Написать уравнение гидролиза цианида аммония

Гидролиз солей

Водные растворы солей имеют разные значения рН и показывают различную реакцию среды — кислую, щелочную, нейтральную.

Например, водный раствор хлорида алюминия AlCl₃ имеет кислую среду (рН 7), растворы хлорида натрия NaCl и нитрита свинца Pb(NO₂)₂ — нейтральную среду (pН = 7). Эти соли не содержат в своем составе ионы водорода Н + или гидроксид-ионы ОН — , которые определяют среду раствора. Чем же можно объяснить различные среды водных растворов солей? Это объясняется тем, что в водных растворах соли подвергаются гидролизу.

Слово «гидролиз» означает разложение водой («гидро» — вода, «лизис» — разложение).

Гидролиз — одно из важнейших химических свойств солей.

Гидролизом соли называется взаимодействие ионов соли с водой, в результате которого образуются слабые электролиты.

Сущность гидролиза сводится к химическому взаимодействию катионов или анионов соли с гидроксид-ионами ОН — или ионами водорода Н + из молекул воды. В результате этого взаимодействия образуется малодиссоциирующее соединение (слабый электролит). Химическое равновесие процесса диссоциации воды смещается вправо.

Поэтому в водном растворе соли появляется избыток свободных ионов Н + или ОН — , и раствор соли показывает кислую или щелочную среду.

Гидролиз — процесс обратимый для большинства солей. В состоянии равновесия только небольшая часть ионов соли гидролизуется.

Любую соль можно представить как продукт взаимодействия кислоты с основанием. Например, соль NaClO образована слабой кислотой HClO и сильным основанием NaOH.

В зависимости от силы исходной кислоты и исходного основания соли можно разделить на 4 типа:

Соли I, II, III типов подвергаются гидролизу, соли IV типа не подвергаются гидролизу

Рассмотрим примеры гидролиза различных типов солей.

I. Соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой, подвергаются гидролизу по аниону. Эти соли образованы катионом сильного основания и анионом слабой кислоты, который связывает катион водорода Н + молекулы воды, образуя слабый электролит (кислоту).

Пример: Составим молекулярное и ионные уравнения гидролиза нитрита калия KNO₂.

Соль KNO₂ образована слабой одноосновной кислотой HNO₂ и сильным основанием KОН, что можно изобразить схематически так:

Напишем уравнение гидролиза соли KNO₂:

Каков механизм гидролиза этой соли?

Так как ионы Н + соединяются в молекулы слабого электролита HNО₂, их концентрация уменьшается и равновесие процесса диссоциации воды по принципу Ле-Шателье смещается вправо. В растворе увеличивается концентрация свободных гидроксид-ионов ОН — . Поэтому раствор соли KNO₂ имеет щелочную реакцию (pН > 7).

Вывод: Соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой, при растворении в воде показывают щелочную реакцию среды, pН > 7.

II. Соли, образованные слабым основанием и сильной кислотой, гидролизуются по катиону. Эти соли образованы катионом слабого основания и анионом сильной кислоты. Катион соли связывает гидроксид-ион ОН — воды, образуя слабый электролит (основание).

Пример: Составим молекулярное и ионное уравнения гидролиза йодида аммония NH₄I.

Соль NH₄I образована слабым однокислотным основанием NH₄OH и сильной кислотой НI:

При растворении в воде соли NH₄I катионы аммония NH₄ + связываются с гидроксид-ионами ОН — воды, образуя слабый электролит – гидроксид аммония NH₄OH. В растворе появляется избыток ионов водорода Н + . Среда раствора соли NH₄I – кислая, рН — из молекулы воды и образует слабое основание, и анионом слабой кислоты, который связывает ионы Н + из молекулы воды и образует слабую кислоту. Реакция растворов этих солей может быть нейтральной, слабокислой или слабощелочной. Это зависит от констант диссоциации слабой кислоты и слабого основания, которые образуются в результате гидролиза.

Пример 1: Составим уравнения гидролиза ацетата аммония CH₃COONH₄. Эта соль образована слабой уксусной кислотой СН₃СООН и слабым основанием NH₄ОH:

Реакция раствора соли CH₃COONH₄ – нейтральная (рН=7), потому что K_д(СН₃СООН)=K_д(NH₄ОH).

