы на ионы. Как и в случае растворения ионного кристалла, эти ионы гидратируются. При этом ион водорода Н+ (протон) оказывается прочно связанным с молекулой воды в ион гидроксония Н3О+. Так, при растворении в воде хлороводорода происходит процесс, который схематически можно выразить уравнением: HCl + H2O  H3O+ + Cl. Рис. 2. Схема электролитической диссоциации полярных молекул в растворе. Теория электролитической диссоциации определяет кислоты, основания и соли по характеру их диссоциации. Кислоты диссоциируют на катионы водорода (точнее – ионы гидроксония) и анионы кислотного остатка. Одноосновные кислоты диссоциируют в одну ступень, а многоосновные – в несколько ступеней: Одноосновная кислота HNO3 + H2O  H3O+ + NO3, или в упрощенном виде HNO3  H+ + NO3. Трёхосновная кислота 1 ступень: H3PO4  H+ + H2PO4- 2 ступень: H2PO4-  H+ + HPO42- 3 ступень: HPO42-  H+ + PO43-. Основания диссоциируют на катион металла и анионы ОН-. Однокислотные основания диссоциируют в одну ступень, а многокислотные – в несколько ступеней: Однокислотное основание КОН  К+ + ОН- Двухкислотное основание 1 ступень: Mg(OH)2  MgОH+ + ОH- 2 ступень: MgОH+  Mg2+ + ОH- Амфотерные гидроксиды могут диссоциировать как по типу кислоты, так и по типу основания: Zn2+ + 2OH-  Zn(OH)2 + 2H2O  2H+ + [Zn(OH)4]2- в кислой среде в щелочной среде Например, при взаимодействии гидроксида цинка с кислотой протекает реакция: Zn(OH)2 + 2HCl  ZnCl2 + 2H2O При взаимодействии этого же гидроксида со щёлочью будет протекать реакция: Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2[Zn(OH)4] Соли диссоциируют на катионы металла или аммония и анионы кислотного остатка. Средние и двойные соли диссоциируют полностью в одну ступень: К2SO3  2К+ + SO32- NН4Сr(SO4)2  NН4+ + Cr3+ + 2SO42- Кислые и основные соли диссоциируют ступенчато: 1 ступень: КHSO3  K+ + HSO3- 2 ступень: HSO3-  H+ + SO32- 1 ступень: CuOHCl  CuOH+ + Cl- 2 ступень: CuOH+  Cu2+ + OH- СТЕПЕНЬ ДИССОЦИАЦИИ. СИЛА ЭЛЕКТРОЛИТОВ Все электролиты подразделяются на два типа: сильные и слабые электролиты. Сильные электролиты в водных растворах распадаются на ионы полностью, и этот процесс практически необратим HСl  H+ + Cl-; Na2SO4 2Na+ + SO4 2–. Слабые электролиты диссоциируют на ионы частично CH3COOH ⇄ CH3COO + H+. Для количественной оценки электролитической диссоциации было введено понятие степени электролитической диссоциации . Степень электролитической диссоциации – это отношение числа молекул, диссоциированных на ионы, к общему числу молекул растворенного электролита:  = , 0    1. Степень диссоциации выражают в долях единицы или в процентах. Для слабых электролитов   1. Для сильных электролитов предполагают, что  = 1. Сильные электролиты диссоциируют практически полностью, и этот процесс практически необратим. К сильным электролитам относят: • многие растворимые соли (хлорид натрия NaCl, сульфат калия K2SO4, нитрат калия KNO3, хлорид цинка ZnCl2 и др.); • многие неорганические кислоты (хлороводородная (соляная) HCl, бромоводородная HBr, йодоводородная HI, серная H2SO4, азотная HNO3, хлорная HClО4, хлорноватая HClО3, марганцовая HMnО4, хромовая H2CrО4, дихромовая H2Cr2О7); • гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов (гидроксид натрия NaOH, гидроксид калия KOH, гидроксид лития LiOH, гидроксид сезия CsOH, гидроксид рубидия RbOH, гидроксид кальция Ca(OH)2, гидроксид бария Ba(OH)2, гидроксид стронция Sr(OH)2). При растворении слабые электролиты диссоциируют частично и обратимо с установлением равновесия. К слабым электролитам относятся: • кислоты (угольная H2CO3, фосфорная Н3РО4, сероводородная