Гидролиз солей — процесс обратимый

Гидролиз солей – процесс обратимый
Урок-лекция в 11 классе с профильным изучением химии.
Зотина Ирина Михайловна, учитель химии МАОУ «Лицей №2» г.Перми 2002
Цели.
На основе мотивации и актуализации опорных знаний и навыков учащихся дать количественную характеристику реакции гидролиза, тем самым развивая представления о количественной стороне химических процессов.
Активизируя такие приемы мышления, как сравнение и обобщение, способствовать развитию логического мышления учащихся, умению рассуждать, делать выводы, анализировать особенности протекания физических и химических процессов, обнаруживая сходство и различие.
Активизируя внимание и наблюдательность учащихся, способствовать развитию мировоззренческих представлений о причинно-следственной взаимосвязи изучаемых и наблюдаемых явлений.
Ход урока
Слово «гидролиз» буквально означает «разложение водой». Гидролизом называется всякое взаимодействие вещества с водой обменного характера, при котором составные части вещества соединяются с составными частями воды. Например, сложные эфиры разлагаются водой с образованием смеси кислоты и спирта:

Хлорид фосфора(III) подвергается гидролизу, образуя фосфористую и соляную кислоты:

На практике особенно часто приходится иметь дело с гидролизом солей. Естественно предположить, что растворы средних солей, которые являются продуктами полного замещения протонов в молекулах кислот катионами металла, должны иметь нейтральную реакцию среды. Однако это предположение оказывается справедливым только в отношении солей, образованных сильными кислотами и сильными основаниями.
Соли, образованные слабой кислотой и сильным основанием или, наоборот, сильной кислотой и слабым основанием, не дают при растворении в воде нейтральной реакции среды. Например, раствор хлорида железа(III) дает кислую реакцию среды, указывающую на присутствие ионов водорода (ионов гидроксония); раствор карбоната натрия имеет щелочную среду, обусловленную присутствием в нем гидроксид-ионов.
Если соль образована слабой кислотой и слабым основанием, то реакция раствора зависит от относительной силы образующихся в результате гидролиза кислоты и основания. Например, из двух слабых электролитов, образующих цианид аммония, менее слабым электролитом является гидроксид аммония, что подтверждается значениями констант диссоциации: Кд(NH4OH)=1,7910–5; Кд(HCN) = 7,9010–10. Значит, раствор цианида аммония будет слабощелочным. Раствор ацетата аммония будет нейтральным, т. к. константы диссоциации уксусной кислоты и гидроксида аммония почти одинаковы: Кд(CH3COOH)=1,8610–5; Кд(NH4OH) = 1,7910–5.
Эти явления можно объяснить взаимодействием ионов растворенной соли с диполями воды, в результате которого образуется избыток водородных ионов (ионы гидроксония) или гидроксид-ионов.
Обратимая реакция обмена между ионами растворенной соли и ионами воды, приводящая к образованию малодиссоциированных частиц (молекулы или ионы), носит название гидролиза соли.
Количественно гидролиз солей может быть охарактеризован степенью гидролиза и константой гидролиза.
Константа гидролиза и степень гидролиза
1. Соль, образованная слабой кислотой и сильным основанием. Уравнение гидролиза соли ацетата натрия в молекулярной форме:

В ионной форме уравнение имеет вид:

Применяя к этому обратимому процессу закон действующих масс, запишем выражения для скоростей прямой и обратной реакций:

где k1 и k2 – константы скорости прямой и обратной реакций соответственно.
Как и любой другой обратимый процесс, реакция гидролиза заканчивается установлением химического равновесия, т. е. такого состояния системы, когда скорости прямой и обратной реакций равны: v1 = v2.
Откуда

Константа химического равновесия К равна отношению константы скорости прямой реакции к константе скорости обратной реакции.
Таким образом,

Концентрацию воды в растворе допускается считать величиной постоянной, поэтому объединим [НОН] и К.