Пример 2: Составим уравнения гидролиза цианида аммония NH₄CN. Эта соль образована слабой кислотой HCN и слабым основанием NH₄ОH:

Реакция раствора соли NH₄CN — слабощелочная (pН > 7), потому что K_д(NH₄ОH)> K_д(HCN).

Как уже было отмечено, для большинства солей гидролиз является обратимым процессом. В состоянии равновесия гидролизуется только небольшая часть соли. Однако некоторые соли полностью разлагаются водой, т. е. для них гидролиз является необратимым.

Необратимому (полному) гидролизу подвергаются соли, которые образованы слабым нерастворимым или летучим основанием и слабой летучей или нерастворимой кислотой. Такие соли не могут существовать в водных растворах, К ним, например, относятся:

Пример: Составим уравнение гидролиза сульфида алюминия Al₂S₃:

Гидролиз сульфида алюминия протекает практически полностью до образования гидроксида алюминия Al(OH)₃ и сероводорода H₂S.

Поэтому в результате обменных реакций между водными растворами некоторых солей не всегда образуются две новые соли. Одна из этих солей может подвергаться необратимому гидролизу с образованием соответствующего нерастворимого основания и слабой летучей (нераствориой) кислоты. Например:

Суммируя эти уравнения, получаем:

или в ионном виде:

IV. Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием, не гидролизуются, потому что катионы и анионы этих солей не связываются с ионами Н + или ОН — воды, т. е. не образуют с ними молекул слабых электролитов. Равновесие диссоциации воды не смещается. Среда растворов этих солей — нейтральная (рН = 7,0), так как концентрации ионов Н + и ОН — в их растворах равны, как в чистой воде.

Вывод: Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием, при растворении в воде гидролизу не подвергаются и показывают нейтральную реакцию среды (рН = 7,0).

Ступенчатый гидролиз

Гидролиз солей может протекать ступенчато. Рассмотрим случаи ступенчатого гидролиза.

Если соль образована слабой многоосновной кислотой и сильным основанием, число ступеней гидролиза зависит от основности слабой кислоты. В водном растворе таких солей на первых ступенях гидролиза образуются кислая соль вместо кислоты и сильное основание. Ступенчато гидролизуюгся соли Na₂SO₃, Rb₂CО₃, K₂SiO₃, Li₃PO₄ и др.

Пример: Составим молекулярное и ионное уравнения гидролиза карбоната калия K₂СО₃.

Гидролиз соли K₂СО₃ протекает по аниону, потому что соль карбонат калия образована слабой кислотой Н₂СО₃ и сильным основанием KОН:

Так как Н₂СО₃ – двухосновная кислота, гидролиз K₂СО₃ протекает по двум ступеням.

Продуктами первой ступени гидролиза K₂СО₃ являются кислая соль KHCO₃ и гидроксид калия KОН.

Вторая ступень (гидролиз кислой соли, которая образовалась в результате первой ступени):

Продуктами второй ступени гидролиза K₂СО₃ являются гидроксид калия и слабая угольная кислота Н₂СО₃. Гидролиз по второй ступени протекает в значительно меньшей степени, чем по первой ступени.

Среда раствора соли K₂СО₃ — щелочная (рН > 7), потому что в растворе увеличивается концентрация ионов ОН — .

Если соль образована слабым многокислотным основанием и сильной кислотой, то число ступеней гидролиза зависит от кислотности слабого основания. В водных растворах таких солей на первых ступенях образуется основная соль вместо основания и сильная кислота. Ступенчато гидролизуются соли MgSО₄, CoI₂, Al₂(SO₄)₃, ZnBr₂ и др.

Пример: Составим молекулярное и ионное уравнения гидролиза хлорида никеля (II) NiCl2.

Гидролиз соли NiCl₂ протекает по катиону, так как соль образована слабым основанием Ni(OH)₂ и сильной кислотой НСl. Катион Ni 2+ связывает гидроксид-ионы ОН — воды. Ni(OH)₂ — двухкислотное основание, поэтому гидролиз протекает по двум ступеням.

Продуктами первой ступени гидролиза NiCl₂ являются основная соль NiOHCl и сильная кислота HCl.

Вторая ступень (гидролиз основной соли, которая образовалась в результате первой ступени гидролиза):

Продуктами второй ступени гидролиза являются слабое основание гидроксид никеля (II) и сильная хлороводородная кислота НCl. Однако степень гидролиза по второй ступени намного меньше, чем по первой ступени.

