Уравнение гидролиза по первой ступени feso4 (4 видео)

Содержание

Гидролиз сульфата железа (II)
Первая стадия (ступень) гидролиза
Вторая стадия (ступень) гидролиза
Среда и pH раствора сульфата железа (II)
Пример 7. Гидролиз солей и буферные системы
Гидролиз солей
Степень гидролиза
Константа гидролиза
1. Соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой (гидролиз не протекает)
2. Соли, образованные слабым основанием и сильной кислотой (гидролиз по катиону)
3. Соль, образованная сильным основанием и слабой кислотой (гидролиз по аниону)
4. Соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой (гидролиз и по катиону и по аниону)
Совместный гидролиз солей
Влияние различных факторов на протекание гидролиза
🎥 Видео

Видео:Гидролиз солей. 1 часть. 11 класс.Скачать

Гидролиз сульфата железа (II)

FeSO₄ — соль образованная слабым основанием и сильной кислотой, поэтому реакция гидролиза протекает по катиону.

Видео:Гидролиз солей. 9 класс.Скачать

Первая стадия (ступень) гидролиза

Полное ионное уравнение
2Fe 2+ + 2SO₄ 2- + 2HOH ⇄ 2FeOH + + SO₄ 2- + 2H + + SO₄ 2-

Сокращенное (краткое) ионное уравнение
Fe 2+ + HOH ⇄ FeOH + + H +

Видео:Ступенчатый гидролиз солей по аниону. Решаем примеры.Скачать

Вторая стадия (ступень) гидролиза

Полное ионное уравнение
2FeOH + + SO₄ 2- + 2HOH ⇄ 2Fe(OH)₂ + 2H + + SO₄ 2-

Сокращенное (краткое) ионное уравнение
FeOH + + HOH ⇄ Fe(OH)₂ + H +

Видео:Гидролиз солей. Теория для задания 23 ЕГЭ по химии.Скачать

Среда и pH раствора сульфата железа (II)

В результате гидролиза образовались ионы водорода (H + ), поэтому раствор имеет кислую среду (pH

Видео:Гидролиз солей. Классификация солей. Решение примеров.Скачать

Пример 7. Гидролиз солей и буферные системы

1.Составьте ионно-молекулярные уравнения гидролиза солей NaNO₂, K₂CO₃, FeSO₄, ZnCl₂ по всем возможным ступеням. Укажите реакцию среды полученных растворов. Напишите выражения и рассчитайте значения констант гидролиза этих соединений. Сделайте выводы по полученным величинам.

Решение. Все соли, независимо от их природы, при растворении в воде диссоциируют на ионы, а затем некоторые из них способны химически взаимодействовать с растворителем, отнимая у него ионы Н + или ОН – . Из перечисленных в условии задачи солей две (натрия нитрит NaNO₂ и калия карбонат K₂CO₃) образованы слабыми электролитами – кислотами, поэтому гидролизуются по анионному типу. В состав двух других (железа (2) сульфата FeSO₄ и цинка хлорида ZnCl₂) входят катионы слабых электролитов – оснований, следовательно, они гидролизуются по катионному типу. Составим соответствующие уравнения диссоциации и гидролиза солей.

1) NaNO₂ = Na + + NO₂ – — диссоциация полная и необратимая, а далее

NO₂ – + Н₂О НNO₂ + ОН – — равновесное уравнение гидролиза.

Гидролиз обратим, т.к. образуется слабый электролит. Константа гидролиза характеризует состояние химического равновесия этого процесса и, согласно закону действующих масс, определяется следующим выражением:

Значение ионного произведения воды при стандартных условиях равно, как мы знаем, 1,1·10 -14 , а значение k_d азотистой кислоты найдем по таблице Приложения: k_d(HNO₂) = 6,9·10 -4 . Подставим эти значения в выражение для k_g и рассчитаем константу:

= 1,6·10 -11 .

Расчеты показали, что для азотистой кислоты k_d >> k_g, поэтому равновесие в уравнении гидролиза будет смещено влево, т.е. гидролиз будет подавлен, рН = 7.

