Константа дисоціації при 2025 с

К_д = ([H⁺][OH⁻]) / [H₂O] = 1,8 ^.10⁻¹⁶.

Оскільки ступінь дисоціації дуже малий, концентрація води практично стала: [H₂O] = const = 1000/18 = 55,5 моль/л. Тоді К_д· [H₂O] = 1,8·10⁻¹⁶ · 55,5 = 10⁻¹⁴. Добуток К_д·[H₂O] називається іонним добутком води і позначається К_w. К_w = [H⁺][OH⁻] = 10⁻¹⁴.

В чистій воді [H⁺] = [OH⁻] = 10⁻⁷ моль/л. При додаванні кислоти збільшується концентрація [H⁺] і зменшується концентрація іонів [OH⁻], при додаванні лугу – навпаки.

На практиці для характеристики кислотності середовища використовують водневий показник рН = lg [H⁺]. Так, в чистій воді [H⁺] = [OH⁻] =10⁻⁷; pH = 7; в кислому середовищі [H⁺] > [OH⁻], pH < 7; в лужному середовищі [H⁺] < [OH^-], pH > 7.

Нейтральне середовище

кисле середовище [Н⁺]  [ОН^–] лужне середовище [Н⁺] < [ОН^–][Н⁺]

С(Н⁺) 10⁰ 10⁻¹ 10^–2 10⁻³ 10⁻⁴ 10⁻⁵ 10⁻⁶ 10⁻⁷ 10⁻⁸ 10⁻⁹ 10⁻¹⁰ 10⁻¹¹ 10⁻¹² 10⁻¹³ 10⁻¹⁴

‌ рН 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14

збільшення кислотності збільшення лужності

Приклад 3.

Визначити рН 0,01 М розчину гідроксиду амонію, якщо К_д = 1,77·10⁻⁵.

Розвязання:

1.  − ?

NH₄OH ↔ NH₄⁺ + OH⁻; [OH⁻] = Cn , де С − молярна концентрація електроліту,

 – ступінь дисоціації, n – кількість іонів даного виду, отриманих при дисоціації (у даному випадку n =1).

 = , = = = 0,042.

2. [OH⁻] − ?

[OH⁻] =10⁻²·0,042·1 = 0,42 ·10⁻³ моль/л,

або [OH⁻] = = = 0,42 ·10⁻³ моль/л,

3. pH − ?

pOH = −lg [OH⁻] = 3,7; pH + pOH = 14; pH = 14 – 3,7 = 10,3.

Відповідь: рН = 10,3

5.4. Гідроліз солей‌

Гідроліз – обмінна взаємодія між речовиною та водою. Аналогічні реакції для неводних середовищ називають сольволізом. Гідроліз – різновид іонних реакцій. Реакція нейтралізації між різними за силою кислотами та основами не завжди доходить до кінця внаслідок перебігу зворотного процесу – гідролізу солі, яка утворюється. Тому гідроліз солей – це процес зворотний реакціям нейтралізації. Більшість солей у розчинах дисоціює, наприклад:

CH₃COONa ↔ Na⁺ + CH₃COO⁻.

Певна доля молекул води дисоціює на іони Н⁺ та ОН⁻. Іони, які утворилися в наслідок дисоціації солі можуть взаємодіяти з іонами води з утворенням малодисоційованих сполук (слабких електролітів). У наведеному випадку

CH₃COO⁻ + Н⁺ ↔ CH₃COOН

Тоді реакцію гідролізу можливо записати у вигляді

CH₃COONa + Н₂О ↔ CH₃COOН + NaOН ,

або в іонній формі

CH₃COO⁻+ Н₂О ↔ CH₃COOН + ОН^–

Таким чином суть гідролізу полягає в тому, що катіони або аніони солей, або обидва види іонів одночасно можуть звязувати відповідно іони ОН^– або Н⁺, або ті та інші з утворенням слабкого електроліту (відповідно основи, кислоти або основи та кислоти одночасно).

Приклади сильних і слабких основ наводяться у розділі "Розчини електролітів".

Солі за реакцією гідролізу можна розділяють на декілька груп.

1. Сіль утворена катіонами сильної основи та аніоном сильної кислоти (NaCl, K₂SO₄, NaNO₃), гідролізу не підлягає, тому що зворотна до гідролізу реакція нейтралізації відбувається до кінця.