Среда раствора NiCl₂ — кислая, рН + .

Гидролизу подвергаются не только соли, но и другие неорганические соединения. Гидролизуются также жиры, углеводы, белки и другие вещества, свойства которых изучаются в курсе органической химии. Поэтому можно дать более общее определение процесса гидролиза:

Гидролиз — это реакция обменного разложения веществ водой.

Гидролиз солей

Под гидролизом соли понимают взаимодействие ионов соли с водой, приводящее к образованию слабого электролита. Так как при этом ионы соли взаимодействуют с ионами Н + или ОН — воды, гидролиз солей сопровождается изменением рН раствора.

Гидролиз солей многоосновных кислот или многокислотных оснований идет по ступеням. В зависимости от типа соли различают гидролиз по аниону, катиону, по катиону и аниону.

Количественно гидролиз характеризуется степенью гидролиза h и константой гидролиза:

, (17)

(18)

Между степенью гидролиза и константой гидролиза существует взаимосвязь:

(19)

Гидролизу по аниону подвергаются соли, образованные слабой кислотой и сильным основанием.

Например, сульфид натрия Na₂S (NaOH – сильное основание, Н₂S – слабая кислота).

I.S 2- + H₂O ↔ HS — + OH — pH > 7

2Na + + S 2- + H₂O ↔ 2Na + + HS — + OH —

II. HS — + Н₂О ↔ Н₂S + OH — pH > 7

Na + + HS — + H₂O ↔ Na + + Н₂S + OH —

Гидролизу по катиону подвергаются соли, образованные сильной кислотой и слабым основанием.

Например, хлорид меди СuCI₂ (Cu(OH)₂ – слабое основание, HCI – сильная кислота).

I. Сu 2+ + H₂O ↔ CuOH + + H + pH 2+ + 2CI — + H₂O ↔ CuOH + + 2CI — + H +

II. CuOH + + H₂O ↔ Cu(OH)₂ + H + pH + + CI — + H₂O ↔ Cu(OH)₂ + CI — + H +

Гидролизу по катиону и аниону подвергаются соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой.

Например, цианид аммония NH₄CN (NH₄OH – слабое основание, HCN – слабая кислота)

NH₄ + + CN — + H₂O ↔ NH₄OH + HCN pH > 7, т.к. К_к-ты + ] = 0,0000386 моль/лВыразим концентрацию ионов водорода в виде

рН — ? произведения целого числа единиц на десять в

степени, состоящей из такого числа отрицательных единиц, сколько нулей предшествует первой значащей цифре, включая нуль целых, т.е в нашем примере [H + ] = 3,86·10 -5 моль/л.

Зная, что логарифм произведения равен сумме логарифмов запишем:

рН = — lg [H + ] = — (lg 3,86∙10 -5 ) = — (lg 3,86 + lg 10 -5 ) = = — (0,5866 + (-5)) = — (- 4,4134) = 4,41

Значение lg 3,86 определяем по таблице логарифмов (см. Приложение IX, Х).

Определить концентрацию ионов [H + ], если рН = 6,32.

Дано: Решение:

рН = 6,32 [H + ] = 10 – рН

[H + ] = 10 – 6,32 = 10 – 7 · 10 0,68 = 4,786·10 – 7 моль/л

[H + ] — ? Значение 10 0,68 находим по таблице антилогарифмов (см. Приложение X, ХI).

Ответ:[H + ] = 4,786·10 – 7 моль/л.

Вычислить ионную силу 0,05М раствора Na₂SO₄.

Дано: Решение:

С(Na₂SO₄) = 0,05М μ =

μ = (2[Na + ] ∙ 1 2 + [SO₄ 2- ] · 2 2 ) =

= (2 ∙ 0,05 · 1 2 + 0,05 · 2 2 ) = (0,1 + 0,2) = 0,15

Чему равна ионная сила раствора, содержащего в 1л 0,01 моль КСI и 0,1 моль Ва(NO₃)₂?

Дано: Решение:

С(КСI) = 0,01 моль/л μ =

С(Ва(NO₃)₂) = 0,1 моль/л КСI ↔ K + + CI — Ва(NO₃)₂↔ Ba 2+ + 2NO₃ —

µ — ? μ = ([K + ] ∙1 2 +[CI — ] ·1 2 +[Ba 2+ ] ∙2 2 +2[NO₃ — ] · 1 2 ) =

= (0,01 ∙ 1 2 + 0,01 ∙ 1 2 + 0,1 ∙ 2 2 + 2 ∙ 0,1 ∙ 1 2 ) =

= (0,01 + 0,01 + 0,4 + 0,2) = 0,31

Вычислить концентрацию ионов Н + в 0,1М растворе Н₂S (без учета второй ступени диссоциации кислоты).

