Химия (стр. 14 )

CO32+ HOH HCO3 + OH (среда щелочная, рН>7).

Na2CO3+ HOH NaHCO3 + NaOH (1 ступень гидролиза).

Добавление к раствору щелочей (NaOH), содержащих одноименные ионы (OH), вызывает ослабление гидролиза (смещение равновесия влево по принципу Ле Шателье). Добавление к раствору кислот усиливает гидролиз за счет реакции Н++OHН2О, в результате которой концентрация ионов OH в растворе уменьшается, и равновесие гидролиза смещается вправо. Гидролиз усиливается и начинает идти по второй ступени:

НCO3+ HOH H2CO3 + OH

NaНCO3 + HOH H2CO3 + NaOH (2 ступень гидролиза).

3. Соль образована ионами слабого основания и сильной кислоты (например, AlCl3, FeSO4 и др.).

AlCl3 + H2O гидролиз по катиону (Al(OH)3 - слабое основание, НCl - cильная кислота).

Al3+ + HOH AlOH2+ + H+ (среда кислая, рН<7)

AlCl3 + HOH AlOHCl2 + HCl (1 ступень гидролиза).

4. Соль образована ионами слабого основания и слабой кислоты:

а) соль растворима в воде (например, (NH4)2CO3, NH4NO2 и др.).

(NH4)2CO3 + H2O гидролиз идет сразу по катиону и аниону:

2NH4+ + CO32+ HOH NH4OH + HCO3 + NH4+ (рН 7)

(NH4)2CO3 + HOH NH4OH + NH4HCO3

б) соль нерастворима в воде (например, FeS, ZnSiO3 и др.).

FeS + H2O нерастворимые соли гидролизу не подвергаются.

в) соль разлагается водой (в таблице растворимости стоит прочерк, например, Fe2S3, Al2(CO3)3 и др.). Гидролиз таких солей идет необратимо и до конца: Fe2S3+6H2O2Fe(OH)3+3H2S

Количественно гидролиз описывается величинами константы гидролиза (Kh) и степени гидролиза (h).

NaCN + H2O NaOH + HCN

CN - + H2O OH - + HCN; pH > 7

Константу гидролиза можно выразить через концентрации ионов в растворе с учетом того, что концентрация воды практически не изменяется, или по правилу вычисления константы равновесия обратимой реакции:

K =

NH4Cl + H2O NH4OH + HCl

NH4+ + H2O H+ + NH4OH; pH < 7

Kh =

NH4CH3COO + H2O NH4OH + CH3COOH

NH4+ + CH3COO + H2O NH4OH + CH3COOH

Kh =

Степень гидролиза “h” определяет ту часть соли, которая подверглась гидролизу при данных условиях: .

Степень гидролиза связана с константой гидролиза:

Kh = .

В том случае, когда h << 1, Kh = h2C.

Пример. Вычисление рН 0,1 М раствора фосфата калия.

Будем считать, что гидролиз протекает в основном по первой ступени:

PO43 + HOH HPO42 + OH

Кг = = = 7,69 103

h = = = = 2,77 101

[OH] = hC = 2,77 101 * 0,1 = 2,77 102;

[H+] = 1014 / [OH] = 1014 / 2,77 102 = 3,61 1013;

рН= -lg[H+] = 12,44.

Смещение равновесия реакции гидролиза

Если в раствор гидролизующейся соли ввести реактив, связывающий образующиеся при гидролизе ионы Н+ или ОН , то в соответствии с принципом Ле Шателье равновесие смещается в сторону усиления гидролиза; в результате гидролиз может протекать полностью - до образования конечных продуктов. Например, добавление к раствору карбоната натрия небольшого количества сильной кислоты приведет к усилению гидролиза за счет связывания образующихся в процессе гидролиза ионов ОН:

Na2CO3 + H2O NaHCO3 + NaOH

CO32 + HOH HCO3 + OH

OH + H+ H2O

В результате становится возможной и вторая ступень гидролиза карбоната натрия:

NaHCO3 + H2O H2CO3 + NaOH

HCO3 + HOH H2CO3 + OH.

Добавляя к системе избыток одного из образующихся при реакции веществ (кислоты или щелочи), можно подавить гидролиз (сместить равновесие гидролиза в обратную сторону). Так, в случае карбоната натрия растворы щелочей ослабляют или даже полностью прекращают гидролиз соли.