§ Х-35 Гідроліз солей: обмінна взаємодія іонів солі з водою, константа K_г та pH середовища (9–11 клас · Гідроліз солей у розчинах)
Константа K_г = K_w / Kₐ, ступінь гідролізу h = √(K_г/C) та реакція середовища розчинів солей. «Навіть нейтральна за формулою сіль, що не містить у своєму складі ні іонів H⁺, ні іонів OH⁻, у воді здатна забарвити індикатор у лужний або кислий колір», Сванте Арреніус.
Теоретичний конспект і фізико-хімічний механізм
Гідроліз солей, це оборотна протолітична взаємодія йонів розчиненої солі з молекулами води, яка супроводжується зв’язуванням йонів H⁺ або OH⁻ у малодисоційований слабкий електроліт і зміною реакції середовища (pH ≠ 7). Напрямок гідролізу завжди визначається правилом: реакцію середовища створює сильний електроліт, а гідролізу піддається йон слабкого.
1) Сіль слабкої кислоти і сильної основи (CH₃COONa, Na₂CO₃), гідроліз за аніоном: CH₃COO⁻ + H₂O ⇄ CH₃COOH + OH⁻, накопичуються гідроксид-іони й середовище стає лужним (pH > 7). 2) Сіль сильної кислоти і слабкої основи (NH₄Cl, AlCl₃), гідроліз за катіоном: NH₄⁺ + H₂O ⇄ NH₃·H₂O + H₃O⁺, середовище стає кислим (pH < 7). 3) Сіль сильної кислоти і сильної основи (NaCl) не гідролізується (pH = 7).
Константа гідролізу дорівнює Kₕ = (K_w)/(K_слаб), а ступінь гідролізу h = √((Kₕ)/(C)) зростає під час розбавлення розчину водою (C ↓, за законом розбавлення Оствальда) та під час нагрівання (T ↑), оскільки дисоціація води є ендотермічним процесом і K_w(T) стрімко зростає.
Приклад із життя
У солі завжди перемагає «сильніший з батьків»! Харчова сода чи ацетат натрію утворені сильною основою NaOH і слабкою кислотою, тому в розчині перемагає луг (pH > 7). А нашатир NH₄Cl утворений сильною кислотою HCl і слабкою основою, тому розчин стає кислим (pH < 7)!
Контрольне запитання та розв’язання
Яку реакцію середовища (pH) має водний розчин натрій карбонату Na₂CO₃ (кальцинованої соди), і як зміниться ступінь гідролізу солі h при розведенні розчину водою (зменшенні C) та при його нагріванні?
- А: Середовище лужне (pH > 7), бо сіль утворена сильною основою NaOH і слабкою кислотою H₂CO₃ (гідроліз за аніоном CO₃²⁻ + H₂O ⇄ HCO₃⁻ + OH⁻); при розведенні (h ∝ 1/√(C)) та нагріванні (Δ H_гідр > 0) ступінь гідролізу h зростає
- Б: Середовище сильнокисле (pH < 3), а при нагріванні гідроліз припиняється
- В: Розчин карбонату натрію завжди має строго нейтральне середовище (pH = 7.00)
Підказка: Гідролізу піддається йон слабкого електроліту: CH₃COO⁻ зв’язує H⁺ і звільняє OH⁻ (pH > 7), а NH₄⁺ віддає протон воді (pH < 7).
Доведення: Гідроліз солі, це оборотна реакція обмінної взаємодії іонів солі з молекулами води, що приводить до утворення малодисоційованого електроліту (слабкої кислоти або слабкої основи) та зміщення рівноваги автопротолізу води (pH ≠ 7). Правило: «сильний перемагає», реакцію середовища визначає сильний електроліт, що утворив сіль: 1) сіль сильної основи і сильної кислоти (NaCl) гідролізу не зазнає (pH = 7.0); 2) сіль сильної основи і слабкої кислоти (CH₃COONa, Na₂CO₃) гідролізує за аніоном (A⁻ + H₂O ⇄ HA + OH⁻, середовище лужне, pH > 7); 3) сіль слабкої основи і сильної кислоти (NH₄Cl, CuSO₄) гідролізує за катіоном (NH₄⁺ + H₂O ⇄ NH₃·H₂O + H⁺, середовище кисле, pH 0), нагрівання та розведення (h = √(K_г/C)) завжди посилюють гідроліз.
Основні формули та параметри 3D-симуляції
Аніонний: pH = 7 + (1)/(2)pKₐ + (1)/(2)lg C; Катіонний: pH = 7 - (1)/(2)pK_b - (1)/(2)lg C
- Досліджувана сіль (1: NaCl, 2: CH₃COONa, 3: NH₄Cl, 4: Na₂CO₃): 1 … 4 (стандарт: 4)
- Молярна концентрація солі C: 0.01 … 0.5 моль/л (стандарт: 0.1 моль/л)
- Температура розчину t (нагрів посилює гідроліз): 15 … 85 °C (стандарт: 25 °C)
- Коефіцієнт розведення водою V / V₀: 1 … 10 разів (стандарт: 1 разів)