Дано: Решение:

С(Н₂S) = 0,1М Н₂S ↔ H + + HS — (слабая кислота)

[H + ] =

[H + ] — ? К_к = = 8,9∙10 -5 моль/л (См. Приложение I)

[H + ] =

Ответ:[H + ] = 2,98∙10 -3 моль/л.

Вычислить концентрацию ионов Н + и степень диссоциации уксусной кислоты, если известно, что в 1л её раствора содержится 2,5608г уксусной кислоты.( ).

Дано: Решение:

m (CH₃COOH) = 2,5608г СН₃СООН – слабая кислота

V = 1л = 1000мл [H + ] = , где С_к – молярная

концентрация

С_м

[H + ] — ? С_м

α — ? [H + ] =

=

М(СН₃СООН) = 60г/моль

Ответ:[H + ] = 8,94∙10 -4 моль/л, α = 2,08%.

Вычислить концентрацию ионов Н + в 0,05М растворе соляной кислоты.

Дано: Решение:

С(НСI) = 0,05М НСI ↔ Н + + СI — (сильная кислота)

[H + ] — ? [H + ] = C_к = 0,05 = 5 · 10 -2 моль/л

Ответ:[H + ] = 5 ∙ 10 -2 моль/л.

Вычислить рН 0,01М раствора Н₂SO₄.

Дано: Решение:

С(Н₂SO₄) = 0,01М Н₂SO₄ ↔ 2Н + + SO₄ 2- (сильная двухосновная кислота)

рН — ? [H + ] = 2∙С_к=2 ∙0,01=2∙10 -2

рН = — lg [H + ] = — lg 2∙10 -2 = — (lg 2 + lg 10 -2 ) =

= — (0,3010 – 2) = 1,699 ≈ 1,7

Вычислить рН 0,1М раствора КОН.

Дано: Решение:

С(КОН) = 0,1М КОН ↔ К + + ОН — (сильное основание)

рН — ? [OH — ] = C_щ = 0,1 = 10 -1 моль/л

рОН = — lg [OH — ] = — lg 10 -1 = 1

pH = 14 – pOH = 14 – 1 = 13

Можно при решении этой задачи пойти другим путем:

[H + ] = ; [OH — ] = C_щ = 0,1 = 10 -1 моль/л

[H + ] =

рН = — lg [H + ] = — lg 10 -13 = 13

Вычислить концентрацию гидроксид-ионов и рОН в 0,01М растворе гидроксида аммония.

Дано: Решение:

С(NH₄OH) = 0,01М NH₄OH ↔ NH₄ + + OH — (слабое основание)

[OH — ] — ? [OH — ] =

рОН — ? К_о = = 1,79 ∙ 10 -5 (См. Приложение I)

[OH — ] =

рОН = -lg [OH — ] = -lg 4,23 ·10 -2 = -(lg 4,23 + lg 10 -2 ) = = — (0,6263 – 2) = 1,37

Ответ:[OH — ] = 4,23∙10 -2 моль/л, рОН = 1,37.

Вычислить рН раствора, содержащего 0,01М СН₃СООН и 0,05М СН₃СООNa.

Дано: Решение:

С(СН₃СООН)=0,01моль/л Данный раствор представляет собой

С(СН₃СООNa) = 0,05моль/л буферную смесь, т.к. содержит слабую

кислоту и её соль.

рН — ? [H + ] =

K_к = = 1,86∙10 -5 (См. Приложение I)

[H + ] = 1,86∙10 -5 ∙ = 3,72∙10 -6 моль/л

рН = — lg [H + ] = — lg 3,72∙10 -6 = — (lg 3,72 +

+ lg 10 -6 ) = — (0,5705 – 6) = 5,43

Вычислить рН раствора, содержащего в 1л 0,056 моль NH₄OH и 0,1 моль NH₄CI.

Дано: Решение:

С(NH₄OH)=0,056 моль/л Данный раствор представляет собой

С(NH₄CI)=0,1 моль/л буферную смесь, содержащую слабое

основание и его соль.

