Файл: Конспект лекций для студентов специальности 1 48 01 02 Химическая технология органических веществ, материалов и изделий.docx

метасолей амфотерных металлов, таких, как NaAlO₂, Na₂ZnO₂ и др. – при их гидролизе образуются гидроксокомплексы:
NaAlO₂ + 2H₂O Na[Al(OH)₄] – молекулярное уравнение;

AlO₂^– + 2H₂O [Al(OH)₄]^– – ионно-молекулярное уравнение.
Гидролиз протекает вследствие того, что из слабого электролита – воды – образуется еще более слабый – гидроксид-ионы.
Гидролиз кислых солей

Кислые соли (NaHCO₃, NaH₂PO₄, KH₂PO₃, KHSO₃, KHS и т. д.) образуют слабые многоосновные кислоты.

Вследствие того, что в состав этих солей входят анионы слабых кислот, эти соли гидролизуются, подобно солям слабых кислот, рассмотренным ранее. Например, раствор NaH₂PO₄ подщелачивается за счет гидролиза дигидрофосфат-ионов: NaH₂PO₄ Na⁺ + H₂PO₄^–

H₂PO₄^– + HOH H₃PO₄ + OH^–

В то же время, часть ионов H₂PO₄^– не гидролизуется, а диссоциирует, в результате чего раствор подкисляется:

H₂PO₄^– HPO₄^2– + H⁺

Очевидно, что реакция раствора, кислая или щелочная, зависит от того, какое равновесие преобладает, гидролиз или диссоциация: если преобладает гидролиз, то раствор будет щелочным, если диссоциация – кислым. Количественно диссоциацию электролита характеризует константа диссоциации; равновесие гидролиза, по-видимому, – константа гидролиза, о чем мы пока не говорили. Поэтому к вопросу о pH в растворах кислых солей мы вернемся чуть позже.
Применение закона действующих масс к равновесию гидролиза. Константа гидролиза

Константа гидролиза количественно характеризует глубину протекания реакции: чем сильнее гидролизуется соль, тем больше константа гидролиза. Степень гидролиза также является его количественной характеристикой, но в отличие от константы, зависящей только от природы соли и температуры

---

, степень гидролиза зависит еще и от ее концентрации.
а) гидролиз с участием однозарядных катионов слабых оснований или анионов слабых кислот:

NH₄NO₃ NH₄⁺ + NO₃^–

соль гидролизуется по катиону:

NH₄⁺ + HOH NH₄OH + H⁺
Применив закон действующих масс к равновесию гидролиза, получим следующее уравнение:

K_гидр. = ; обратите внимание, что в знаменатель не включена [H₂O] – реагент в большом избытке (см. тему «Константа химического равновесия»).

Сделав в полученном уравнении подстановку [H⁺] = , получим следующее уравнение: K_гидр. = или

Kгидр. = =

(7.1)

Из уравнения (7.1) видно, что константу гидролиза соли слабого однокислотного основания рассчитывают, поделив ионное произведение воды кна константу диссоциации основания. Чем слабее основание, тем меньше его константа диссоциации, тем сильнее гидролизуется его соль.
KF K⁺ + F^–
Если соль гидролизуется по аниону:

F^– + HOH HF + OH^–

Применив закон действующих масс к этому равновесию, получим следующее уравнение:

K_гидр. = ; после подстановки [OH^–] = получим

K_гидр. =

---

или

=

(7.2)

Из уравнения (7.2) видно, что константу гидролиза соли слабой одноосновной кислоты рассчитывают, поделив ионное произведение воды на константу диссоциации соответствующей кислоты. Чем слабее кислота, тем меньше ее константа диссоциации, тем сильнее гидролизуется ее соль.
NH₄F NH₄⁺ + F^–
б) если соль гидролизуется и по катиону, и по аниону:

NH₄⁺ + F^– + HOH NH₃∙H₂O + HF;

Применив закон действующих масс к этому равновесию, получим следующее уравнение:

K_гидр. = ; после умножения числителя дроби на K_W, а знаменателя – на равноценную величину [H⁺] , получим

K_гидр. = или

=

(7.3)

Из уравнения (7.3) видно, что константу гидролиза соли слабого однокислотного основания и слабой одноосновной кислоты можно рассчитать, поделив ионное произведение воды на произведение констант диссоциации соответмствующих слабого основания и кислоты.

в) гидролиз с участием многозарядных анионов слабых кислот (K₂CO₃, (NH₄)₂S и др.):

K₂CO₃ 2K⁺ + CO₃^2– – уравнение диссоциации.

---

Первая ступень гидролиза:

CO₃^2– + HOH HCO₃^– + OH^–

K_гидр. = ;

умножив числитель и знаменатель на [H⁺], получим:
K_гидр. = = =

г) гидролиз с участием многозарядных катионов слабых оснований (ZnCl₂, Cr₂(SO₄)₃ и др.):
ZnCl₂ Zn²⁺ + 2Cl^– – уравнение диссоциации.
Первая ступень гидролиза:

Zn²⁺ + HOH (ZnOH)⁺ + H⁺
K_гидр. = ; умножив числитель и знаменатель на [OH^–], получим:

Kгидр. = =

(7.4)

K_4[Zn(OH)4]^2– в уравнении (7.4) – это четвертая (последняя) константа ступенчатой диссоциации тетрагидроксоцинкат-иона.

д) гидролиз солей аммония и слабых многоосновных кислот, например,

(NH₄)₂S: (NH₄)₂S 2NH₄⁺ + S^2– – уравнение диссоциации.
Первая ступень гидролиза:

NH₄⁺ + HOH NH₃·H₂O + H⁺

S^2– + HOH

---

HS^– + OH^–

Сложив эти два уравнения (с учетом, что в правой части H⁺ + OH^–→ H₂O) получим следующее:

NH₄⁺ + S^2– + 2HOH NH₃·H₂O + HS^– + H₂O

Сократив H₂O в левой и правой частях уравнения, запишем для него выражение константы равновесия:

K_гидр =

Умножив числитель полученного уравнения на K_W, а знаменатель – на равноценное [H⁺]^. [OH^–], получим:
K_гидр = = = (7.5)

= = 5,6
Из величины К_гидр. следует, что сульфид аммония по первой ступени гидролизуется практически полностью, и по этой причине в водном растворе не существует и не образуется.

Если сопоставить уравнения (7.1) – (7.5), то станет очевидным, что константа гидролиза рассчитывается делением ионного произведения воды на константу диссоциации электролита, образующегося пригидролизе (или на произведение соответствующих констант, если соль гидролизуется и по катиону и по аниону).

Покажем, как применить это правило для расчета константы гидролиза гидрофосфата натрия:

Na₂HPO₄ 2Na⁺ + HPO₄^2–

HPO₄^2– + HOH H₂PO₄^– + OH^–

Продуктом гидролиза гидрофосфат-ионов оказались дигидрофосфат-ионы – на их константу диссоциации и следует разделить ионное произведение воды: К_гидр.=

В знаменателе дроби – одна из констант диссоциации ортофосфорной кислоты, – какая из трех? Напишем уравнения ступенчатой диссоциации ортофосфорной кислоты,

---