где Кг – константа гидролиза.
Известно, что

где К(H2O) – ионное произведение воды.
Подставляя выражение для  в уравнение константы гидролиза (1), получим:

Однако

Тогда окончательно имеем:

Степенью гидролиза 
· называется отношение количества гидролизованной соли к общему количеству растворенной соли.
Определим степень гидролиза соли, образованной слабой кислотой и сильным основанием. Пусть в реакции гидролиза соли ацетата натрия начальная концентрация ее, а значит, и ацетат-ионов (т. к. соль – сильный электролит) равна с. Тогда равновесные концентрации примут значения:

Подставим эти выражения в уравнение константы гидролиза (1):

Воспользовавшись уравнением (2), получим:

Для многих солей 
· – величина небольшая (обычно 
·<<0,01), поэтому с известным приближением можно принять 1–
·
·1. Тогда уравнение (3) примет вид:

2. Соль, образованная сильной кислотой и слабым основанием. Уравнение гидролиза соли хлорида аммония в молекулярной форме:

В ионной форме уравнение имеет вид:

Применяя закон действующих масс, запишем:

В состоянии химического равновесия v1=v2, поэтому

Откуда

Объединяя [НОН] и К, получим:

Известно, что 
Подставим это выражение в уравнение (5) и получим:

Зная, что

имеем окончательное выражение:

Выведем уравнение для степени гидролиза соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой.
Пусть в реакции гидролиза соли хлорида аммония ее начальная концентрация, а значит, и концентрация катионов аммония (т. к. соль – сильный электролит) равна с. Тогда равновесные концентрации приобретут значения:

Подставим эти выражения в уравнение для константы гидролиза (5):

Воспользовавшись уравнением (6), получим:

Допустив, что 1–
·
·1, преобразуем уравнение (7):

3. Соль, образованная слабой кислотой и слабым основанием. Уравнение гидролиза соли цианида аммония в молекулярной и ионной формах:

Применим закон действующих масс к данному обратимому процессу:

В состоянии химического равновесия cкорость прямой реакции равна скорости обратной реакции:

Константа химического равновесия – это отношение константы скорости прямой реакции к константе скорости обратной реакции:

Как и в предыдущих случаях, объединим K и [НОН]:

Умножим числитель и знаменатель в уравнении (9) на величину ионного произведения воды:

Зная, что

преобразуем выражение для константы гидролиза (10).
В результате получим:

Выразим степень гидролиза соли, образованной слабой кислотой и слабым основанием.
Пусть исходная концентрация соли цианида аммония в реакции гидролиза равна с. Исходные концентрации катиона аммония и цианид-аниона также можно считать равными с (помня, что соль – сильный электролит). Тогда равновесные концентрации примут значения:

Подставляя выражения равновесных концентраций в уравнение константы гидролиза (9) получим:

Приравниваем правые части уравнений (11) и (12):

Из уравнений (4), (8), (13) следует, что степень гидролиза тем больше:
чем больше величина К(H2O), т. е. чем выше температура, т. к. ионное произведение воды возрастает с повышением температуры;
чем меньше константы диссоциации Кд электролитов, образующих соль, т. е. чем слабее электролиты, остатки которых входят в состав соли;
чем меньше концентрация соли в растворе, т. е. чем больше степень разбавления раствора (вывод следует из уравнений (4) и (8)).
Например, при добавлении к раствору хлорида сурьмы(III) дистиллированной воды наблюдается образование осадка SbOCl, что свидетельствует о протекании реакции гидролиза соли SbCl3 по второй ступени. Именно вторая ступень гидролиза хлорида сурьмы(III) приводит к образованию основной соли Sb(ОН)2Сl, разложение которой и дает осадок хлорида оксосурьмы.

Таким образом, разбавляя раствор, смещаем равновесие реакции гидролиза вправо.
Если гидролиз – явление нежелательное, то работать следует с концентрированными растворами при пониженных температурах. Полезно также добавить к раствору соли избыток одного из образующихся при гидролизе продуктов (кислоты или щелочи, в зависимости от реакции среды раствора), тем самым способствуя смещению химического равновесия реакции влево в соответствии с принципом Ле Шателье.
Так, если к раствору с осадком SbОСl прилить соляную кислоту, то осадок растворится. Если затем вновь в раствор добавить воду, то наблюдается повторное образование осадка.
Описанные явления согласуются с ранее сделанными выводами о влиянии разбавления раствора на степень гидролиза, а также подтверждают обратимый характер процесса и возможность смещения химического равновесия реакции гидролиза.
И.М. Зотина, учитель химии лицея № 2 при Пермском государственном университете 2002 год.

Рисунок 1

Приложенные файлы

  • doc fil 6.doc
    Размер файла: 189 kB Загрузок: 8