1.2. Гидролиз солей

При растворении солей слабых кислот или слабых оснований в воде происходит химическое взаимодействие между ионами соли и ионами воды, сопровождающееся образованием слабой кислоты или кислой соли, слабого основания или основной соли. В результате гидролиза растворы этих солей имеют кислую или щелочную реакцию.

Равновесное состояние реакции гидролиза может быть охарактеризовано степенью гидролиза соли (h) или константой гидролиза (К_h). Под степенью гидролиза подразумевают число, показывающее, какая часть от общего количества растворенной соли подвергается гидролизу.

Рассмотрим различные случаи гидролиза солей.

1.2.1. Соль образована слабой кислотой и сильным основанием

	(1.44)
	(1.45)

Константа равновесия этой реакции является константой гидролиза соли

K=Kh

(1.46)

Если общая концентрация соли была С М, а гидролизу подверглось х молей, тогда равновесные концентрации будут равны

[А-] = С - х M; [НА] = х.М, [ОН^-] = х М,

(1.47)

Если K_h мала и С >> х , тогда значением х в знаменателе можно пренебречь, и

	(1.48)
	(1.49)
	(1.50)

Если K_h велика и х мало отличается от С, равновесные концентрации НА и ОН^- находят решением полного квадратного уравнения.

Степень гидролиза, выраженная в %, может быть найдена из следующего выражения:

	(1.51)
	(1.52)

Пример 14. Вычислить h и рН 0.05 М раствора KCN (K_a = 5×10^-10).

Решение.

Примем [HCN] = [OH^-] = x. Тогда

pOH = 3, pH = 14 - 3 = 11,

1.2.2. Соль образована сильной кислотой и слабым . основанием

	(1.53)
	(1.54)

[B⁺] = C - x

[BOH] = [H⁺] = x

(1.55)

Если x << С, то

	(1.56)
(1.49)	(1.57)
	(1.58)

Пример 15. Вычислить h и рН 0.01 М раствора NH₄NO₃.

Решение.

1.2.3. Соль образована слабым основанием и слабой кислотой.

	(1.59)
	(1.60)

Обозначив общую концентрацию соли С М, степень гидролиза h, найдем равновесные концентрации

[В⁺] = [А^-] = С - С×h = С× (1 - h).

Если [ВОН] = [НА] = С×k, тогда

	(1.61)
	(1.62)

Если h << 1, в знаменателе дроби уравнения (1.62) можно величиной h пренебречь и вычислить h по формуле

(1.63)

Если константа гидролиза такой соли мала, то кислотность раствора можно определить следующим образом. Приняв [НА] [ВОН] и [В⁺] [А^-] С_ВА , подставляем эти значения в уравнение (1.60)

(1.64)

Заменив в последнем уравнении [НА] на соответствующее значение из константы диссоциации НА

находим

	(1.65)

Пример 16. Вычислить h и рН 0.01 М раствора ацетата аммония.

Решение. Находим константу гидролиза К_h по уравнению (1.60)

h найдем по уравнению (1.62)

1.2.4. Соль образована сильным основанием и слабой двухосновной кислотой.

В растворе такой соли имеют место следующие реакции:

	(1.66)
	(1.67)

Если , то при расчетах учитывается только первая ступень гидролиза и, следовательно,кислоты.

(1.68)

Приняв [НА^-] = [ОН^-], найдем

	(1.69)
	(1.70)
	(1.71)

Пример 17. Вычислить h и рН 0.01 М раствор сульфита натрия.

Решение.

Реакции гидролиза можно рассматривать как протолитические реакции, в которых взаимодействующие с водой катионы или анионы соли, проявляя свойства основания или кислоты, образуют соответствующие сопряженные кислоту или основание. Например, при растворении NH₄C1 в воде имеют место следующие равновесия:

	(1.72)
	(1.73)
	(1.74)
	(1.75)
	(1.76)

Поскольку

(1.77)

Из этого соотношения легко рассчитать К_b сопряженного основания или К_а кислоты.

Пример 18. Определить К_b аниона CN^- согласно реакции

Решение. K_a (HCN) равна 5×10^-10, отсюда