рН — ? [OH — ] =

рОН = — lg [OH — ], pH = 14 – pOH

K_o = = 1,79∙10 -5 (См. Приложение I)

[OH — ] = 1,79∙10 -5 ∙ = 1,0024∙10 -5 ≈ 10 -5 моль/л рОН = — lg [OH — ] = — lg 10 -5 = 5

рН = 14 – рОН = 14 – 5 = 9

Вычислить константу гидролиза сульфита натрия по I ступени.

Na₂SO₃ – соль образована сильным основанием и слабой кислотой, следовательно, гидролизуется по аниону.

К_г =

К_г = ,

= 6∙10 -8 (См. Приложение I)

К_г =

Вычислить константу гидролиза нитрита аммония.

NH₄NO₂ – соль образована слабым основанием и слабой кислотой, следовательно, гидролизуется по катиону и аниону.

К_г =

(См. Приложение I)

▼ Задачи для самостоятельного решения

1. Вычислить ионную силу:

а) 0,03М раствора ВаСI₂; б) 0,01М раствора НСI; в) 0,02М раствора К₂SO₄.

Ответ: а) 0,09; б) 0,01; в) 0,06.

2. Чему равна ионная сила раствора, содержащего в 1л:

а) 0,1 моль НСI и 0,2 моль СаСI₂; б) 0,02 моль NaCI и 0,1 моль Ca(NO₃)₂.

Ответ: а) 0,7; б) 0,32.

3. Вычислить концентрацию ионов Н + в 0,01М растворе угольной кислоты (без учета второй ступени диссоциации кислоты).

Ответ: 6,57∙10 -5 моль/л.

4. Вычислить концентрацию ионов Н + в 0,025М растворе Н₂S (без учета второй ступени диссоциации).

Ответ: 4,7∙10 -5 моль/л.

5. Вычислить концентрацию ионов Н + и степень диссоциации уксусной кислоты, если известно, что в 300 мл её раствора содержится 0,8508г СН₃СООН. .

Ответ: [H + ] = 9,35 10 -4 моль/л; α = 1,99%.

6. Вычислить концентрацию гидроксид-ионов в растворах:

а) 0,05М NaOH; б) 0,025М NH₄OH.

Ответ: а) 5∙10 -2 моль/л; б) 6,69∙10 -4 моль/л.

7. Вычислить концентрацию ионов Н + в растворах:

Ответ: а) 10 -1 моль/л; б) 1,77 10 -13 моль/л.

а) 0,005М раствора НСI; б) 0,015М раствора КОН; в) 0,01М раствора СН₃СООН; г) 0,001М раствора NH₄OH.

Ответ: а) 2,3; б) 12,18; в) 3,37; г) 10,13.

9. Вычислить рН раствора, содержащего в 1л:

а) 0,06 моль уксусной кислоты и 0,02 моль ацетата натрия;

б) 0,045 моль гидроксида аммония и 0,15 моль хлорида аммония;

в) 0,01 моль бензойной кислоты и 0,02 моль бензоата натрия;

г) 0,025 моль муравьиной кислоты и 0,015моль формиата натрия.

Ответ: а) 4,25; б) 8,73; в) 4,49; г) 3,53.

10. Вычислить рН буферных смесей, содержащих:

а) 0,01М СН₃СООН и 0,01М СН₃СООNa;

б) 0,5М СН₃СООН и 0,01М СН₃СООNa;

в) 0,1М НСООН и 0,05М НСООNa;

Ответ: а) 4,73; б) 3,03; в) 3,45; г) 8,55; д) 9,55

11. Вычислить константу гидролиза следующих солей:

а) хлорида аммония; б) ацетата аммония; в) ацетата калия; г) карбоната калия по I ступени; д) нитрита натрия.

Ответ: а) 5,6∙10 -10 ; б) 3∙10 -5 ; в) 5,4∙10 -10 ; г) 1,8∙10 -4 ; д) 2,5∙10 -11 .

? Контрольные вопросы

1. Буферные растворы. Буферное действие растворов. Механизм действия ацетатного и аммонийного буферных растворов.

2. Приведите примеры слабых кислот (не менее 2-х) и слабых оснований (не менее 2-х). Напишите для них уравнения диссоциации, выражения констант диссоциации. Приведите формулу зависимости между константой диссоциации и степенью диссоциации.