H2S, уксусная CH3COOH, борная Н3ВО3, синильная НСN и др.); • основания (гидроксид аммония NH4OH, гидроксид алюминия Al(OH)3 и др.); В растворе слабого электролита устанавливается равновесие между недиссоциированными молекулами и диссоциированными ионами. Силами взаимодействия между ионами слабого электролита, как правило, пренебрегают. Например, уксусная кислота в растворе диссоциирует по уравнению CH3COOH ⇄ H+ + CH3COOH. На основании закона действующих масс константа диссоциации этой реакции запишется: Константа равновесия К в данном случае называется константой диссоциации. Константа диссоциации представляет собой важную характеристику слабых электролитов. Чем меньше константа диссоциации, тем слабее диссоциирует электролит. Как уже отмечалось слабые многоосновные кислоты и многокислотные основания диссоциируют ступенчато. Первый ион Н+ или ОН отрывается от молекулы легче, чем последующие, поэтому константа диссоциации на каждой последующей ступени на несколько порядков ниже, чем на предыдущей ступени. Для примера рассмотрим ступенчатую диссоциацию фосфорной кислоты и гидроксида цинка. Первая ступень H3PO4 ⇄ H+ + H2PO4 K1 = 7,53·103 Вторая ступень H2PO4 ⇄ H+ + HPO4 2 K2 = 6,31·108 Третья ступень HPO42⇄ H+ + PO4 3 K3 = 1,26·1012 Первая ступень Zn(ОН)2 ⇄ ZnОН+ + OH K1 = 4,4·105 Вторая ступень ZnOH+ ⇄ Zn(OH)2 + OH K2 = 1,5·109 Сравнивая величины констант диссоциации, видим, что первая ступень диссоциации выражена значительно сильнее, чем последующие. Поэтому в растворах таких веществ в заметных количествах имеются только те ионы, которые образуются по первой ступени диссоциации. Константа диссоциации, как и любая константа равновесия, зависит от природы диссоциирующего вещества, от температуры, и не зависит от концентрации раствора. С повышением температуры константа диссоциации обычно уменьшается. В соответствии с принципом Ле - Шателье это означает, что процесс диссоциации является экзотермическим, т.е. теплота гидратации ионов выше энергии, затрачиваемой на разрыв внутримолекулярных связей. Как ранее указывалось, под степенью электролитической диссоциации  понимают отношение числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу молекул растворенного вещества. На примере реакции диссоциации уксусной кислоты рассмотрим, как зависит степень диссоциации слабого электролита от его концентрации в растворе. Пусть исходного вещества CH3COOH взято 1 моль. На ионы распалась часть моля, равная , т.е. образовалось ионов H+ = CH3COO = . Осталось не распавшихся молекул 1 – . Если объем раствора, в котором растворен 1 моль взятого вещества, равен V, то концентрации будут равны: ; [CH3COO—]=; [CH3COOH]=. Константа диссоциации будет равна: K = , а т. к. (концентрация), то K=. Если   1, то можно считать, что К  2С, т. е.   . Степень диссоциации слабых электролитов зависит от температуры и от концентрации электролита. Это соотношение между константой диссоциации и степенью диссоциации электролита в 1888 г. вывел немецкий ученый Фридрих Оствальд, и называется оно законом разбавления Оствальда. По закону разбавления Оствальда: с уменьшением концентрации раствора степень диссоциации слабого электролита увеличивается. СИЛЬНЫЕ ЭЛЕКТРОЛИТЫ Сильные электролиты диссоциируют в водных растворах нацело, поэтому степень их диссоциации  должна составлять единицу, однако на практике это не наблюдается. Измерения электропроводности и других величин показывают, что у сильных электролитов   1. Например, для хлорида натрия NaCl изотонический коэффициент ί должен быть равен двум, а степень диссоциации  единице. Однако