2) К₂СО₃ = 2К + + СО₃ 2– — диссоциация необратимая, проходит в одну ступень,

а далее СО₃ 2– + Н₂О НСО₃ – + ОН – — 1-я ступень гидролиза.

Уравнение указывает на слабоосновный характер среды в результате связывания карбонат-ионов протонами воды, рН ≥ 7.

Рассчитаем k_g₁, воспользовавшись справочными данными Приложения № 9:

Как видно, k_g₁ >> k_d₂, равновесие смещено вправо в сторону гидролиза.

Возможен ли гидролиз карбонат-иона по второй ступени? Предположим, что

НСО₃ – + Н₂О Н₂СО₃ + ОН – — 2-я ступень гидролиза, среда основная, рН > 7.

Константа гидролиза по второй ступени будет определяться выражением:

Рассчитаем вторую константу гидролиза, используя справочные данные:

Расчеты показали, что k_g₂ 2+ + SO₄ 2– — диссоциация односторонняя необратимая.

Зная, что Fe(OH)₂ — нерастворимое соединения, а серная кислота H₂SO₄ при диссоциации по 2-й ступени является слабым электролитом, предполагаем возможность протекания I-й ступени гидролиза по катионно-анионному типу:

Выражение для константы гидролиза будет иметь вид:

Рассчитаем значение первой константы гидролиза железа (2) сульфата, используя данные таблиц Приложения:

Так как k_g₁ > k_d₂(Fe(OH)₂), катион Fe 2+ будет полностью связан в гидроксид-катион (FeOH) + , что же касается гидролиза аниона SO₄ 2– , то он невозможен, т.к. k_d₂(H₂SO₄) > k_g₁. Делаем вывод: гидролиз соли протекает только по катионному типу и тогда выражение его первой ступени станет иным:

Fe 2+ + Н₂О (FeOH) + + Н + — I-я ступень гидролиза, среда слабокислотная, рН ≤ 7.

Уточним для неё и значение константы гидролиза:

Проверим теперь, возможен ли более глубокий гидролиз катиона Fe 2+ .

Сравнивая полученное значение константы гидролиза и константы диссоциации железа (2) гидроксида по первой ступени, легко сделать вывод о том, что k_g₂

4) ZnCl₂ = Zn 2+ + 2Cl — — диссоциация полная и необратимая, затем

Zn 2+ + H₂O (ZnOH) + + H + -1-я ступень гидролиза по катионному типу, рН ≤ 7;

Рассчитаем константу гидролиза, используя данные таблицы Приложения:

Поскольку значения констант гидролиза и диссоциации не сильно отличаются, то гидролиз по первой ступени будет незначительным, избыток ионов Н + почти не будет заметным, рН ≈ 7.

(ZnOH) + + H₂O Zn(OH)₂ + H + — 2-я ступень гидролиза, для неё

Расчеты показывают, что k_g₂ = (1,1·10 -14 )/(1,3·10 -5 ) = 8,46·10 -10 .

б) К₂СО₃ диссоциирует необратимо, гидролиз по аниону проходит только по первой ступени, среда слабоосновная рН ≥ 7;

в) FeSO₄ диссоциирует необратимо, гидролиз идет только по катиону и останавливается на первой ступени, среда слабокислотная рН ≤ 7;

г) ZnCl₂ диссоциирует необратимо, слабый гидролиз по катиону по первой ступени т.к. k_g₁ и k_d₂ отличаются незначительно, среда близкая к нейтральной, рН ≈ 7.

2.Определите возможные продукты при смешивании растворов Al(NO₃)₃ и Na₂S. Составьте ионно-молекулярное и молекулярное уравнения гидролиза. Определите константы гидролиза солей при их совместном присутствии в растворе.

Решение. Как мы уже запомнили, процессу гидролиза предшествует диссоциация сильных электролитов, протекающая необратимо и в одну ступень. В нашем случае:

Гидролизу подвергается катион алюминия Al 3+ и сульфид-анион S 2– . Уравнения их гидролиза по первой ступени имеют вид:

Al 3+ + H₂O (AlOH) 2+ + H + ; S 2– + H₂O (HS) – + OH – .

