Константа гидролиза КГ : а) Определяется природой реагентов б) Не зависит от концентрации в)Увеличивается с ↑Т, т.к. DНГ > 0 эндотермический процесс

ГИДРОЛИЗ

Гидролиз солей – это реакция обмена между водой и растворенными в ней солями

1. Соли, образованные сильной кислотой и слабым основанием (NH₄Cl , Zn(NO₃)_2, Al₂(SO₄)₃и т. д. ). NH₄Cl → NH₄⁺ + Cl ^‾

Ионное уравнение гидролиза: NH₄⁺+ Н₂О < => NH₄OH + H⁺ (кислая среда (рН< 7)

(катионы соли взаимодействуют с водой, образуется слабое основание и избыточное количество ионов H⁺ ) степень гидролиза b = C_Г / C₀

где С_Г - равновесная концентрация гидролизованных ионов;

С₀ - исходная концентрация ионов соли, подвергающихся гидролизу.

Гидролиз – обратимый равновесный процесс

К_Г= К_с·[Н₂О]= = =

Константа гидролиза КГ: а) Определяется природой реагентов б) Не зависит от концентрации в)Увеличивается с ↑ Т, т. к. DНГ > 0 эндотермический процесс

Связь константы гидролиза КГ и степени гидролиза b

[NH₄OH]= [H⁺] = b∙ C₀ и [NH₄⁺] = (1-b)∙ C₀

К_Г = (b∙ C₀) ² / (1-b)∙ C₀= (аналогично закону Оствальда)

Если b < < 1, то К_Г≈ b ² ∙ C₀ и b= =

Степень гидролиза b увеличивается с ↑ Т, т. к. DН_Г> 0 и с ↓ С₀ (разбавление раствора)

Определение рН (соль сильн. к-та + слаб. осн. )

рН =-lg а_Н+ а_Н+= γ _Н₊∙ C_Н+ в разбавленных растворах γ _Н₊=1 и а_Н+= C_Н+

рН =-lg а_Н₊= -lg C_Н+= -lg b∙ C₀= -lg C₀ =-lg

С₀ - исходная концентрация катионов соли

2. Соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой

(Na2CO3, K2S, CH3COONa и др. )

Na₂CO₃ → 2Na ⁺ + CO₃ ^-2