измерения дают величины ί  2 и   1. При сильном разбавлении раствора ί  2,   1 (например, ί  2 при C  10– 4 моль/л). При увеличении концентрации раствора сильного электролита за счет незначительных расcтояний между ионами заметно усиливается электростатическое взаимодействие между ними. В таких растворах ионы не вполне свободны, они не могут двигаться совершенно независимо друг от друга. Например, ионы Na+ тормозят перемещение ионов Cl– и обратно, что снижает их активность. Поэтому экспериментально определяемые свойства растворов электролитов средних и высоких концентраций не соответствуют представлениям об их полной диссоциации. Это явление потребовало ввести для описания свойств растворов электролитов понятие активности (активной концентрации ионов). Активность связана с концентрацией растворенного вещества соотношением a =  C, где a – активность;  – коэффициент активности (обычно   1); C – молярная концентрация, (моль/л). Активность  это мера реального поведения вещества в растворе с учетом эффектов взаимодействия ионов между собой и с молекулами растворителя. Коэффициент активности характеризует степень отклонения свойств данного раствора от свойств идеального раствора. Часто величину  рассматривают как «кажущуюся степень диссоциации» электролита, так как коэффициент активности, как и активность, имеет значения меньше теоретических. Поскольку    то   C, т. е. активность ионов меньше их концентрации и приближается к концентрации только с разбавлением электролита. Коэффициент активности зависит от концентрации раствора, валентности, радиуса, эффективного заряда ионов, ионной силы раствора и некоторых других факторов. Следует отметить, что коэффициент активности иона определяется ионной силой раствора. Ионная сила раствора J зависит от заряда z и концентрации С ионов и рассчитывается как полусумма произведений концентраций всех ионов на квадрат их заряда в соответствии с уравнением J = 0,5·(z12C1 + z22C2 + + zn2Cn), где z1, z2, zn и C1, C2, Cn – заряды и концентрации ионов данного вида. Для разбавленных растворов зависимость между коэффициентом активности и ионной силой раствора выражается упрощенным уравнением где i – коэффициент активности иона; zi – заряд иона; J – ионная сила раствора. Пример 1. Определим ионную силу раствора, содержащего 0,005 моль/л HCl и 0,001 моль/л СаСl2. Рассчитаем активности ионов H+, Cl- , Са2+. Диссоциация электролитов происходит в соответствии с уравнениями HCl  H+ + Cl – , СаCl2  Са2+ + 2Cl –. Концентрации С и заряды z ионов равны: для H+ С1 = 0,005 моль/л, z1 = +1; для Са2+ С2 = 0,001 моль/л, z1 = +2; для Cl – С3 = 0,007 моль/л, z1 = –1. Согласно уравнению получаем величину ионной силы раствора J = 0,5 · [12·0,005 + 22 · 0,001 + (–1)2 · 0,007] = 0,008 Рассчитываем коэффициенты активности ионов. = – 0,510,089 = – 0,045;= 0,902; = – 0,540,089 = – 0,178; = 0,664 = – 0,510,089 = – 0,045; = 0,902. Находим активности ионов. ; ; . ИОННОЕ ПРОИЗВЕДЕНИЕ ВОДЫ. ВОДОРОДНЫЙ ПОКАЗАТЕЛЬ Вода является очень слабым электролитом. Процесс электролитической диссоциации воды протекает по схеме Н2О ⇄ Н+ + ОН– , Н = 57,4 кДж/моль. С учетом гидратации водородного иона, сопровождающейся образованием гидроксоний-иона H3O+, уравнение электролитической диссоциации воды можно записать более строго 2H2O ⇄ H3O+ + OН– . Процессу электролитической диссоциации воды соответствует константа диссоциации . По электрической проводимости экспериментально установлено, что при 22 0С К = 1,8·10 –16. Так как вода диссоциирует в очень малой степени, можно считать, что равновесная концентрация воды H2O