В предыдущей задаче мы убедились в том, что если бы эти соли существовали в растворах раздельно, то гидролиз, по всей вероятности, остановился бы на первой ступени. Однако присутствие их в одном сосуде приводит к взаимному усилению гидролиза за счет связывания между собой высвобождающихся ионов Н + и ОН – в слабый электролит Н₂О. Оба гидролитических равновесия сдвигаются вправо, и гидролиз каждой из солей идет до конца:

то же и в случае аниона (HS) – + Н₂О H₂S↑ + ОН – .

Образование нерастворимых и газообразных продуктов гидролиза делает его фактически необратимым, поэтому суммарное уравнение гидролиза можно записать в ионно-молекулярном и молекулярном виде и указать на необратимость этого процесса:

Выражение для констант полного гидролиза солей имеет вид:

В таблицах Приложения находим соответствующие значения констант диссоциации по всем ступеням гидроксида алюминия и сероводорода, они равны:

Подставив найденные значения в уравнения для констант гидролиза, и помня, что k_Н2О = 1,1·10 -14 , рассчитаем величины констант гидролиза катиона Al 3+ и аниона S 2– :

k_g(Al 3+ ) = (1,1·10 -14 )/[(1,0·10 -9 )·(2,1·10 -9 )·(8,3·10 -9 )] = 6,31·10 11 ;

k_g(S 2– ) = (1,1·10 -14 )/[(2,5·10 -13 )·(1,0·10 -7 )] = 4,40·10 5 .

Высокие значения констант гидролиза свидетельствуют о необратимости этих процессов.

Ответ: при смешивании растворов в результате необратимого и полного гидролиза по уравнению 2Al (NO₃)₃ + 3Na₂S+ 6H₂O = 2Al(OH)₃ ↓ + 3H₂S↑ + 6NaNO₃.

образуется осадок алюминия гидроксида Al(OH)₃ и выделяется газ сероводород H₂S, значения констант гидролиза k_g(Al 3+ ) = 6,31·10 11 ; k_g(S 2- ) = 4,40·10 5 .

3.Определите глубину гидролиза, рассчитайте степень гидролиза и рН 0,001 М раствора Fe₂(SO₄)₃.

Решение. Вначале по уже разработанной нами схеме составим уравнение необратимой диссоциации и уравнения гидролиза железа (3) сульфата по возможным ступеням: Fe₂(SO₄)₃ = 2Fe 3+ + 3SO₄ 2– ;

Fe 3+ + SO₄ 2– + H₂O (FeOH) 2+ + (HSO₄) – — 1-я ступень, гидролиз по катионно-анионному типу;

(FeOH) 2+ + H₂O (Fe(OH)₂) + + H + — 2-я ступень по катионному типу;

(Fe(OH)₂) + + H₂O Fe(OH)₃↓+ H + — 3-я ступень с возможным выпадением осадка. Чтобы определить, на какой ступени гидролиз прекратится, нужно рассчитать константы гидролиза и сравнить их с константами диссоциации.

Выражение для константы гидролиза по 1-й ступени (катионно-анионный тип гидролиза) будет иметь вид:

Рассчитаем значение первой константы гидролиза железа (3) сульфата, используя данные таблиц Приложения: k_d₃(Fe(OH)₃) = 1,5·10 -12 ; k_d₂(H₂SO₄) = 1,2·10 -2 и тогда k_g₁ = (1,1·10 -14 )/[(1,5·10 -12 )·(1,2·10 -2 )] = 0,61.

Учитывая то, что k_g₁ >> k_d₃(Fe(OH)₃) и k_g₁ > k_d₂(H₂SO₄), катион Fe 2+ и анион SO₄ 2– будут полностью связаны в гидроксид-катион (FeOH) 2+ и гидро-анион (HSO₄) – , т.е. гидролиз по первой ступени будет полным.

Гидролизу по второй ступени соответствует выражение для константы гидролиза:

Из таблицы Приложения находим k_d₂(Fe(OH)₃) = 1,8·10 -11 , тогда

И в данном случае k_g₂ >> k_d₂(Fe(OH)₃), следовательно, и по второй ступени гидролиз будет полным.

