УЧЕБНИКИ. ПОСОБИЯ

УЧЕБНАЯ КНИГА ПО ХИМИИ

ДЛЯ УЧИТЕЛЕЙ СРЕДНИХ ШКОЛ,
СТУДЕНТОВ ПЕДАГОГИЧЕСКИХ ВУЗОВ И ШКОЛЬНИКОВ 9–10 КЛАССОВ,
РЕШИВШИХ ПОСВЯТИТЬ СЕБЯ ХИМИИ И ЕСТЕСТВОЗНАНИЮ

УЧЕБНИКЗАДАЧНИКЛАБОРАТОРНЫЙ ПРАКТИКУМНАУЧНЫЕ РАССКАЗЫ ДЛЯ ЧТЕНИЯ

Продолжение. См. № 4–14, 16–28, 30–34, 37–44, 47, 48/2002;
123, 4, 5, 6, 7, 8, 9, 10, 12, 13, 14, 15, 16, 17, 18, 19, 20, 21, 22, 23,
24, 25-26, 27-28, 29, 30, 31, 32, 35, 36, 37, 39, 41, 42, 43, 44 , 46 , 47/2003;
1, 2, 3, 4, 5/2004

§ 7.3. Соли. Гидролиз

Взаимодействие ионов солей с водой – явление, широко распространенное в природе и играющее огромную роль как в технологии, так и в быту. От чего зависит рН океанских и речных вод, крови человека, газированной воды? Почему пекарные добавки поднимают тесто? Много других ответов поможет вам найти чтение этого раздела.

Водные растворы солей в зависимости от природы образующих их кислот и оснований могут быть кислотными, щелочными и нейтральными. Так, растворы хлорида аммония, хлорида железа или сульфата алюминия имеют кислотную среду. Растворы ацетата натрия, карбоната натрия (сода), ацетата кальция имеют основную (щелочную) реакцию. А растворы ацетата аммония, хлорида натрия (поваренная соль), сульфата натрия почти нейтральные. Почему? Кислотность раствора хлорида железа настолько велика, что в этом растворе цинк «растворяется» с выделением водорода, как в растворе соляной кислоты.
Кислотность или основность водных растворов солей объясняется протеканием в них реакций гидролиза. В широком понимании гидролиз – это любое взаимодействие вещества с водой. Сейчас мы будем изучать гидролиз как реакцию иона соли с водой.
Гидролиз – процесс, обратный нейтрализации (реакция между кислотой и основанием с выделением воды), а константа гидролиза записывается выражением, обратным выражению константы равновесия нейтрализации.
Большинство солей – сильные электролиты и находятся в водном растворе в виде ионов, поэтому уравнения реакции гидролиза следует записывать сокращенным молекульно-ионным способом, как реакцию между ионом и молекулами воды.
Характер протекания гидролиза, т. е. природа образующихся продуктов реакции, и среда получающегося раствора зависят от сочетания силы кислоты и силы основания, образующих соль. Возможны четыре варианта взаимодействия ионов соли в зависимости от ее природы.

1. Соль образована сильной кислотой и слабым основанием, например хлорид железа FeCl3, хлорид аммония NH4Cl, хлорид цинка ZnCl2, сульфат меди CuSO4.
Когда вас попросят написать уравнение реакции гидролиза соли (правильнее – гидролиз иона), обязательно напишите уравнение диссоциации соли на ионы. Например, обсудим гидролиз хлорида железа FeCl3. Уравнение диссоциации:

FeCl3 = Fe3+ + 3Cl.

Далее следует (в уме) посмотреть, какой из ионов может реагировать с молекулой воды, помня, что молекула воды состоит из иона водорода Н+ и гидроксид-иона ОН. Возможна ли реакция иона железа с ионом водорода и хлорид-иона с гидроксид-ионом? Конечно, нет – ведь эти пары ионов имеют одинаковые заряды!
Возможна ли реакция между хлорид-ионом и молекулой воды (ее ионом водорода)? Реакция невозможна, т. к. образовалась бы молекула хлороводорода, которая в водном растворе является сильным электролитом и находится в состоянии исходных ионов.
Остается единственная возможность – реакция между ионом железа Fe3+ и молекулой воды (ее гидроксид-ионом) с образованием слабого электролита – гидроксо-иона железа FeОН2+:

Fe3+ + Н2О = FeОН2+ + Н+.