постоянная величина. В 1 л воды (1 л  1 кг) содержится 55,6 моль воды. Уравнение (76) можно представить в форме H+ OH– = K H2O = 1,8 ·10 –16·55,6 = 10 –14 Следовательно, произведение концентраций ионов является при данной температуре постоянной величиной H+·OH– = Kв. Константа Kв называется ионным произведением воды. Так как в воде концентрации катионов водорода (гидроксония) и гидроксид-анионов равны, то H+ = OH– = = 10 – 7 (моль/л) Растворы, в которых H+ = OH–, являются нейтральными. В кислой среде H+  10 –7 моль/л и соответственно OH–   10 –7 моль/л. В щелочной среде H+  10 –7 моль/л и соответственно OH–  10 –7 моль/л. На практике для оценки характера среды пользуются концентрацией ионов водорода, причем для удобства берут отрицательный десятичный логарифм концентрации, который обозначается символом рН и называется водородным показателем. Водородный показатель рН представляет собой десятичный логарифм концентрации ионов водорода, взятый с обратным знаком рН = – lg[H+]. Для нейтрального раствора (при 22оC) pH = 7. В кислой среде рН  7, а в щелочной рН  7. Изменение pH раствора от 0 до 6 означает ослабление кислотности; при pH = 7 раствор нейтральный; при изменении pH от 7 до 14 происходит усиление щелочности раствора. Измерение концентрации водородных ионов ведут колориметрическим методом или методом, основанным на измерении электродвижущих сил (ЭДС). Последний метод наиболее точен и применим к любым растворам (окрашенным и непрозрачным). Колориметрический, или индикаторный, метод требует прозрачных окрашенных растворов и является менее точным. Он позволяет определить pH растворов от целых до десятых долей единицы. Индикаторный метод основан на сравнении изменяющейся окраски индикатора в определенных интервалах pH. ПРОИЗВЕДЕНИЕ РАСТВОРИМОСТИ Если рассматривать равновесие «малорастворимый электролит ⇄ насыщенный водный раствор электролита», иначе KmАn ⇄ mKn+ + nAm– , то можно записать выражение для константы равновесия K K = или nmm–n  mn. Так как концентрация твердого компонента mn постоянна, то произведение mn. является величиной постоянной. Обозначив эту величину буквами ПР (произведение растворимости), получим выражение ПР =nmm–n. В насыщенном растворе малорастворимого электролита произведение концентраций (активностей) ионов в степени их стехиометрических коэффициентов является при данной температуре величиной постоянной. С повышением температуры произведение растворимости ПР обычно растет. Численное значение произведения растворимости ПР можно рассчитать, зная растворимость малорастворимого электролита. Пример 2. Определим произведение растворимости ПР хлорида серебра AgCl, если растворимость AgCl в воде составляет (в нормальных условиях) 1,310-5 моль/л. Определяем концентрацию катионов и анионов. В соответствии с состоянием равновесия AgCl ⇄ Ag+ + Cl– Ag+Cl– = 1,310–5 моль/л. По уравнению (78) получаем ПР = (1,310–5)2 = 1,6910–10. Пример 3. Определим ПР гидроксида алюминия Al(OH)3, если его растворимость составляет 2,910–9 моль/л. Определяем концентрацию катионов и анионов. В соответствии с состоянием равновесия Al(OH)3 ⇄ Al 3+ + 3ОН– на каждый ион Al 3+ приходится три гидроксид-иона ОН–, поэтому концентрация катионов Al 3+ составляет 2,910–9 моль/л, концентрация анионов ОН– – 8,710–9 моль/л. ПР = 2,910–9 · (8,710–9)3 = 1,9110–33 Произведение растворимости имеет широкое применение при определении условий полноты осаждения соединений. Труднорастворимый электролит выпадает в осадок, если произведение концентраций (активностей) его ионов в растворе превысит значение ПР. Например, доливая к