Выражению для константы гидролиза по третьей ступени

при k_d₁(Fe(OH)₃) = 4,8·10 -11 соответствует значение k_g₃ = (1,1·10 -14 )/(4,8·10 -11 ) = 0,23·10 -3 .

И в данном случае k_g₃ >> k_d₁(Fe(OH)₃), следовательно, гидролиз Fe 3+ будет полным и необратимым. Суммарное ионно-молекулярное уравнение гидролиза будет иметь вид:

или в молекулярном виде

Общая константа гидролиза определяется, как и в случае общей константы диссоциации (уравнение 26 теоретической части), по формуле:

Связь между константой гидролиза k_g и степенью гидролиза β установлена законом Оставальда: k_g = β 2 С_μ/(1 — β).

Решим его относительно степени гидролиза:

β 2 ·10 -3 = (8,56·10 -4 )(1-β) или β 2 + 8,56β – 0,856 = 0, тогда β = 0,1 или β = 10%.

Для расчета рН такого раствора используем уравнение:

Подставим соответствующие значения и произведем расчеты:

рН = 7 — ½ℓg(1,2·10 -2 ) + ½ℓg(4,8·10 -11 ) = 7 — ½(-2 + 0,08) + ½(-11 + 0,68) = 7 + 0,96 — 5,12 = 2,84.

Ответ: гидролиз полный с образованием осадка Fe(OH)₃, β = 10%; рН = 2,84.

4. При нагревании раствора гидролизующейся соли его рН увеличился с 10,5 до 11. Рассчитайте, во сколько раз изменилась степень гидролиза и константа гидролиза соли.

Решение. Если среда основная, значит, гидролиз протекает по анионному типу. Составим возможные уравнения диссоциации и гидролиза, упрощая выражения:

МеАn =Ме + + An – и An – + Н₂О НАn + ОН – .

Из уравнения гидролиза следует, что С_μ(ОН – ) = С_μ(НАn) и тогда по закону действующих масс для состояния равновесия

С другой стороны, используя физический смысл понятия степени гидролиза, можно записать С_μ(ОН – ) = β·С_μ(An – ), а из ионного произведения воды следует, что

Поскольку k_Н2О и молярная концентрация растворенной соли С_μ(An – ) остаются практически неизменными, то справедливо следующее равенство:

По условию задачи С_μ(Н + )₁= 10 -10,5 и С_μ(Н + )₂ = 10 -11 , тогда β₂/β₁= 10 -10,5 /10 -11 = 3,16. Следовательно, при нагревании степень гидролиза возросла в 3,16 раза.

Согласно закону Оствальда, константа гидролиза прямо пропорциональна квадрату степени гидролиза, т.е. kg = β 2 C_μ, откуда следует

Решим это равенство относительно k_g₂/k_g₁ и получим:

Таким образом, при нагревании раствора константа гидролиза возросла в 10 раз.

Ответ: при нагревании раствора соли степень её гидролиза увеличилась в 3,16 раза, а константа гидролиза – в 10 раз.

5.Вычислите рН 0,2 М раствора муравьиной кислоты, к 1 л которого добавлено 3,4 г натрия формиата, если степень диссоциации соли равна 93%, а константа диссоциации кислоты k_d(HCOOH) = 1,8·10 -4 . Объясните механизм буферного действия такой системы.

Решение. Система, состоящая из раствора слабого электролита и его соли с сильным электролитом называется буферной, она способна сохранять практически неизменной концентрацию ионов водорода при разбавлении водой или добавлении небольших количеств сильных кислот или щелочей.

В нашем случае к раствору слабого электролита – муравьиной кислоты НСООН добавлен сильный электролит – натрия формиат HCOONa. Образующиеся при его диссоциации формиат-ионы способны гидролизоваться, изменяя рН всей системы. В общей сложности в данной системе одновременно происходят три взаимосвязанных процесса:

1) НСООН НСОО – + Н + ,

2) HCOONa = HCOO – + Na + ,

3) HCOO – + H₂O HCOOH + OH – .

