Константа гидролиза, степень гидролиза

Ступенчатый гидролиз

Ступенчатому гидролизу подвергаются соли, образованные многоосновными слабыми кислотами или многоосновными слабыми основаниями.

Гидролиз по аниону (pH>7).

Na₂CO₃ + HOH ↔NaHCO₃+ NaOH – первая ступень,

NaHCO₃+ HOH ↔ H₂CO₃ + NaOH – вторая ступень.

Гидролиз по катиону (pH<7).

AlCl₃ + HOH ↔ AlOHCl₂ + HCl – первая ступень,

АlOHCl₂ +H₂O ↔ Al(OH)₂Cl + HCl – вторая ступень,

Al(OH)₂Cl + HOH ↔ Al(OH)₃ + HCl – третья ступень (очень мало).

Гидролиз – как правило, обратимый процесс не идущий до конца.

Необратимый гидролиз – если продукты уходят из реакции (↓и↑).

Al₂S₃ + 6H₂O = 2Al(OH)₃↓+3H₂S↑

Обратной гидролизу является реакция нейтрализации

CH₃COO^– + HOH ↔ CH₃COOH⁺ OH^–.

Подавление и усиление гидролиза

Для усиления гидролиза соли, гидролизующейся по катиону, необходимо добавить основание для связывали ионов Н⁺

Кt⁺ + HOH ↔ KtOH +H⁺

При добавлении кислоты в этом случае гидролиз подавляется. Принцип управления гидролизом соли, образованной слабой кислотой, аналогичен:

An^– + HOH ↔ AnH + OH^–.

Для усиления – добавляют кислоту, для уменьшения – основание. Катионы водорода можно связать в кислые анионы (HCO^–₃) или в нейтральные молекулы слабых кислот (H₂CO₃), действуя на растворы солями сильных оснований слабых кислот, например, Na₂CO₃.Анионы можно связывать в комплексные ионы, например,

[Co(OH)]⁺, [Al(OH)₂]⁺.

Константу гидролиза K_h и степень гидролиза используют для количественной оценки гидролиза. Степень гидролиза – доля гидролизованных молекул: отношение концентрации (числа) гидролизованных C_h к начальной концентрации (числу) молекул С₀. По смыслу это аналогично понятиям степень диссоциации, ионизации, превращения

.

Рассмотрим случай гидролиза по аниону.

KCN +HOH ↔ HCN + KOH или в ионном виде

СN^¯ + HOH ↔ HCN + OH^¯

Константа химической реакции для этого процесса

.

В разбавленных растворах вода находится в большом избытке, ее концентрация практически не меняется при смещении равновесия гидролиза и, как постоянную величину, [ HOH ] объединяют с K_e в константу, называемую константой гидролиза K_h:

K_h = K_e · [ HOH ] = .

Умножив числитель и знаменатель на [H⁺], получим:

K_h = , где

K_w – ионное произведение воды, K_ia(HCN) – константа ионизации слабой (синильной) кислоты.

Концентрация гидролизованных мол-л C₀ ^.α_h, а негидролизованных
С₀ -C₀ ^.α_h = C₀ (1-α_h). Тогда для электролита типа (1-1):

K_h = .

Если в знаменателе можно пренебречь α_h по сравнению с единицей, то:

.

Можно оценить pH раствора:

[OH^–] = C_o^.α_h = ; [H⁺] = = ;

pH = -lg[H⁺] = -lg .

Например, для 0,1 М раствора KCN, зная, что K_{ia (HCN)}= 4,9·10^-10,

pH=-lg = 11,2 – сильно щелочной раствор.

Аналогично рассуждая, можно вывести формулы для расчета K_h, α_h, pH для других типов гидролизующихся солей.

Гидролиз по катиону (NH₄Cl):

, , pH = ,

где K_ib – константа ионизации слабого основания. Например, для 0,1 М раствора NH₄Cl, зная, что = 1,77·10^-5 , получим значения

K_h= =5,65ּ10^-10; α_h = =7,52ּ10^-5; =

=5,12 – слабокислая среда.

Гидролиз по катиону и аниону (NH₄CH₃COO):

; ,

где - значительная величина и ею нельзя пренебрегать по сравнению с единицей.

Гидролиз солей, образованных многоосновными кислотами или основаниями, протекающий в основном по первой ступени, описывается более сложными выражениями.

Дата добавления: 2017-01-14