раствору сульфата кальция CaSO4, где ПР = 2,310–4, электролит, содержащий ионы SO42–, мы достигаем ПР  2,310–4, т. е. образуется пересыщенный раствор и из него может выпадать осадок CaSO4. Пример 4. Определите, выпадет ли осадок при сливании равных объемов 0,01 н. растворов HCl и AgNO3. Произведение растворимости хлорида серебра ПР = 1,6910–10. Концентрация ионов после сливания двух растворов равных объемов будет составлять по 0,01/2 =0,005 моль/л каждого. Фактическое произведение растворимости составляет ПРфакт = (0,005)2 = 2,510–5 Мы видим, что ПРфакт  ПР, следовательно, осадок будет активно выпадать. ИОННЫЕ УРАВНЕНИЯ РЕАКЦИЙ Теория электролитической диссоциации признает, что все реакции в водных растворах электролитов являются реакциями между ионами. А поскольку при взаимодействии ионов энергия активации очень мала, то такие реакции протекают с очень большими скоростями. Реакции в водных растворах электролитов изображаются в виде ионных уравнений. При составлении ионных уравнений реакций следует вещества малодиссоциированные, малорастворимые (выпадающие в осадок) и газообразные изображать в виде молекул. Знак ↓, стоящий при формуле вещества, обозначает, что вещество удаляется из сферы реакции в виде осадка; знак ↑ обозначает, что вещество удаляется из сферы реакции в виде газа. Сильные растворимые электролиты пишутся в виде ионов. Сумма электрических зарядов левой части уравнения должна быть равна сумме электрических зарядов правой части. Ионными уравнениями могут быть изображены любые реакции, протекающие в растворах между электролитами. Если при таких реакциях не происходит изменение зарядов ионов (не изменяется степень окисления), то они называются ионообменными. Правило Бертолле: равновесие в ионообменных реакциях смещается в сторону образования наименее диссоциированных соединений. В соответствии с этим направление реакций ионного обмена определяется следующим эмпирическим правилом: ионные реакции протекают в сторону образования осадков, газов, слабых электролитов, комплексных ионов. 1) Образование осадков: AgNO3 + NaCl  AgCl + NaNO3 (молекулярное уравнение) В растворе: Ag+ + NO3- + Na+ + Cl-  AgCl + Na+ + NO3- (полное ионно-молекулярное уравнение) Исключим ионы, которые не взаимодействуют, тогда уравнение имеет вид: Ag+ + Cl-  AgCl. (сокращенное ионно-молекулярное уравнение) 2) Образование газов: Na2S + H2SO4  H2S + Na2SO4; 2Na+ + S2- + 2H+ + SO42-  H2S + 2Na+ + SO42-; 2H+ + S2-  H2S. 3) Образование слабых электролитов: А) Образование воды. Реакция, протекающая с образованием воды при взаимодействии ионов водорода (точнее, ионов гидроксония) и гидроксид-ионов, называется реакцией нейтрализации. NaOH + HCl  H2O + NaCl Na++OH- + H++Cl-  H2O + Na++Cl- OH- + H+  H2O Б) Образование слабого основания. NH4Cl + KOH  NH4OH + KCl NH4+ + Cl- + K+ + OH-  NH4OH + K+ + Cl- NH4+ + OH-  NH4OH. В) Образование слабой кислоты. 2СH3COONa + H2SO4  2CH3COOH + Na2SO4 2СH3COO- + 2Na+ + 2H+ + SO42-  2CH3COOH + 2Na+ + SO42- CH3COO- + H+  CH3COOH. Г) Образование комплексных соединений (ионов). FeCl2 + 6KCN = K4[Fe(CN)6] + 2KC1 Fe2++2Cl- + 6K++6CN- = 4K+ + [Fe(CN)6]4- + 2K++2C1- Fe2+ + 6CN- = [Fe(CN)6]4-. ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ Гидролиз солей – процесс обменного взаимодействия ионов соли с водой, приводящий к образованию слабого электролита. Катион или анион соли (или оба вида ионов одновременно) могут связывать соответственно гидроксид анион ОН или катион водорода Н+ воды (либо те и другие) с образованием малодиссоциирующего соединения (основания, кислоты, гидроксокатиона основной соли, гидроаниона кислой соли, малорастворимого соединения). Гидролизу в водных растворах подвергаются соли, содержащие катионы слабых оснований и анионы слабых кислот. Соли, содержащие катионы сильных оснований и анионы сильных кислот в водных растворах практически не гидролизуются, так как в системе имеется лишь один слабый электролит Н2О, поэтому отсутствует возможность связывания ионов Н+ и ОН воды ионами соли. Гидролиз солей – процесс обратимый, однако если продукты гидролиза покидают сферу реакции (выделяются в виде осадка или газа), то гидролиз протекает необратимо. При составлении ионно-молекулярных уравнений реакции гидролиза следует: определить силу основания и кислоты, образующих данную соль; записать уравнение диссоциации соли и сделать вывод о том, какой ион (или ионы) гидролизуются; написать ионно-молекулярное уравнение гидролиза, учитывая, что вода – слабый электролит и что сумма зарядов должна быть одинаковой в обоих частях уравнения. Следует также учитывать, что гидролиз солей, образованных слабыми многоосновными кислотами и сильными основаниями (например, Na2S, K3PO4, Na2SO3, K2CO3) или солей, образованных слабыми многокислотными основаниями и сильными кислотами (например, Cu(NO3)2, CuCl2, AlCl3, ZnSO4) протекает ступенчато в соответствии с величиной заряда аниона или катиона. Но в обычных условиях практически протекает только первая ступень гидролиза, так как в результате ее образуется наиболее слабый электролит (гидроанион или гидроксокатион) из образующихся слабых электролитов по всем стадиям гидролиза. Также при первой стадии гидролиза в растворе создается значительная концентрация продуктов гидролиза – ионов ОН или Н+, подавляющих следующие стадии гидролиза и смещая их равновесие, согласно принципу Ле - Шателье, практически нацело влево. При нагревании и разбавлении раствора гидролиз усиливается и становятся заметными следующие стадии гидролиза. Гидролиз солей, образованных слабой кислотой и сильным основанием. Пример 5. Гидролиз цианида калия Цианид калия KCN – соль слабой одноосновной кислоты НCN и сильного однокислотного основания КОН. При растворении в воде молекулы соли полностью диссоциируют: КСN  K+ + CN-. Катионы K+ не могут связывать ионы ОН- воды, так как КОН – сильный электролит. Анионы CN – связывают ионы Н+ воды, образуя молекулы слабого электролита НCN. Соль гидролизуется по аниону. Ионно-молекулярное уравнение реакции гидролиза: CN- + Н2О  НCN + ОН- или в молекулярной форме: KCN + Н2О  НCN + КОН. В результате гидролиза в растворе появляется избыток гидроксид  ионов ОН-, поэтому раствор KCN имеет щелочную реакцию (рН > 7). Пример 6. Гидролиз карбоната натрия Карбонат натрия Na2CO3 – соль слабой многоосновной кислоты Н2CO3 и сильного однокислотного основания NaOH. При растворении в воде соль диссоциирует: Na2CO3  2Na+ + СО. Катионы Na+ не могут связывать ионы ОН воды в молекулы NaOH, так как NaOH – сильный электролит. Соль гидролизуется по аниону. На первой ступени к аниону слабой кислоты присоединяется только один ион водорода и в результате реакции образуется гидро-анион, который образует в продуктах реакции кислую соль. В результате реакции гидролиза появилось некоторое избыточное количество гидроксид-ионов, следовательно, реакция среды стала щелочной. I ступень СO32– + HOH  HСO3– + OH– 2Na+ + СO32– + HOH  HCO3– + OH– + 2Na+ Na2CO3 + HOH  NaHCO3 + NaOH II ступень HCO3– + HOH  H2CO3 + OH– Na+ + HCO3– + HOH  H2CO3 + OH– + Na+ NaHCO3 + HOH  H2CO3 + NaOH Образующиеся гидроксид – ионы обуславливают щелочную среду раствора, рН  7 Однако, как правило, при обычных