3. Гидролиз. Определите тип гидролиза следующих солей ZnSO₄, Na₂CO₃, NH₄CN. Напишите уравнения гидролиза данных солей в ионном и молекулярном виде.

4. Значение гидролиза в аналитической практике. Как сказывается на гидролизе сульфида аммония добавление к раствору гидроксида аммония (напишите уравнение гидролиза и объясните).

Дата добавления: 2015-02-13 ; просмотров: 8438 ; ЗАКАЗАТЬ НАПИСАНИЕ РАБОТЫ

Гидролиз солей – процесс обратимый

Урок-лекция в 11 классах с углубленным изучением химии

Цели.

• На основе мотивации и актуализации опорных знаний и навыков учащихся дать количественную характеристику реакции гидролиза, тем самым развивая представления о количественной стороне химических процессов.
• Активизируя такие приемы мышления, как сравнение и обобщение, способствовать развитию логического мышления учащихся, умению рассуждать, делать выводы, анализировать особенности протекания физических и химических процессов, обнаруживая сходство и различие.
• Активизируя внимание и наблюдательность учащихся, способствовать развитию мировоззренческих представлений о причинно-следственной взаимосвязи изучаемых и наблюдаемых явлений.

Ход урока

Слово «гидролиз» буквально означает «разложение водой». Гидролизом называется всякое взаимодействие вещества с водой обменного характера, при котором составные части вещества соединяются с составными частями воды. Например, сложные эфиры разлагаются водой с образованием смеси кислоты и спирта:

Хлорид фосфора(III) подвергается гидролизу, образуя фосфористую и соляную кислоты:

На практике особенно часто приходится иметь дело с гидролизом солей. Естественно предположить, что растворы средних солей, которые являются продуктами полного замещения протонов в молекулах кислот катионами металла, должны иметь нейтральную реакцию среды. Однако это предположение оказывается справедливым только в отношении солей, образованных сильными кислотами и сильными основаниями.

Соли, образованные слабой кислотой и сильным основанием или, наоборот, сильной кислотой и слабым основанием, не дают при растворении в воде нейтральной реакции среды. Например, раствор хлорида железа(III) дает кислую реакцию среды, указывающую на присутствие ионов водорода (ионов гидроксония); раствор карбоната натрия имеет щелочную среду, обусловленную присутствием в нем гидроксид-ионов.

Если соль образована слабой кислотой и слабым основанием, то реакция раствора зависит от относительной силы образующихся в результате гидролиза кислоты и основания. Например, из двух слабых электролитов, образующих цианид аммония, менее слабым электролитом является гидроксид аммония, что подтверждается значениями констант диссоциации: К_д(NH₄OH)=1,79•10 –5 ; К_д(HCN) = 7,90•10 –10 . Значит, раствор цианида аммония будет слабощелочным. Раствор ацетата аммония будет нейтральным, т. к. константы диссоциации уксусной кислоты и гидроксида аммония почти одинаковы: К_д(CH₃COOH)=1,86•10 –5 ; К_д(NH₄OH) = 1,79•10 –5 .

Эти явления можно объяснить взаимодействием ионов растворенной соли с диполями воды, в результате которого образуется избыток водородных ионов (ионы гидроксония) или гидроксид-ионов.

Обратимая реакция обмена между ионами растворенной соли и ионами воды, приводящая к образованию малодиссоциированных частиц (молекулы или ионы), носит название гидролиза соли.

Количественно гидролиз солей может быть охарактеризован степенью гидролиза и константой гидролиза.

Константа гидролиза и степень гидролиза

1. Соль, образованная слабой кислотой и сильным основанием. Уравнение гидролиза соли ацетата натрия в молекулярной форме:

В ионной форме уравнение имеет вид:

Применяя к этому обратимому процессу закон действующих масс, запишем выражения для скоростей прямой и обратной реакций:

где k₁ и k₂ – константы скорости прямой и обратной реакций соответственно.

Как и любой другой обратимый процесс, реакция гидролиза заканчивается установлением химического равновесия, т. е. такого состояния системы, когда скорости прямой и обратной реакций равны: v₁ = v₂.

Константа химического равновесия К равна отношению константы скорости прямой реакции к константе скорости обратной реакции.

Концентрацию воды в растворе допускается считать величиной постоянной, поэтому объединим [НОН] и К.

где К_г – константа гидролиза.

