Гидролиз солей. Вычисление рН в растворах гидролизующихся солей.

Дата: 2025-05-01; Просмотры: 8

Оценка:

0.00 из 5.00 — оценок

Скачиваний: 0

Скачать

Гидролиз – это вторичный равновесный процесс взаимодействия с диполями воды ионов соли, возникающих в результате первичного процесса – полной (необратимой) диссоциации молекул соли, в результате чего изменяется соотношение равновесных концентраций ионов H⁺ и OH^– в водном растворе соли по сравнению с чистой водой. В случае многозарядных ионов соли их гидролиз идёт ступенчато и при расчётах pH растворов гидролизующихся средних солей учитывают гидролиз лишь по первой ступени. В растворах солей, образованных сильными кислотами и щёлочами, гидролиз отсутствует, и величина pH воды сохраняется.

Различают несколько типов гидролиза:

а) гидролиз по катиону соли – соль образована слабым основанием и сильной кислотой (на примере соли FeCl₃):

первичный процесс – полная (необратимая) диссоциация соли:

FeCl₃ ® Fe³⁺ + 3Сl^– ,

вторичный процесс – обратимый ступенчатый гидролиз иона Fe³⁺:

I – ступень: Fe³⁺ + H₂O Û FeOH²⁺ + H⁺ , pH < 7

II – ступень: FeOH²⁺+ H₂O Û Fe(OH)₂ ⁺+ H⁺ и т.д.

Таким образом, растворы гидролизующихся по катиону солей являются кислыми.

б) гидролиз по аниону соли – соль образовании сильным основанием и слабой кислотой (на примере соли Na₃PO₄):

первичный процесс – полная (необратимая) диссоциация соли:

Na₃PO₄ → 3Na⁺ + PO₄^3- ,

вторичный процесс – обратимый ступенчатый гидролиз по аниону PO₄^3-:

I – ступень: PO₄^3- + H₂O Û HPO₄^2- + OH^- , pH > 7

II – ступень: HPO₄^2-+ H₂O Û H₂PO₄^- + OH^- и т.д.

Таким образом, растворы гидролизующихся по аниону солей являются щелочными.

Методика расчёта pH в растворах средних гидролизующихся солей.

Рассмотрим методику расчёта pH в растворах гидролизующихся солей. Равновесные концентрации участников процесса гидролиза по каждой ступени (вода не учитывается) связаны друг с другом через соответствующую константу гидролиза К_г, которую рассчитывают по следующему правилу:

константа гидролиза К_г равна частному от деления ионного произведения воды К _w = 10^–14 на константу диссоциации К_а слабой кислоты (К _b слабого основания), которые образовались в результате гидролиза.

Пример. Слабая ортофосфорная кислота диссоциирует по трем ступеням :

H₃PO₄ → H₂PO₄^– → HPO₄^2– → PO₄^3–

константы диссоциации Kа₁ Kа₂ Kа₃

при этом образуются три типа анионов, способных к гидролизу.

Ион PO₄^3– гидролизуется по трем ступеням и каждая из них имеет свою константу гидролиза: PO₄^3- → HPO₄^2- → H₂PO₄^- → H₃PO_4.

Константа гидролиза : K_г1 = К_w / Ка₃;

K_г2 = К_w / Ка₂;

K_г3 = К_w / Ка₁.

Степень гидролиза h – количественная характеристика равновесия гидролиза соли, которая, в отличие от константы гидролиза, зависит от молярной концентрации гидролизуемого иона в растворе: h = с_гидр / с_о, откуда с _гидр = h ∙ с_о

В качестве примера рассмотрим простейший случай расчета pH в растворе средней соли, например, фосфата натрия с молярной концентрацией с₀ [моль/дм³].

Обозначим степень гидролиза иона PO₄^3– по первой ступени через h₁ (h₁<<1), тогда к моменту установления равновесия подверглось гидролизу с_гидр. (PO₄^3–) = h₁·с₀ соли:

Гидролизующийся ион PO₄^3– образовался по третьей ступени диссоциации фосфорной кислоты, поэтому

К_г1 = ,

Откуда h₁ = , [OH^–] = h₁ С₀ =

и pOH = - lg [OH^–], а pH = 14 – pOH .

Заметим, что использование упрощенной формулы (1 << h₁) возможно, если константа гидролиза К_г < 10^–3, концентрация иона с_о > 0,001 моль/дм³; в противном случае следует проводить вычисления по общей формуле.

Расчет рН в растворах кислых солей более сложен, поскольку анион может участвовать в двух конкурирующих процессах – гидролиза и диссоциации. Тем не менее, можно легко определить характер среды в растворе, сравнивая константы равновесия этих процессов: преобладает тот из них, у которого константа больше.

Пример . В растворе гидрофосфата натрия

Na₂HPO₄ → 2 Na⁺ + HPO₄^2–,

причем ион HPO₄^2– может далее

а) диссоциировать по III ступени: HPO₄^2– ↔ PO₄^3– + Н⁺;

Ка₃(Н₃РО₄) = 1,26·10^–12

б) гидролизоваться: HPO₄^2– + H₂O ↔ H₂PO₄^– + OH^–

К_г = К_w / Ка₂(Н₃РО₄) = = 10^–14 / 6,34·10^–8 = 1,57·10^–7.

Очевидно, что преобладает процесс гидролиза HPO₄^2– и раствор данной соли слабощелочной.

Лабораторная работа №3.

Равновесия в растворах электролитов