условиях, протекает только первая ступень гидролиза. Гидролиз солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой Пример 7. Гидролиз хлорида аммония Хлорид аммония NH4Cl – соль слабого однокислотного основания NH4OH и сильной одноосновной кислоты HCl . Соль в растворе диссоциирует: NH4Cl → NH4+ + Cl–. Хлорид - анион Cl- не может связывать катионы водорода воды в молекулы НCl, так как соляная кислота – сильный электролит. Гидролиз протекает по катиону NH4+. Гидроксид-ионы воды взаимодействуют с катионами аммония с образованием слабого основания NH4+ + HOH  NH4OH + H+ В результате реакции гидролиза появилось некоторое избыточное количество катионов водорода, следовательно, реакция среды стала кислой (рН<7). Cl– + NH4+ + HOH NH4OH + H+ + Cl– NH4Cl + HOH  NH4OH + HCl В случае гидролиза солей, образованных многокислотными основаниями, промежуточными продуктами являются основные соли. Пример 8. Гидролиз хлорида магния Хлорид магния MgCl2 – соль слабого многокислотного основания Mg(OН)2 и сильной одноосновной кислоты HCl . Соль в растворе диссоциирует: MgCl2 → Mg2+ + 2Cl–. Хлорид - анион Cl– не может связывать катионы водорода воды в молекулы HCl, так как соляная кислота – сильный электролит. Гидролиз протекает по катиону Mg2+. В том случае, когда слабое основание является двухкислотным, гидролиз протекает в две ступени На первой ступени к катиону слабого основания присоединяется только один гидроксид-ион и в результате реакции образуется гидроксокатион, который образует в продуктах реакции основную соль. В результате реакции гидролиза появилось некоторое избыточное количество катионов водорода, следовательно, реакция среды стала кислой. I ступень Mg2+ + HOH  MgOH+ + H+ 2Cl– + Mg2+ + HOH  MgOH+ + H+ + 2Cl– MgCl2 + HOH  MgOHCl + HCl II ступень MgOH+ + HOH  Mg(OH)2 + H+ Cl– + MgOH+ + HOH  Mg(OH)2 + H+ + Cl– MgOHCl + HOH  Mg(OH)2 + HCl Однако, как правило, при обычных условиях, протекает только первая ступень гидролиза. Гидролиз солей, образованных слабым основанием и слабой кислотой Гидролиз солей, образованных слабым основанием и слабой кислотой протекает особенно глубоко. Пример 9. Гидролиз фторида аммония Фторид аммония NH4F – соль слабого основания NH4OH и слабой кислоты HF. Гидролиз этой соли происходит по катиону и по аниону. При этом образуются слабое основание и слабая кислота. При гидролизе катиона образуются ионы H+, а при гидролизе аниона – ионы OH–. Эти ионы соединяются, образуя молекулы воды. Это приводит к смещению равновесия вправо, т.е. гидролиз катиона и аниона усиливают друг друга. Ионно-молекулярное уравнение гидролиза: NH4+ + F - + H2О  NH4ОН + HF Молекулярное уравнение гидролиза: NH4F + H2О  NH4ОН + HF В зависимости от соотношения констант диссоциации слабой кислоты и слабого основания среда может быть слабокислой, слабощелочной и нейтральной. Соли, которые образованы катионом слабого нерастворимого основания (особенно амфотерных гидроксидов Al(OH)3, Cr(OH)3, Fe(OH)3) и анионом слабой неустойчивой летучей кислоты (H2CO3, H2SO3, H2S) или нерастворимой кислоты (H2SiO3), в растворе подвергается полному необратимому гидролизу. Гидролиз солей, образованных сильным основанием и сильной кислотой Соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой, гидролизу не подвергаются. Пример 10. Гидролиз хлорида калия. Хлорид калия KCl – соль сильного однокислотного основания KOH и сильной одноосновной кислоты HCl. Молекулярное уравнение реакции: KCl + H2O  KOH + HCl Полное ионно-молекулярное уравнение: K+ + Cl- + H2O  K+ + OH- + H+ + Cl- Сокращенное ионно-молекулярное уравнение: H2O  Н+ + OH-