Полная диссоциация соли по уравнению (2) подавляет диссоциацию кислоты по уравнению (1) и гидролиз НСОО – по уравнению (3).

PН буферной системы в случае кислотного буфера определяется по уравнению:

Для расчета рН по этому уравнению следует предварительно рассчитать молярную концентрацию раствора соли и анионов НСОО – :

C_μ(HCOONa) = m(HCOONa)/[M(HCOONa)·V(р-ра)]; C_μ(HCOONa) =3,4/(67·1)=0,05 моль/л. И тогда C_μ(HCOO – ) = α· C_μ(HCOONa) = (0,93)·(0,05) = 0,046 моль/л.

Теперь рассчитаем рН раствора буферной системы:

рН = -ℓg(1,8·10 -4 ) — ℓg(0,2/0,046) = (4 — 0,25) – 0,64 = 3,11.

Механизм буферного действия заключается в том, что при добавлении небольших количеств сильного электролита (кислоты или щелочи) и значительным увеличением концентрации Н + или ОН – соответственно смещаются равновесия (3) или (1) вправо в связи с образованием более слабого электролита – воды. При этом образуется некоторое избыточное количество муравьиной кислоты (по уравнению 3), либо анионов соли (по уравнению 1), но рН раствора останется на прежнем уровне.

Ответ: рН = 3,11.

6. Рассчитайте буферную ёмкость по отношению к HCl и к NaOH раствора, содержащего в 1 л 1 моль хлорида аммония и 2 моль гидроксида аммония.

Решение.Буферная ёмкость системы характеризует способность буфера поддерживать постоянное значение рН при добавлении кислоты или щелочи. Эта способность выражается количеством вещества n кислоты или щелочи, которое необходимо добавить к 1 л буферного раствора, чтобы понизить (при добавлении кислоты) или повысить (при добавлении щелочи) рН раствора на единицу.

Для основного буфера рН вычисляется по уравнению

Воспользуемся справочными данными Приложения для определения константы диссоциации гидроксида аммония k_d(NH₄OH) = 1,8·10 -5 , и данными условия задачи С_μ(NH₄OH) = 2 моль/л, С_μ(NH₄Cl) = 1 моль/л, подставим их в выражение для рН и произведем расчеты:

рН = 14 + ℓg(1,8·10 -5 ) + ℓg(2/1) = 14 – 5 + 0,25 + 0,30 = 9,55.

Обозначим буферную ёмкость раствора по отношению к HCl через х моль. Тогда при добавлении х моль HCl к 1 л буферного раствора произойдет реакция

При этом концентрация соли увеличится до С_μ(NH₄Cl) = (1 + х) моль/л, а концентрация основания уменьшится до С_μ(NH₄OH) = (2 – х) моль/л. И тогда рН раствора должен понизиться на единицу, т.е. рН = 8,55. Подставим найденные значения в уравнение для рН и решим его относительно х:

Таким образом, буферная ёмкость аммиачного буфера по отношению к HCl равна 1,50 моль/л.

Обозначим буферную ёмкость раствора по отношению к NaOH через у моль. Тогда при добавлении у моль NaOH к 1 л буферного раствора произойдет реакция

При этом концентрация соли уменьшится до С_μ(NH₄Cl) = (1 – у) моль/л, а концентрация основания увеличится до С_μ(NH₄OH) = (2 + у) моль/л, и рН раствора увеличится на единицу, т.е. рН = 10,55. Подставим найденные значения в уравнение для рН и решим его относительно у:

Следовательно, буферная ёмкость по отношению к NaOH равна 0,86 моль/л.

Ответ: n_HCl = 1,50 моль на 1 л буферной системы, n_NaOH = 0,86 моль на 1 л буферной системы.

Видео:Гидролиз солей. 2 часть. 11 класс.Скачать

Гидролиз солей

В общем случае, гидролиз солей – это процесс обменного разложения воды и растворенной в ней соли – электролита, приводящий к образованию малодиссоциирующего вещества.

Гидролиз является частным случаем сольволиза – обменного разложения растворенного вещества и растворителя.

