ПОИСК Статьи Рисунки Таблицы Константа и степень гидролиза. Концентрация ионов водорода и pH в растворах гидролизованных солей из "Курс химического качественного анализа" По такой схеме гидролизу подвергаются, например, СНзСООМа, кем, КСЮ и т. п. [c.122] Так как в разбавленных водных растворах анго можно считать постоянной величиной, то К-а Оу как произведение двух постоянных величин, есть величина постоянная. [c.122] Константа гидролиза соли слабой кислоты и сильного основания равна отношению ионного произведения воды к константе диссоциации слабой кислоты чем слабее кислота, тем больше константа гидролиза ее соли. [c.123] Константа диссоциации кислоты сравнительно мало изменяется при изменении температуры в пределах от 0° до 100°, а ионное произведение воды возрастает при этом примерно в 600 раз (стр. 81). Следовательно, согласно уравнению (3), константа гидролиза с повышением температуры также значительно увеличивается. [c.123] Негидролизованную часть соли, концентрация которой равна С—X, можно считать полностью диссоциированной на Ме+ и А-, поэтому концентрация А- равна концентрации негидролизованной соли, т. е. [А-]=С—X. [c.123] Так как при гидролизе получаются эквивалентные количества ОН и НА, то концентрации ОН- и НА должны быть одинаковые, и каждая из них равна концентрации гидролизованной соли, т. е. [0Н-]= [НА]=л . Диссоциацией НА можно пренебречь, поскольку она весьма незначительна, особенно в присутствии большого количества ионов А . [c.123] По уравнению (4) можно вычислить концентрацию гидроксильных ионов при любой концентрации соли, если известна константа гидролиза или константа диссоциации кислоты [см. уравнение (3). [c.124] Таким образом, pH раствора соли слабой кислоты и сильного основания увеличивается с повышением концентрации соли и с увеличением р/Снл. т. е. с уменьшением силы кислоты. [c.125] Следует обратить внимание на то, что с увеличением концентрации соли pH увеличивается, несмотря на то, что степень гидролиза при этом понижается. [c.125] Так как в данном случае Кгидр.= г-=1.4-10 , т.-е. [c.126] Величины [Н+] и pH вычисляют далее обычным путем. [c.126] Таким образом, концентрации гидроксильных ионов и степени гидролиза солей обратно пропорциональны корням квадратным из констант диссоциации соответствующих кислот, т. е. чем слабее соответствующая кислота, тем больше степень гидролиза соли. [c.127] Константа гидролиза соли двухосновной слабой кислоты и сильного основания равна отношению ионного произведения воды ко второй константе диссоциации слабой кислоты, соответствующей данной соли. [c.128] Пример. Вычислить pH и степень гидролиза 0,1 М раствора Ма,СОз. Л нсо -=6,0- 10-и. [c.129] Раствор кислой.соли может иметь кислую или щелочную реакцию в зависимости от того, какой процесс преобладает диссоциация иона НА- или его гидролиз. Если кислота НаА достаточно слаба, то преобладает процесс гидролиза и раствор кислой соли имеет избыток ионов ОН-, т. е. щелочную реакцию. Концентрация [Н+] не равна [А -], так как избыток ионов ОН-, получающийся вследствие гидролиза, нейтрализует часть ионов Н+. Поэтому концентрация ионов А в растворе должна быть приблизительно равна сумме концентраций ионов Н+ и молекул Н А, т. е. [c.129] Константа гидролиза кислой соли слабой кислоты и сильного основания равна отношению ионного произведения воды к первой константе диссоциации кислоты, соответствующей данной соли. [c.130] Таким образом, концентрация ионов водорода в растворе кислой соли слабой кислоты и сильного основания приближенно равна корню квадратному из произведения первой и второй констант диссоциации кислоты, соответствующей данной соли. [c.131] Константа гидролиза соли слабого основания и сильной кислоты равна отношению ионного произведения воды к константе диссоциации слабого основания. [c.132] Вернуться к основной статье