Соль образована одним слабым электролитом

Константу гидролиза вычисляют по формуле:

, (70)

где Kh,1 - константа гидролиза по первой ступени, Kw - ионное произведение воды, равное 10-14 при 298 K; Kdn – 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)

 

Соль образована двумя слабыми электролитами

Константу гидролиза вычисляют по формуле:

, (74)

где Kосн и Kк - константы диссоциации основания и кислоты, образующих соль. Формула (96) служит для расчета константы гидролиза по табличным значениям констант диссоциации.

Степень гидролиза вычисляют по уравнению:

. (75)

Отношение концентраций ионов Н+ и ОН- в растворе соли определяется относительной силой кислоты и основания:

(76)

где Kк и Kосн - константы диссоциации слабых кислоты и основания, которыми образована соль. Отсюда следует, что при 298 К (KW = 10-14):

или . (77)

Константа и степень гидролиза у соли, образованной двумя слабыми электролитами, значительно выше, чем у солей, образованных одним слабым электролитом.

Примеры решения задач

Пример 1. составить молекулярное и ионное уравнения гидролиза, указать характер среды для сульфата железа (II).

Решение. 1. Напишем уравнение диссоциации соли:

FeSO4 ® Fe2+ + SO42-

2. Определим сильный и слабый электролиты. Иону Fe2+ соответствует слабое основание Fe(OH)2, иону SO42- соответствует сильная кислота H2SO4, следовательно гидролиз идет по катиону.

3. Составим ионное уравнение гидролиза (по первой ступени!): Fe2+ + HOH ® FeOH+ + H+.

В ходе гидролиза образуются ионы H+, среда кислая.

4. Составим молекулярное уравнение гидролиза и уравняем его как обычную реакцию обмена:

2 FeSO4 + 2H2O ® (FeOH)2SO4 + H2SO4.

Пример 2. составить молекулярное и ионное уравнения гидролиза, указать характер среды для карбоната калия.

Решение. 1. Напишем уравнение диссоциации соли:

K2CO3 ® K+ + CO32-

2. Определим сильный и слабый электролиты. Иону K+ соответствует сильное основание KOH, иону CO32- соответствует слабая кислота H2CO3, следовательно гидролиз идет по аниону.

3. Составим ионное уравнение гидролиза (по первой ступени!): CO32-+ HOH ® HCO3-+ OH-.

В ходе гидролиза образуются ионы OH-, среда в растворе щелочная.

4. Составим молекулярное уравнение гидролиза и уравняем его как обычную реакцию обмена:

K2CO3 + H2O ® KHCO3+ KOH.

Пример 3. составить молекулярное и ионное уравнения гидролиза, указать характер среды для нитрита аммония.

Решение. 1. Напишем уравнение диссоциации соли:

NH4NO2 ® NH4+ + NO2-.

2. Определим сильный и слабый электролит. Иону NH4+ соответствует слабое основание NH4OH, иону NO2- соответствует слабая кислота HNO2, следовательно гидролиз идет как по катиону так и по аниону.

3. Составим ионное уравнение гидролиза:

NH4+ + NO2- + HOH ® NH4OH + HNO2.

4. Составим молекулярное уравнение гидролиза и уравняем его как обычную реакцию обмена:

NH4NO2 + H2O ® NH4OH + HNO2.

Пример 4. Вычислить рН раствора сульфата аммония, концентрацией 0,1 моль/л.

Решение. 1. Составим ионное уравнение гидролиза:

NH4+ + H2O ® NH4OH + H+.

2. Значение константы диссоциации гидроксида аммония Kd = 1,76×10-5. Вычислим константу гидролиза:

3. Найдем концентрацию ионов аммония. Согласно уравнению диссоциации сульфата аммония

(NH4)2SO4 ® 2 NH4+ + SO42-,

4. Вычислим концентрацию ионов [H+]:

и значение рН: рН = -lg[H+] = -lg(1,066×10-5) = 4,97.

Пример 5. вычислить степень гидролиза карбоната натрия в растворе с рН = 12.

Решение. 1. Составим ионное уравнение гидролиза:

CO32- + H2O ® HCO3- + OH-.

2. Значение второй константы диссоциации угольной кислоты Kd2 = 4,69×10-11. Вычислим первую константу гидролиза:

3. Из формулы найдем концентрацию карбонат-иона: ,

где [OH-] = 10-pOH = 10-(14-12) = 10-2

4. Вычислим степень гидролиза

Задачи для решения

I. Составить молекулярные и ионные уравнения гидролиза, указать характер среды


250. (NH4)2S

251. (NH4)2SO3

252. (NH4)3PO4

253. (ZnOH)2SO4

254. Al(NO3)3

255. Al2(SO4)3

256. Al2S3

257. AlCl3

258. Be(NO3)2

259. Ca(NO3)2

260. CdCl2

261. CH3COONH4

262. CoCl2

263. Cr(NO3)3

264. Cr2(SO4)3

265. CrCl3

266. Cs2SO4

267. CsF

268. CuSO4

269. Fe2(SO4)3

270. FeCl3

271. Fr2S

272. Ga(NO3)3

273. HCOOK

274. HCOONH4

275. K2SiO3

276. K2SO3

277. K3AsO4

278. KClO4

279. KCN

280. KH2AsO4

281. KHCO3

282. KMnO4

283. LiCN

284. MgCl2

285. MgSO4

286. MnCl2

287. Na2CO3

288. Na2HAsO4

289. Na2S

290. Na2SiO3

291. Na2WO4

292. Na3PO4

293. NaAlO2

294. NaCl

295. NaClO4

296. NaCN

297. NaH2PO4

298. NaHCO3

299. NaI

300. NaNO2

301. NH4Cl

302. NH4CNS

303. NH4HCO3

304. NH4NO2

305. NiSO4

306. Pb(CH3COO)2

307. Pb(NO3)2

308. PbCl4

309. Rb2S

310. Rb3PO4

311. Rb3SbO4

312. SbCl3

313. SnCl2

314. SnCl4

315. SnSO4

316. SrSO3

317. Zn(CH3COO)2

318. ZnBr


II. Написать в молекулярном и ионном виде реакции взаимоусиления гидролиза

319. Ацетат меди + сульфит лития.

320. Ацетат свинца + карбонат натрия.

321. Ацетат цинка + сульфит натрия.

322. Нитрат алюминия + карбонат натрия.

323. Нитрат висмута + сульфид калия.

324. Нитрат железа (III) + сульфид рубидия.

325. Нитрат свинца + карбонат стронция.

326. Нитрат серебра + карбонат натрия.

327. Нитрат хрома (III) + сульфид меди.

328. Сульфат алюминия + сульфид натрия.

329. Сульфат бария + сульфит цезия.

330. Сульфат кобальта + карбонат калия.

331. Сульфат олова + карбонат цезия.

332. Формиат алюминия + карбонат натрия.

333. Формиат меди + сульфит лития.

334. Формиат цинка + сульфид лития.

335. Фосфат алюминия + карбонат калия.

336. Хлорид железа (II) + сульфид натрия.

337. Хлорид магния + сульфит рубидия.

338. Хлорид марганца + сульфит натрия.

339. Хлорид никеля + карбонат цезия.

 

III. Найти неизвестные величины