Окислительно-восстановительные реакции (ОВР). Основные типы ОВР. Типичные окислители и восстановители. Составление уравнений ОВР методом электронного и ионно-электронного баланса

Константа гидролиза. Степень гидролиза, связь степени гидролиза с константой гидролиза и концентрацией раствора. Факторы, определяющие глубину гидролиза солей. Совместный гидролиз.

Гидролиз характеризуют степенью гидролиза аг. Это величина, равная отношению числа молекул (или их концентрации Сг), подвергшихся гидролизу, к общему количеству растворенных молекул соли (или их концентрации С): аг = Сг / С.

По существу степень гидролиза представляет собой долю молекул, подвергшихся гидролизу, от общего количества растворенных молекул соли.

Повышение температуры раствора соли во всех случаях приводит к усилению гидролиза, так как гидролиз ― эндотемический процесс (обратный нейтрализации).

Разбавление растворов также смещает равновесие в сторону образования продуктов гидролиза.

К гидролизу, как к равновесному процессу, можно применить закон действующих масс. Например, гидролиз ацетата натрия протекает в соответствии

с уравнением:

NaCH₃COO + HOН ↔ NaOH + CH₃COOH,

или в ионной форме:

CH₃COO^- + H⁺OH^- ↔ OH^- + CH₃COOH.

Константа равновесия Кр для процесса гидролиза запишется в виде выражения:

[CH₃COOH] ⋅ [OH⁻]

Кр = ——————————,

[CH₃COO⁻] ⋅ [H₂O]

или, принимая во внимание, что концентрация воды практически остается постоянной величиной,

[CH₃COOH] ⋅ [OH⁻]

Кр⋅ [H₂O] = ——————————.

[CH₃COO⁻]

Постоянную величину Кр⋅[H₂O] называют константой гидролиза Кг:

[CH₃COOH] ⋅ [OH⁻]

Кг = Кр[H₂O] = —————————.

[CH₃COO⁻]

Она не зависит от концентрации ионов в растворе, но зависит от температуры и природы веществ раствора. Последнее выражение константы гидролиза можно

упростить, если умножить числитель и знаменатель выражения на концентрацию ионов водорода [H⁺], тогда получим следующее выражение:

[OH⁻] ⋅ [ H⁺] ∙ [CH₃COOH] Kн₂о

Кг = —————————————— = —————,

[CH₃COO^- ] ⋅ [ H⁺ ] K дис.кислоты

где Kн₂о ─ ионное произведение воды, равное [H⁺]⋅[OH^-]; Кдис. кислоты – константа диссоциации кислоты, равная

[CH₃COO⁻] ⋅ [ H⁺]

Кдис. кислоты = —————————.

[CH₃COOH ]

По аналогии для гидролиза соли слабого основания и сильной кислоты (например, NH₄Cl) получим:

Kн₂о

Кг = —————————,

K дис. основания

где Кдис. основания – константа диссоциации основания.

Таким образом, зная константы диссоциации слабых электролитов (кислоты или основания) и ионное произведение воды, можно рассчитать константы гидролиза соответствующих солей.

Степень аг и константа Кг гидролиза связаны между собой для бинарного электролита соотношением (подобным таковому для степени и константы диссоциации):

Кг = α_Г ²С/1−α_Г, где С – концентрация соли, моль/л. Обычно степень гидролиза аг значительно

меньше единицы, поэтому приведенное выражение можно упростить: Кг ≈ а_г² С.

Откуда в явном виде степень гидролиза соли равна: а_г = .

Принимая во внимание, что константа гидролиза соли определяется через ионное произведение воды и константы диссоцииации слабых электролитов (основания или кислоты, образующихся при гидролизе), можно степень гидро-

лиза представить и в таком виде:

а_г = или а_г =

Использование вышеприведенных соотношений дает возможность рассчитать и степень гидролиза, и рН раствора соли.

Дата добавления: 2015-04-24