Гидролиз солей

Константа и степень гидролиза

жүктеу 248,98 Kb.

бет	15/23
Дата	13.02.2022
өлшемі	248,98 Kb.
	#35983
түрі	Методические указания

1 ... 11 12 13 14 15 16 17 18 ... 23

niah 02

2.4.1. Константа и степень гидролиза,

расчет [Н⁺] и [ОН^–] в растворах солей

слабых кислот и оснований
Для равновесия М⁺ + А^– + НОН МОН + НА расчет константы гидролиза проводится по уравнению
. (14)
Понятие степени гидролиза  соли слабой кислоты и слабого основания в том виде, как оно фигурировало ранее, имеет вполне определенный смысл лишь при условии, если К_МОН  К_НА, тогда
 = (15)
т.е. степень гидролиза по катиону и аниону практически не зависит от концентрации соли.

В водном растворе соли, гидролизующейся по катиону и аниону имеют место равновесия:

М⁺ + H₂O МОН + Н⁺
А^– + H₂O НА + ОН^–
H₂O ОН^– + Н⁺.
Из этих уравнений можно заключить, что
[H⁺] = [OH^–] + [MOH] – [HA] или
[H⁺] = + – .
Решая это уравнение относительно концентрации Н⁺-ионов и принимая в первом приближении [M⁺]  [A^–] = С_МА, получаем:
[H⁺] =
В тех случаях, когда К_НА  К_МОН, а К_НА << С_МА >> К_МОН, в этом выражении при суммировании величинами К_НА и К_МОН можно пренебречь и равновесную концентрацию [H⁺] рассчитать по приближенной формуле
[H⁺]  (16)
Если образующаяся в результате гидролиза слабая кислота имеет меньшую константу диссоциации, чем слабое основание, то в растворе происходит накопление некоторого избытка ОН^– ионов по сравнению с концентрацией Н⁺ ионов и раствор будет иметь рН > 7. В тех случаях, когда образуется основание, более слабое, чем кислота, раствор, наоборот, будет слабокислым с рН < 7.

жүктеу 248,98 Kb.

Достарыңызбен бөлісу:

1 ... 11 12 13 14 15 16 17 18 ... 23