2.2.2. Гидролиз

Химическое взаимодействие примесей с водой обусловливает гидролиз, в результате которого происходит связывание водородных и гидроксильных ионов. При этом нарушается равновесие между Н⁺ и ОН^- т.е. изменяется реакция среды рН. Гидролизу подвергаются соли, образованные: 1) сильным основанием и слабой кислотой; 2) сильной кислотой и слабым основанием; 3) слабым основанием и слабой кислотой. Соли сильной кислоты и сильного основания гидролизу не подвергаются. Гидролиз характеризуется константой и степенью. Например, для процесса

M^Z++ 2H₂O =M(OH)^(z-1)+H⁺

константа гидролиза определяется следующим образом

Кг =	[M(OH)z-1]·[H+]
	[Mz+]

Степень гидролиза определяется соотношением количества молекул соли, подвергшихся гидролизу, к общему числу молекул соли в растворе. Степень гидролиза зависит от температуры, концентрации раствора и рН среды.

При гидролизе солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой или сильным основанием и слабой кислотой, понижение концентрации раствора и повышение температуры усиливает диссоциацию воды, тем самым увеличивая концентрацию водородных и гидроксильных ионов. Поэтому для усиления гидролиза используют разбавленные растворы с повышенной температурой. Соль, образованная сильной кислотой и слабым основанием, лучше гидролизуется при высоких рН, а соль, образованная сильным основанием и слабой кислотой, - при низких рН.

С целью уменьшения гидролиза солей надо добавлять к раствору соли избыток одного из продуктов гидролиза.

Процессы гидролиза необходимо учитывать на практике: когда металл контактирует с водными растворами солей либо с одним из продуктов

39

гидролиза. Например, при погружении железа в раствор хлорида цинка, который имеет кислую реакцию, за счет гидролиза будут протекать следующие реакции:

ZnCl₂ + H₂O ←→ Zn(OH)Cl + HCl,
Zn₂⁺ + H₂O ←→ Zn(OH)⁺+H⁺,

и

Fe+2HCl = FeCl₂+ H₂↑,
Fe+2H+ = Fe₂⁺ + H₂↑.

Реакции гидролиза широко применяются в процессах водоподготовки и водоочистки.

Произведение растворимости

В насыщенном растворе какой-либо соли, содержащем избыток растворяемого вещества, существует равновесие между твердой солью и её раствором:

MA	←→	MZ++AZ-.
тв. в-во		в растворе

Для данного процесса константа равновесия

K=	akz+·aaz-
	a

где а_к, а_а - активности катиона и аниона; a - активность твердого вещества.

Если раствор находится при стандартной температуре, то а_тв = 1, тогда числитель при любой постоянной температуре есть постоянная величина, которая называется произведением растворимости:

ПР = а^z+ · a^z-

(2.23)

Зная произведение растворимости соли, можно найти ее растворимость:

где γ_± - коэффициент активности катиона и аниона.

Для разбавленных одно-одновалентных электролитов

S₀=√ПP

40

Из сказанного следует: чтобы растворить осадок, надо перевести в раствор любой из его ионов, т.е. понизить концентрацию одного из ионов растворенного вещества в его насыщенном растворе. Например,

СаCО₃ + 2Н⁺ + 2Сl^- → Н₂СО₃ + Са²⁺ + 2Сl^-.

тв. в-во

41