Правила составления уравнений гидролиза

1. Записывают уравнение диссоциации соли.

2. Определяют ион слабого электролита, который может гидролизоваться. Ионов сильных кислот и оснований сравнительно немного, наиболее распространенные следует запомнить: NO₃^-, SO₄^2-, Cl^-, Br^-, I^-, ClO₄^-, катионы Na⁺, K⁺ и других щелочных металлов, а также Ba²⁺ и Sr²⁺. Перечисленные ионы не гидролизуются! Все остальные ионы, за редким исключением, образуют слабые электролиты и гидролизуются.

3. Составляют ионное уравнение гидролиза по схеме:

ион слабого электролита+вода Û слабый электролит+ион, оставшийся от молекулы воды.

4. Записывают молекулярное уравнение гидролиза, добавляя к ионам противоионы.

В зависимости от состава соли различают следующие типы гидролиза.

Гидролиз соли, образованной сильным основанием и слабой кислотой. Гидролизуется анион слабой кислоты.

А- + Н2О Û НА + ОН-.

(67)

В растворе появляются ионы ОН^-, поэтому среда - щелочная, рН > 7.

Гидролиз соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой. Гидролизуется катион слабого основания.

М+ + Н2О Û МОН + Н+.

(68)

В растворе появляются ионы Н⁺, поэтому среда кислая, рН < 7.

Гидролиз соли, образованной двумя слабыми электролитами. Гидролиз протекает как по катиону, так и по аниону

М+ + А- + Н2О → МОН + НА.

(69)

Образующиеся слабые кислота и основание диссоциируют в разной степени, поэтому среда в растворе зависит от их относительной силы. Если кислота сильнее, то ее константа диссоциации больше и среда слабокислая. Если сильнее основание, то среда слабощелочная.

Количественные характеристики гидролиза - константа и степень гидролиза. В большинстве случаев константа гидролиза K_h не превышает величину 10^–3 и гидролиз солей, образованных одним слабым электролитом, протекает в малой степени. Гидролиз многозарядных ионовв основном проходит по первой ступени. От значения константы гидролиза зависит рН раствора соли.

Степенью гидролиза b (аналогично степени диссоциации) называют отношение числа гидролизованных ионов к общему числу ионов слабого электролита в растворе.

Соль образована одним слабым электролитом

Константу гидролиза вычисляют по формуле:

,

(70)

где K_h,1 - константа гидролиза по первой ступени, K_w - ионное произведение воды, равное 10^-14 при 298 K; K_dn – последняя константа диссоциации слабого электролита. Константы диссоциации гидроксокомплексов металлов называют ступенчатыми константами нестойкости, их находят в справочнике в таблице констант нестойкости гидроксокомплексов.

Степень гидролиза связана с константой гидролиза уравнением:

,

(71)

где С – концентрация гидролизующегося иона, моль/кг.

В растворах солей, гидролизующихся по аниону, среда щелочная (см. уравнение (67)) и расчет рН ведут по формуле:

.

(72)

В растворах солей, гидролизующихся по катиону, среда кислая (см. уравнение (68)), расчет рН ведут по формуле

.

(73)