где К(H₂O) – ионное произведение воды.

Подставляя выражение для в уравнение константы гидролиза (1), получим:

Тогда окончательно имеем:

Степенью гидролиза b называется отношение количества гидролизованной соли к общему количеству растворенной соли.

Определим степень гидролиза соли, образованной слабой кислотой и сильным основанием. Пусть в реакции гидролиза соли ацетата натрия начальная концентрация ее, а значит, и ацетат-ионов (т. к. соль – сильный электролит) равна с. Тогда равновесные концентрации примут значения:

Подставим эти выражения в уравнение константы гидролиза (1):

Воспользовавшись уравнением (2), получим:

Для многих солей b – величина небольшая (обычно b b» 1. Тогда уравнение (3) примет вид:

2. Соль, образованная сильной кислотой и слабым основанием. Уравнение гидролиза соли хлорида аммония в молекулярной форме:

В ионной форме уравнение имеет вид:

Применяя закон действующих масс, запишем:

В состоянии химического равновесия v₁=v₂, поэтому

Объединяя [НОН] и К, получим:

Известно, что

Подставим это выражение в уравнение (5) и получим:

имеем окончательное выражение:

Выведем уравнение для степени гидролиза соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой.

Пусть в реакции гидролиза соли хлорида аммония ее начальная концентрация, а значит, и концентрация катионов аммония (т. к. соль – сильный электролит) равна с. Тогда равновесные концентрации приобретут значения:

Подставим эти выражения в уравнение для константы гидролиза (5):

Воспользовавшись уравнением (6), получим:

Допустив, что 1– b» 1, преобразуем уравнение (7):

3. Соль, образованная слабой кислотой и слабым основанием. Уравнение гидролиза соли цианида аммония в молекулярной и ионной формах:

Применим закон действующих масс к данному обратимому процессу:

В состоянии химического равновесия cкорость прямой реакции равна скорости обратной реакции:

Константа химического равновесия – это отношение константы скорости прямой реакции к константе скорости обратной реакции:

Как и в предыдущих случаях, объединим K и [НОН]:

Умножим числитель и знаменатель в уравнении (9) на величину ионного произведения воды:

преобразуем выражение для константы гидролиза (10).

В результате получим:

Выразим степень гидролиза соли, образованной слабой кислотой и слабым основанием.

Пусть исходная концентрация соли цианида аммония в реакции гидролиза равна с. Исходные концентрации катиона аммония и цианид-аниона также можно считать равными с (помня, что соль – сильный электролит). Тогда равновесные концентрации примут значения:

Подставляя выражения равновесных концентраций в уравнение константы гидролиза (9) получим:

Приравниваем правые части уравнений (11) и (12):

Из уравнений (4), (8), (13) следует, что степень гидролиза тем больше:

• чем больше величина К(H₂O), т. е. чем выше температура, т. к. ионное произведение воды возрастает с повышением температуры;
• чем меньше константы диссоциации К_д электролитов, образующих соль, т. е. чем слабее электролиты, остатки которых входят в состав соли;
• чем меньше концентрация соли в растворе, т. е. чем больше степень разбавления раствора (вывод следует из уравнений (4) и (8)).

Например, при добавлении к раствору хлорида сурьмы(III) дистиллированной воды наблюдается образование осадка SbOCl, что свидетельствует о протекании реакции гидролиза соли SbCl₃ по второй ступени. Именно вторая ступень гидролиза хлорида сурьмы(III) приводит к образованию основной соли Sb(ОН)₂Сl, разложение которой и дает осадок хлорида оксосурьмы.

Таким образом, разбавляя раствор, смещаем равновесие реакции гидролиза вправо.

Если гидролиз – явление нежелательное, то работать следует с концентрированными растворами при пониженных температурах. Полезно также добавить к раствору соли избыток одного из образующихся при гидролизе продуктов (кислоты или щелочи, в зависимости от реакции среды раствора), тем самым способствуя смещению химического равновесия реакции влево в соответствии с принципом Ле Шателье.

Так, если к раствору с осадком SbОСl прилить соляную кислоту, то осадок растворится. Если затем вновь в раствор добавить воду, то наблюдается повторное образование осадка.

Описанные явления согласуются с ранее сделанными выводами о влиянии разбавления раствора на степень гидролиза, а также подтверждают обратимый характер процесса и возможность смещения химического равновесия реакции гидролиза.