Общая химия. Избранные главы - Вольхин В.В.
ISBN 5-88151-282-0
Скачать (прямая ссылка):
Гидролиз соли, образованной катионами сильного основания и анионами слабой кислоты. Примером соли такого типа является NaCH3COO. Рассмотрим гидролиз этой соли.
С водой взаимодействуют только анионы CH3COO-, обладающие основными свойствами. Это взаимодействие выражается уравнением реакции
CH3COO-(р)+Н20(ж) CH3COOH(P) + OH-(P).
В результате реакции в растворе накапливаются ионы ОН" и раствор становится щелочным. Равновесие этой реакции характеризуется константой равновесия, которая для данного аниона выступает как константа основности:
K =
[CH3COOH]-[OH-]
[CH3COO"]
Поскольку данное уравнение рассматривается в связи с гидролизом соли, то соответствующую константу равновесия можно назвать константой гидролиза (К,).
Значения K0 для кислот не всегда приводятся в справочной литературе. Поэтому воспользуемся значением константы кислотности КК. Для данного примера
[H1O-HCH1COO-]. .
[CH3COOH]
Как было показано ранее, см. уравнение (3.1), Отсюда
K0 =-?-= = 5,6-10"10.
0 KX(CU3COOH) 1,8-lCT5
Зная величину K0 (КГ) и используя выражение константы равновесия, можно вычислить величину pH раствора, который устанавливается в ходе реакции гидролиза.
В.В. Вольхин. Общая химия
Пример 3.15. Вычислим pH водного раствора 0,10 MNaCH3COO при 25 0C Решение. В водном растворе данная соль подвергается практически полной ионизации:
NaCH3COO(K) —Н20(Ж) > Na%)+ CH3COO-(P).
Ионы Na+ не вступают в реакцию с водой (происходит только их гидратация) и не влияют на величину pH раствора. С водой взаимодействуют анионы слабой кислоты CH3COO". Составим уравнение реакции гидролиза и определим концентрации веществ.
CH3COO (р)+ Н20(Ж) CH3COOH(P) + ОН (р).
Концентрации (M):
исходные 0,100 О О
изменение -х +х +х
равновесные 0,1OO - х х х
Составим выражение константы равновесия реакции и введем в него значения равновесных концентраций.
[CH,.COOH].[OH-3 = __iLic_== [CH3COO-] (0,10-х)
Учитывая низкие значения и, следовательно, малую степень прохождения реакции, примем (0,10-х) = 0,10.
Тогда
л- = (5,6-10"10 • 0,10)"2 = 7,5•10"6M.
Принятое допущение оправдано, т.к. действительно х « 0,10. Поскольку
[ОН ] =х = 7,5-10"6 М,
то
рОН = -log (7,5-10 6) = 5,1
или
pH = 14,0-5,1=8,9.
Ответ: раствор 0,10 M NaCH3COO при 25 0C имеет pH = 8,9. Из выражения K0 следует, что величина pH раствора зависит от концентрации соли.
Соли, образованные катионами сильных оснований и анионами многоосновных (полипротонных) слабых кислот, гидролизуют в водных растворах ступенчато в соответствии с числом протонов в формуле кислоты. Так, гидролиз соли Na2A подразделяется на две ступени и выражается уравнениями
А2-(р) + Н20(ж) -*==* НА-(р)+ ОН~(р), AT0,, HA-(P) + Н20(Ж) H2A(P) + OH-(P)1 K02.
Первая ступень гидролиза соответствует второй ступени ионизации HA- как кислоты (АГк2). В соответствии с уравнением (3.1) можно получить зависимость
Ионные равновесия в растворах
129
IS
V _ в
КК2
Для второй ступени гидролиза аналогичный вывод приводит к зависимости
А02 - — ?
Поскольку константы равновесия реакции ионизации многоосновных слабых кислот на каждой последующей ступени уменьшаются в 104+106 раз, то вторая и последующие стадии гидролиза мало влияют на pH растворов. Но при сильном разбавлении раствора их роль начинает возрастать.
Гидролиз соли, образованной катионами слабого основания и анионами сильной кислоты. Примером солей такого типа может служить NH4Cl.
При гидролизе соли NH4Cl с водой взаимодействуют только катионы NH4+, обладающие кислотными свойствами. Они реагируют с водой согласно уравнению реакции:
NH4+(P) + H2O0K) H3O+(P)+ NH3(P).
В результате реакции гидролиза в растворе накапливаются ионы H3O+ и раствор становится кислым. Величину pH раствора вычисляют, используя значение Кк и выражение константы равновесия, которое имеет вид:
[H1O-I-[NH1] ю
[NH,*]
Методика вычисления величины pH раствора аналогична той, которая рассмотрена в предыдущем примере.
Применительно к данной реакции гидролиза величину Кк можно назвать константой гидролиза. Поскольку в справочной литературе обычно приводится значение K0 для реакции взаимодействия NH3 с H2O, то для вычисления константы гидролиза приходится использовать зависимость
Проверим справедливость этой зависимости для гидролиза иона NH4+. /C0(NH3) = = 1,8•1O-5. Результат расчета
к ^ |0
r K0 1,8 -КГ5
показывает, что значения Кк и Кг равны.
Пример 3.16. Вычислим pH и степень гидролиза водного раствора 0,20 MNH4Cl при 25 0C Решение. Составим уравнение реакции гидролиза и определим концентрации веществ.
NH4+(P) + НгО(ж) H3O+(P) + NH3(P).
ПО
В. В. Вольхин. Общая химия
Коьщентрации (M):
исходные 0,20 0 S 0(107)
изменение -х +х +х
равновесные 0,20 - х х х
Составим выражение константы равновесия и проведем вычисления.
[H3O+HNH,]a-х--?-^1==5,6-10-10, .V= 1,1•10?5M, [H+] -А-1.1•10•5M,
[NH4+] (0,20- х) 0,20
pH=-log [H+] = 5,0.
В результате гидролиза соли NH4Cl раствор становится слабокислым. Вычислим степень (процент) гидролиза соли:
