План занятия

1. Проверка посещаемости и информация

2. Устный опрос и коррекция знаний

3. Решение задач

4. Лабораторная работа № 6 “Качественные реакции катионов V группы: Mg ²⁺ , Bi ³⁺ “

5. Подведение итогов занятия

УЧЕБНЫЕ ЭЛЕМЕНЫ ТЕМЫ

Гидролиз – это взаимодействие ионов растворенной соли с протонами или гидроксильными группами нейтральных (непродиссоциированных) молекул воды.

Гидролизу в водных растворах подвергаются соли, содержащие катионы слабых оснований и анионы слабых кислот. Соли, содержащие катионы сильных кислот, в водных растворах практически не гидролизуются.

Рассмотрим 4 случая:

1) Сильное основание и сильная кислота (NaCl, KNO₃, Na₂SO₄, KBr).

NaCl → Na⁺ + Cl^-             гидролиз не идет рН ≈ 7.

KNO₃ → K⁺ + NO₃^-

2) Сильное основание и слабая кислота (CH₃COONa, K₂S, NaNO₂, KHSO₃)

CH₃COONa → Na⁺ + CH₃COO^- 

CH₃COO^- + H₂O → CH₃COOH + OH^- pH > 7 слабощелочная

3) Слабое основание и сильная кислота (AlCl₃, FeBr₃, Cu(NO₃)₂)

AlCl₃ → Al³⁺ + 3Cl^-

Al³⁺ + 2H₂O → AlOH²⁺ + H₃O⁺ 

AlOH²⁺ + 2H₂O → Al(OH)₂⁺ + H₃O⁺

 Al(OH)₂⁺ + 2H₂O → Al(OH)₃ + H₃O⁺ pH < 7 слабокислая среда .

4) Слабое основание и слабая кислота (CH₃COONH₄, (NH₄)₂CO₃).

CH₃COONH₄ → CH₃COO^- + NH₄⁺

Гидролизу подвергается и катион и анион:

              NH₄⁺ + H₂O → NH₃ + H ₃ O ⁺ 

CH₃COO^- + H₂O → CH₃COOH + OH ^- pH среды может быть нейтральной, кислой или щелочной в зависимости от природы катиона и аниона (надо смотреть К_а и К_в в справочнике).

    В растворах солей, где протекает гидролиз, устанавливается гидролитическое равновесие. Константа такого равновесия называется К _h – константой гидролиза.

Количественно гидролиз характеризует степень гидролиза h – это величина, равная отношению числа прогидролизовавшихся ионов n_h к общему числу n исходных ионов:

                                    n_h

                            h =        .

                                                                       n

    Степень гидролиза выражается в долях единицы или в процентах. Она увеличивается с уменьшением концентрации раствора, то есть при разбавлении и с ростом температуры.

    Обычно гидролизуется лишь очень малая часть ионов, образующихся при электролитической диссоциации соли, поэтому степень гидролиза намного меньше единицы: h << 1.

Формулы для расчета рН

А) гидролиз аниона слабой кислоты:

    Анион слабой кислоты гидролизуется по следующей схеме:

В^- + Н₂О = НВ + ОН^-

РН = 7 + 0,5(рК_а – рс_в),         (1)

где рК_а – показатель константы кислотности НВ, а с_в – исходная концентрация анионов В^-.

Б) Гидролиз катиона слабого основания.

В общем случае катион ВН⁺ слабого однокислотного основания В в водных растворах гидролизуется по схеме:

ВН⁺ + Н₂О = В + Н₃О⁺

NH ₄ ⁺ + H ₂ O = NH ₃ + H ₃ O ⁺

рН = 7 – 0,5(рК_в – рс_а),          (2)

где pK_b - показатель константы K_b , рс_а – показатель концентрации ВН⁺ катионов.

Соотношение (15) позволяет рассчитать значение рН раствора, в котором гидролизуется катион слабого однокислотного основания.

В) Гидролиз соли, содержащей катион слабого основания и анион слабой кислоты.

    Пусть в водном растворе гидролизуется соль ВА, образованная катионом В⁺ слабого однокислого основания ВОН и анионом А^- слабой одноосновной кислоты НА. Как сильный электролит соль ВА в водном растворе полностью распадается на ионы

ВА → В ⁺ + А ^-

CH₃COONH₄ → CH₃COO^- + NH₄⁺

NH₄⁺ + H₂O → NH₃ + H₃O⁺

CH₃COO^- + H₂O → CH₃COOH + OH^-

которые гидролизуются:

В⁺ + 2Н₂О = ВОН + Н₃О⁺

А^- + Н₂О = НА + ОН^-

Тогда рН раствора:               рН ≈ 0,5(рК _w + pK_a – pK_b ) (3).

    Подчеркнем, что здесь К_а и К_в – соответственно константы ионизации слабой кислоты НА и слабого основания ВОН, не являющихся сопряженными в смысле протолитической теории Бренстеда-Лоури.

    Таким образом, рН раствора гидролизующейся соли ВА зависит как от рК_а так и от рК_в. если значения рК_а и рК_в приближенно равны, то среда в растворе гидролизующейся соли будет практически нейтральной (рН ≈ 7).