Характеризовать гидролиз количественно позволяют такие величины, как Степень гидролиза и константа гидролиза.

Видео:Гидролиз солей.ПримерыСкачать

Степень гидролиза

Степень гидролиза — это соотношение количества подвергающейся гидролизу соли n_гидр и общего количества растворенной соли n_общ.

Обычно, ее обозначают через h_гидр (или α ):

Величина h_гидр увеличивается с уменьшением силы образующих соль кислоты или основания.

Видео:ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ | 9 класс | Кратко и понятноСкачать

Константа гидролиза

Представим в общем виде процесс гидролиза соли, в котором в роли соли выступает – МА, а НА и МОН — соответственно, кислота и основание, которые образуют данную соль:

MA + H₂O ↔ HA + MOH

Применив закон действующих масс, запишем константу, соответствующую этому равновесию:

Известно, что концентрация воды в разбавленных растворах, имеет практически постоянное значение, поэтому ее можно включить в константу

тогда соотношение для константы гидролиза соли K_г будет иметь такой вид:

По величине константы гидролиза можно судить о полноте гидролиза:

чем больше значение константы гидролиза K_г, тем в большей мере протекает гидролиз.

Константа и степень гидролиза связаны соотношением:

Где С – концентрация соли в растворе,

h- степень гидролиза.

Это выражение можно упростить, т.к. обычно h˂˂1, тогда

Зная, константу гидролиза, можно определить pH среды:

Концентрация образовавшейся кислоты равна концентрации гидроксид ионов, тогда

K_г = [OH — ] 2 /[MA]

Используя это выражение можно вычислить pH раствора

[OH — ] = (K_г·[MA]) 1/2 моль/л

[H + ] = 10 -14 /[OH — ] моль/л

pH = -lg[H + ]

Гидролиз солей можно представить, как поляризационное взаимодействие ионов и их гидратной оболочки.

Гидролиз протекает тем полнее, сильнее поляризующее действие ионов.

Возможны 4 случая протекания гидролиза:

1. Соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой (гидролиз не протекает)

Соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой не подвергаются гидролизу.

В этом случае, гидролиз практически не происходит, т.к. катионы и анионы, образующиеся в растворе при диссоциации соли, слабо поляризуют гидратную оболочку. pH среды не изменяется (рН ≈ 7):

NaCl ↔ Na + + Cl —

Na + + HOH ↔ реакция практически не протекает

Cl — + HOH ↔ реакция практически не протекает

2. Соли, образованные слабым основанием и сильной кислотой (гидролиз по катиону)

Такое соединение, при ионизации, образует катионы, способные к поляризации гидратной оболочки и анионы, которые их поляризуют слабо. Тогда гидролиз проходит по катиону, при этом среда носит кислый характер, т.е. рН ˂ 7:

NH₄Cl ↔ NH₄ + + Cl —

NH₄ + + HOH ↔ NH₄OH + H +

Cl — + HOH ↔ реакция практически не идет

NH₄Cl+ HOH ↔ NH₄OH + HCl

Для солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой, константа гидролиза и константа диссоциации основания связаны соотношением:

Понятно, что чем меньше сила основания, тем в большей степени протекает гидролиз.

Если соль образованна слабым основанием многовалентного металла и сильной кислотой, то ее гидролиз будет протекать ступенчато:

FeCl₂ ↔ Fe 2+ + 2Cl —

I ступень	Fe 2+ + HOH ↔ (FeOH) + + H + FeCl₂ + HOH ↔ (FeOH)Cl + HCl
II ступень	(FeOH) + + HOH ↔ Fe(OH)₂ + H + (FeOH)Cl + HOH↔ Fe(OH)₂ + HCl

Константа гидролиза по первой ступени связана с константой диссоциации основания по второй ступени, а константа гидролиза по второй ступени — с константой диссоциации основания по первой ступени:

Поскольку первая константа диссоциации кислоты всегда больше второй, то первая константа гидролиза всегда больше, чем константа вторая гидролиза, так как первая константа диссоциации основания всегда больше второй

Отсюда следует, что по первой ступени, гидролиз всегда будет протекать в большей степени, чем по второй. Этому также способствуют ионы, которые образуются при гидролизе по первой ступени, они приводят подавлению гидролиза по второй ступени, смещая равновесие влево.