Образующиеся ионы водорода обусловливают кислотную среду раствора (рН < 7).
Помните, в уравнении реакции гидролиза любой ступени должна быть записана только одна формула воды!
Мы начали обсуждение гидролиза со сложного случая – соли, образованной трехкислотным основанием Fe(OH)3, поэтому гидролиз протекает в три ступени. Уравнение первой стадии реакции гидролиза написано. Образовавшийся ион FeОН2+ реагирует по второй ступени с еще одной молекулой воды:

Наконец, реакция проходит и по третьей ступени:

В водном растворе гидролиз по третьей ступени не проходит – из раствора хлорида железа не выпадает осадок гидроксида железа(III) Fe(ОН)3 из-за накопления ионов водорода Н+ по первым двум ступеням, что смещает равновесие третьей ступени реакции гидролиза влево.
Чтобы реакция гидролиза прошла по третьей ступени, следует равновесие третьей ступени сместить вправо. Это можно сделать удалением ионов водорода Н+ из сферы реакции, для чего достаточно ввести гидроксид-ионы приливанием раствора гидроксида натрия, что приводит к образованию слабого электролита – воды Н2О:

Н+ + ОН- = Н2О.

Таким образом, известная вам реакция образования осадка гидроксида железа(III) по реакции между хлоридом железа и гидроксидом натрия в водном растворе, обычно записываемая в других школьных учебниках уравнением

FeCl3 + 3NaOH = Fe(ОН)3 + 3NaCl,

есть реакция гидролиза, смещенная вправо гидроксид-ионами. В тех же учебниках эта реакция называется реакцией обмена, что правильно только в том случае, если она проходит в кристаллическом состоянии (или в особых условиях в газовой фазе). В водном растворе нет хлорида железа, гидроксида натрия и хлорида натрия, а есть только составляющие их ионы.
Следовательно, реакцию гидролиза иона железа можно представить тремя уравнениями:

Fe3+ + Н2О = FeОН2+ + Н+,

Реакцию гидролиза хлорида аммония NH4Cl, точнее иона аммония, записывают одним уравнением:

+ Н2О = NH4ОН + Н+.

Образующийся ион водорода обусловливает кислотную среду раствора, т. е. рН < 7.
Несложно рассчитать рН раствора соли известной концентрации.

Конечно, если вы будете вести домашнее хозяйство, вам никогда не понадобится знание способа расчета рН гидролизующейся соли, за исключением, может быть, случая, когда родителям нужно помочь детям в занятиях по химии. Но если вы будете работать над созданием композиций кремов для кожи (в парфюмерии) или искать добавки к винам или газированной воде, то знание рН раствора будет вам необходимо.

Запишем выражение константы гидролиза:

Кгидр =

Концентрация воды в константу равновесия не входит, т. к. она постоянна.
Преобразовав это выражение, получим константу гидролиза, удобную для расчетов.
Первое преобразование. В соответствии с уравнением реакции концентрации гидроксида аммония и ионов водорода равны: [NH4ОН] = [Н+]. Концентрацию иона аммония можно считать равной концентрации его соли, т. е. [] = ссоли.

Тогда Кгидр = = .

Второе преобразование. Умножим числитель и знаменатель на концентрацию того из ионов [Н+] или [ОН-], который с имеющейся в числителе концентрацией другого иона дает ионное произведение воды Кв. В данном случае умножим числитель и знаменатель на концентрацию гидроксид-ионов и получим новое выражение константы гидролиза:

Кгидр = = =

Выражение   есть не что иное, как обратная константа диссоциации гидроксида аммония:

NH4ОН = + ОН-

Косн =

Учитывая это, получаем новое выражение константы гидролиза:

Кгидр =

Это выражение показывает, что чем меньше константа диссоциации основания (или кислоты), тем больше константа гидролиза, тем сильнее смещено равновесие реакции гидролиза вправо и тем выше кислотность (основность) раствора, т. е. меньше (больше) значение рН.
Объединяем результаты двух преобразований выражения константы гидролиза:

=

Откуда +] = .

Пример. Рассчитать рН 0,01М раствора хлорида аммония. Константа диссоциации гидроксида аммония равна Косн = 1,79•10-5.
Воспользуемся приведенной выше формулой:

+] = = = 2, 36 • 10-6

pН = 5,6 (среда раствора кислотная).

Какой должна быть концентрация соляной кислоты, чтобы ее раствор имел такое же значение рН? Можно дать приближенный ответ.

О.С.ЗАЙЦЕВ

TopList