Механизм протекания реакций гидролиза

1. Соль образована одноосновной кислотой и одновалентным металлом.

СН₃СООNa + Н₂О → СН₃СООН + NaОН

СН₃СОО^- + Н₂О → СН₃СООН + ОН^-

Из уравнения видно, что гидролизу подвергается анион соли и освобождается ОН^-. Но поскольку ионное произведение воды [H⁺] [OH^-] – величина постоянная, то при накоплении ионов ОН^- концентрация ионов Н⁺ уменьшается. Следовательно: растворы солей, образованные слабой кислотой и сильным основанием имеют щелочную реакцию.

2. Аналогично в случае соли, образованной сильной кислотой и слабым основанием, гидролизу подвергается катион соли и освобождаются ионы водорода.

NH₄Cl + H₂O ↔ NH₄OH + HCl

NH₄⁺ + H₂O ↔ NH₄OH + H⁺

В этом случае реакция среды кислая.

3. Соль образована слабой многоосновной кислотой или слабым основанием многовалентного металла. Гидролиз таких солей протекает ступенчато.

1) Na₂CO₃ + H₂O ↔ NaHCO₃ + NaOH

CO₃ ^2- + H₂O ↔ HCO₃^- + OH ^–

2) NaHCO₃ + H₂O → NaOH + H₂CO₃

HCO₃^- + H₂O →H₂CO₃ + OH ^–

Аналогично для солей образованных слабым основанием и сильной кислотой

Для соли слабой кислоты и слабого основания

Запишем уравнение гидролиза в общем виде:

МА + Н₂О ↔ НА + МОН

НА – кислота

МОН – основание

МА – соль.

Этому равновесию отвечает константа:

[Н₂О] – величина постоянная. Тогда

К· [Н₂О] - К_г (константа гидролиза), таким образом

Для случая соли слабой кислоты и сильного основания

Отсюда следует, что К_г обратно пропорциональна К_{кислоты}, чем слабее кислота, тем сильнее гидролизуются ее соли.

При гидролизе по первой ступени образуется ион НСО₃- . Его диссоциация характеризуется второй константой диссоциации угольной кислоты. Во второй ступени образуется Н₂СО₃, его характеризует первая константа диссоциации.

Поэтому,

;

;

так как К₁ > К₂, то К_Г1 > К_Г2.

Следовательно, гидролиз по первой степени всегда протекает в большей степени, чем по второй.

Аналогично проходит гидролиз соли образованный слабым основанием многовалентного металла.

CuCl₂ + H₂O ↔ CuOHCl +HCl

Cu²⁺ + H₂O ↔ CuOH⁺ + H⁺

В ничтожно малой степени:

CuOHCl + H₂O → Сu(OH)₂ + HCl

Cu²⁺ + H₂O → Сu(OH)₂ + H⁺

Особенно глубоко протекает гидролиз солей образованных слабой кислотой и слабым основанием.

Al(CH₃COO)₃ + H₂O ↔ Al(OH)(CH₃COO)₂ + CH₃COOH

Al(OH)(CH₃COO)₂ + H₂O ↔ Al(OH)₂(CH₃COO) + CH₃COOH

Гидролиз катиона:

Аl³⁺ + H₂O ↔ AlOH ²⁺ + H⁺

Гидролиз аниона:

СН₃СОО^- + Н₂О ↔ СН₃СООН + ОН^-

При гидролизе катиона образуется Н⁺, при гидролизе аниона образуется ОН^-. Реакция среды в этом случае зависит от отношения констант диссоциации. Если кислота и основание, образующие соль, не только слабые электролиты, но и малорастворимы или неустойчивы, то гидролиз часто протекает необратимо.

Гидролиз хлора

При растворении хлора в воде происходит его гидролиз по следующему уравнению.

Сl₂ + H₂О ↔ НОСl + HCl

Равновесие сильно смещено влево. При соединении хлора с водой образуются незначительные количества соляной и хлорноватистой кислоты.

Но равновесие хлора с водой можно сместить вправо добавлением щелочи.

Cl₂ + 2KOH ↔KCl + KOCl + H₂O

В растворе хлорной воды в виде ионов находится только соляная кислота, так как хлорноватистая – слабая, поэтому присутствие сильной кислоты подавляет ее действие почти нацело.

Сl₂ + HOH ↔ H⁺ + Cl^- + HOCl

Константа гидролиза будет равна

= К_гидр = 4,5·10^-4

Гидролиз хлорамина

Буферные растворы

Буферными растворами называются растворы, рН которых не изменяется при прибавлении небольшого количества сильной кислоты или щелочи.

Основные виды буферов:

1. Слабая кислота и ее соль (ацетатная СН₃СООН и СН₃ СООNa), (карбонатная Н₂СО₃ и NaHCO₃).

Пример.

Н₂СО₃ ↔ Н⁺ + НСО₃^-

NaHCO₃ ↔ Na⁺ + HCO₃^-

NaHCO₃ – сильный электролит.

Диссоциация Н₂СО₃ – подавлена вследствие наличия в воде НСО₃^- из соли. При введении в такой раствор кислоты ионы Н⁺ будут взаимодействовать с ионами НСО₃^- , образуя компонент буфера – Н₂СО₃

Н⁺ + НСО₃^- → Н₂СО₃

Если добавить щелочь, то введенные ионы ОН^- взаимодействуют с малым количеством ионов Н⁺ из Н₂СО₃

Н⁺+ ОН^- → Н₂О

Запишем выражение константы диссоциации Н₂СО₃

, так как диссоциация невелика, можно считать [Н₂СО₃] равной общей концентрации кислоты С_кисл.

[HCO₃^-] =С _соли.

Получаем , откуда [H⁺] = .

Так как [H⁺], а следовательно и рН зависит не от величин концентраций, а от их соотношения, то при разбавлении она остается постоянной.

Характеристикой буферных растворов служит величина буферной емкости. Она определяется числом г –экв. сильной кислоты или щелочи, которую необходимо прибавить к 1л буферного раствора для изменения рН на 1 единицу.

2. Слабое основание и его соль:

аммонийная (NH₄OH и NH₄Cl).

3. Две кислые соли:

фосфатная (Na₂HPO₄, NaH₂PO₄).

4. Кислая и средняя соль:

карбонатная (NaHCO₃, NaCO₃).

Таким образом постоянство рН буферных систем при добавлении кислоты или щелочи объясняется связыванием вводимых ионов Н⁺ и ОН^-.

Кислые или щелочные стоки, попадающие в водоем могут быть нейтрализованы карбонатной буферной системой природных вод. (Н₂СО₃, NaHCO₃).

В щелочных водах (при рН >8,5) буферность природных вод определяется другой карбонатной системой (NaHCO₃, Na₂CO₃). Поддержание оптимальной величины рН при биологической очистке стоков необходимо для протекания биохимических процессов.

Буферные свойства иловой воды обуславливаются наличием карбонатной, аммонийной и фосфатной систем. Буферные растворы используются при проведении анализа - аммонийный при комплексометрическом определении жесткости воды и т.д.