Сравнивая величины K_г и K_осн можно качественно определить pH среды.

Так, если K_г намного больше K_осн, то среда сильнокислая, при K_г намного меньшей K_осн — среда слабокислая, а если K_г и K_осн сопоставимы, то — среднекислая.

3. Соль, образованная сильным основанием и слабой кислотой (гидролиз по аниону)

Такое соединение в растворе образует слабополяризующие катионы и среднеполяризующие анионы. Гидролиз протекает по аниону, и в его результате создается щелочная среда, pH > 7:

NaCN ↔ Na + + CN —

CN — + HOH ↔ HCN + OH —

Na + + HOH ↔ реакция практически не идет

NaCN + HOH ↔ HCN + NaOH

Константа гидролиза и константа диссоциации кислоты связаны зависимостью:

Т.е. гидролиз соли протекает тем полнее, чем слабее образующая эту соль, кислота.

Возможен гидролиз соли, образованной слабой многоосновной кислотой и сильным основанием. В этом случае гидролиз протекает по ступеням:

I ступень	SO₃ 2- + HOH ↔ HSO₃ — + OH — Na₂SO₃ + HOH ↔ NaHSO₃ + NaOH
II ступень	HSO₃ — + HOH ↔ H₂SO₃ + OH — NaHSO₃ + HOH ↔ H₂SO₃ + NaOH

В этом случае, константа гидролиза по первой и второй ступеням определяется соотношениями:

Следует помнить, что гидролиз по второй ступени протекает в ничтожно малой степени.

Сравнивая величины K_г и K_к-ты, можно качественно определить pH среды. Так, если K_г намного больше K_к-ты, то среда сильнощелочная, при K_г намного меньшей K_к-ты — среда слабощелочная, а если K_г и K_осн сопоставимы, то — среднещелочная.

4. Соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой (гидролиз и по катиону и по аниону)

Такие соли, при ионизации образуют среднеполяризующие катионы и анионы, поэтому гидролиз возможен как по катиону, так и по аниону.

При этом относительная сила образовавшихся кислоты и основания, будут влиять на характер среды (слабокислая или слабощелочная, pH ≈ 7). Такого типа гидролиз протекает особо полно, обычно с образованием малорастворимого вещества:

Константу гидролиза можно рассчитать, зная константы диссоциации кислоты и основания с помощью следующего соотношения:

Совместный гидролиз солей

Совместный гидролиз протекает при взаимодействии растворов двух солей, одна из которых образована слабым основанием и сильной кислотой, а вторая напротив сильным основанием и слабой кислотой. Т.е. одна соль гидролизуется по катиону, а другая – по аниону.

В таких случаях гидролиз взаимно усиливается.

Например, рассмотрим совместный гидролиз растворов солей хлорида алюминия и сульфида натрия:

При гидролизе хлорида алюминия соль гидролизуется по катиону:

AlCl₃ ↔ Al 3+ + 3Cl —

Al 3+ + 3HOH ↔ Al(OH)₃ + 3H +

При гидролизе сульфида натрия соль гидролизуется по аниону:

Na₂S ↔ 2Na + + S 2-

S 2- + 2HOH ↔ H₂S + 2OH —

Суммарная реакция гидролиза:

Влияние различных факторов на протекание гидролиза

Природа соли. Это видно из выражения для константы гидролиза.
Концентрация соли и продуктов реакции. В соответствии с принципом Ле-Шателье, равновесие должно смещаться вправо, при этом увеличивается концентрация ионов водорода (или гидроксид-ионов), что приводит к уменьшению степени гидролиза.
Температура. Известно, что гидролиз притекает с поглощением теплоты (эндотермическая реакция), поэтому согласно принципу Ле Шателье, при увеличении температуры равновесие сдвигается вправо, что ведет к росту степени гидролиза.

В разделе Задачи к разделу Гидролиз солей приведены задачи на определение степени и константы гидролиза, составление уравнений гидролиза, определение рН среды и др.