Составление ионно-молекулярных уравнений реакций гидролиза солей.
Гидролиз соли- это химическое взаимодействие ионов соли с молекулами воды, приводящее к образованию слабого электролита. В результате гидролиза происходит смещение равновесия диссоциации воды вследствие образования малодиссоцирующих соединений, малорастворимьгх и летучих веществ. В соответствии с этим гидролизуютея только катионы слабых оснований и анионы слабых кислот, то есть три типа солей:
1) соли, образованные слабыми основаниями и сильными кислотами (гидролиз по катиону) например. NН4CI, Mg(N03)2, FeС1з;
2) соли, образованные сильными основаниями и слабыми кислотами (гидролиз но аниону), например,СН3СООNa, Na2CO3, NaHCO3;
3) соли, образованные слабыми основаниями и слабыми кислотами (гидролиз но катиону и аниону), например, CHaCOONН4, АI2S3, (NH4 )2S.
Соли, образованные сильными основаниями и сильными кислотами (NaCI, KNO3, NaCIO4; и др.), гидролизу не подвергаются, так как при растворении их в воде. не происходит связывания ни Н+, ни ОН- ионов.
Рассмотрим написание ионно-молекулярных уравнений гидролиза на примере соли FеС1з. Эта соль образована слабым основанием Fе(ОН)з и сильной кислотой HС1, следовательно, гидролизу подвергается только катион соли Fe3+. В соответствии с ионным уравнением
Fe3+ + HOH [ FeOH]2+ + H+ (1)
при гидролизе происходит разрыв связи Н—ОН в молекуле воды и образуется слабый электролит [FeOH]2+- (KFeOH = 1,4- 10-12), а ионы Н+ создают кислотную среду. В молекулярной форме уравнение гидролиза имеет вид:
FeCl3+HOH FeOHCl2 + HCl. (2)
Уравнения 1,2 отражают первую ступень гидролиза соли FeCl3. Гидролиз солей, образованных слабыми многокислотными основаниями и сильными кислотами (Cu(N03)2, А1С1з и т. п.), или солей, образованных слабыми многоосновными кислотами и сильными основаниями (Na2S, КзР04 и т. п.), протекает ступенчато, но при обычных условиях практически ограничивается первой ступенью. При нагревании и разбавлении раствора гидролиз усиливается и становятся заметными следующие ступени гидролиза:
2-я ступень:
[FeOH]2+ + НОН [Fe (ОН)2]+ + Н+;
FeOHCl2 +HOH Fe(OH)2Cl + HCl; (3)
3-я ступень:
[Fе(ОН)2]+ + НОН Fе(ОН)3 + Н+;
Fе(ОН)2С1 + НОН Fе(ОН)3 + НС1. (4)
Преимущественное протекание гидролиза по первой ступени объясняется тем, что, как будет показано ниже, чем слабее образующийся электролит, тем сильнее гидролизуется соль. Для слабых электролитов, диссоциирующих ступенчато, всегда справедливо соотношение К1> К2> Кз (табл. 1).
Поэтому в данном случае [FeOН]2+ -наиболее слабый электролит из образующихся при гидролизе, что и обуславливает преимущественное протекание гидролиза по первой ступени.
Следует подчеркнуть, что ступенчатый гидролиз солей нельзя изображать суммарным уравнением, например, Fe.3++ЗН2О = Fe(ОH)3 + 3H+ , получаемым путем сложения уравнений отдельных ступеней гидролиза (при сложении сокращается главный продукт гидролиза - ион [FeОН]2+).
Если Соль образована сильным основанием и слабой кислотой (например Na2S, Na2СО3, Na2SО3, NaСN, NaNO2, CH3COONa), гидролиз происходит по аниону, то есть по остатку слабой кислоты. Рассмотрим ступенчатый гидролиз Na2S: первая ступень: S2- + НОН НS- + ОН- (5)
К2(НS-) = 4х10-14, поэтому равновесие 5 смещено вправо, в результате чего в растворе повышается концентрация ОН- , то есть реакция среды щелочная (>7). Реакция 5 в молекулярной форме имеет следующий вид:
Na2S + HOH NaHS + NaOH
2-я ступень: НS- + НОН Н2S + NaOH (6)
Суммарная реакция: Na2S + 2HOH Н2S + 2NaOH
К1(Н2S) = 10-7, поэтому можно заключить, что реакция 6 менее смещена вправо, чем реакция 5, то есть гидролиз в основном протекает по первой стадии и в растворе Na2S преобладают ионы НS- , ОН- и Na+, то есть NaHS и NaOH.
Если соль образована слабым основанием и слабой кислотой, например, CН3СООNH4. то гидролизу подвергаются катион и анион соли:
СН3СОО- +NH4 + НОН СН3СООH +NНз • Н2О. (7)
В подобном случае реакция среды близка к нейтральной и зависит от сравнительной силы кислоты н основания. Если Ккисл > Косн - реакция раствора слабокислая, если Косн > Ккис - слабощелочная, если Косн = Ккисл , то среда нейтральная.
Т а б л и и а 1.
Константы электролитической диссоциации (К) некоторых слабых электролитов в водных растворах при 25° С
Название электролита | Формула | К |
Азотистая кислота | HNО2 | 4,6 х 10 - 4 |
Синильная кислота | HCN | 7,9 х 10-10 |
Сернистая кислота | H2SO3 | K1=1,6 х10-2 ; К2 = 6,2 х 10-8 |
Сероводородная кислота | H2S | K1 =1х 10-7 ; K2 = 4 х 10-14 |
Угольная кислота | Н2СОз | K1 = 4,5 х10-7 K2 = 4,7-10-11 |
Уксусная кислота | СНзСООН | 1,75 х 10-5 |
Фосфорная кислота | Н3Р04 | К1=7,1х10-3; К2= 6,3х10-8; К3= 5х10-13 |
Хлорноватистая кислота | HCIO | 5х10-8 |
Гидроксид аммония | NH40H | 1,75 х 10-5 |
Гидроксид алюминия | А1(ОН)з | К3=10-9 |
Гидроксид железа (III) | Fе(ОН)3 | K1 =4х10-9; К2=6х10-11; К3= 4х10-12 |
Гидроксид магния | Мg(ОН)2 K2 | K2 =1,5х10-3 |
Гидрокси д меди | Сu(ОН)2 K2 | K2 = 10-7 |
Гидроксид кальция | Са(ОН)2 | K2 = 2х10-1 |
Гндроксид цинка | Zn(OH)2 | К1 = 10-5; К2 = 5х 10-7 |