2. Сіль утворена катіоном слабкої солі та аніоном сильної кислоти (AgNO₃, NH₄Cl, CuSO₄) гідролізується за катіоном, при цьому у розчині зростає концентрація водню. Наприклад :

NH₄Cl + Н₂О ↔ NH₄OН + HCl

NH₄⁺ + Н₂О ↔ NH₄OН + H⁺, pH < 7.

3. Сіль утворена слабкою кислотою та сильною основою ( Na₂CO₃, K₂S, KCN) гідролізується за аніоном, при цьому у розчині зростає концентрація іонів ОН⁻. Наприклад:

KCN + Н₂О ↔ HCN + KOH

CN⁻+ Н₂О ↔ HCN + ОН^–, рH > 7.

4. Сіль утворена слабкою кислотою та слабкою основою (Al₂S₃, Fe₂(CO₃)₃, (NH₄)₃PO₄) гідролізуються за катіоном і аніоном. Наприклад:

Al₂S₃ + 6Н₂О ↔ 2Al(OH)₃ + 3H₂S,

2Al³⁺ +3S²⁻ + H₂O ↔ 2Al(OH)₃ + 3H₂S, pH  7.

У цьому випадку реакція розчину залежить від відносної сили кислоти та основи, які утворюють сіль. Якщо константи дисоціації основи і кислоти приблизно дорівнюють одна одній, реакція розчину буде нейтральною.

Гідроліз солей, утворених слабкими багатоосновними кислотами, відбувається ступінчасто, переважно по першому ступеню, причому продукти гідролізу є кислі солі. Наприклад,

Na₂CO₃ + H₂O ↔ NaHCO₃ + NaOH,

CO₃²⁻ + H2O ↔ HCO₃⁻+OH⁻, pH>7.

Накопичення у розчині іонів ОН⁻ запобігає подальшому процесу гідролізу по другому ступеню.

Сіль, утворена слабкою багатокислотною основою, також гідролізується переважно по першому ступеню з утворенням основних солей:

ZnCl₂ + H₂O ↔ ZnOHCl + H₂O,

Zn²⁺ + H2O ↔ ZnOH⁺ + H⁺, рH<7

Кількісною характеристикою гідролізу є константа рівноваги, наприклад для реакції

КСN + H₂O ↔ KOH + HCN;

CN⁻ + H₂O ↔OH⁻ + HCN.

K= .

Концентрація води у розбавлених розчинах змінюється незначно і її можливо вважати сталою величиною, тоді

К_г = K[H₂O] = ,

вважаючи що [OH⁻] = , маємо К_г = =, деК_HCN = − константа дисоціації слабкої кислоти.

Для гідролізу солі утвореної катіонами слабких основ та аніонами сильних кислот, маємо:

К_г = .

Константа гідролізу солей утворених катіонами слабких основ та аніонами слабких кислот, має вигляд:

К_г = , деК_осн – константа дисоціації слабкої основи.

Крім того є ще одна характеристика гідролізу – це ступінь гідролізу (h) − відношення числа гідролізованих молекул до загальної кількості розчинених молекул. Ступінь гідролізу залежить від константи гідролізу (аналогічно закону розбавлення Оствальда), та концентрації солі і виражається у процентах або долях одиниці. На глибину гідролізу впливають тіж самі фактори, що і на іонні рівноваги взагалі: температура, концентрація солі та інші.

Приклад 4. Визначити ступінь гідролізу ацетату калію у 0,1 М розчині та рН розчину.

Розвязання:

Реакція гідролізу відбувається за рівнянням:

CH₃COO⁻+H₂O  CH₃COOH + OH⁻.

Знайдемо значення константи гідролізу:

1. К_г − ?

К_CH3COOH = 1,8 · 10⁻⁵ (довідкові данні).

К_г = К_w/K_кисл = 10⁻¹⁴/1,8·10⁻⁵ = 5,56·10⁻¹⁰.

2. h − ?

Знайдемо ступінь гідролізу :

h = = 7,5·10⁻⁵.

4. [OH⁻] −?

Вихідна концентрація іонів OH⁻, які гідролізуються, дорівнює молярній концентрації розчину солі (С_м моль/л). Враховуючи ступінь гідролізу h вважаємо, що утворилось h·С_м моль/л іонів OH⁻.

[OH⁻] = h·С_м = 7,5 · 10⁻⁵·0,1 = 7,5·10⁻⁶ моль/л.

5. pH −?

pОH = −lg [OH⁻] = 5,12.

pH = 14 – pOH = 14 – 5,12 = 8,8.

Відповідь: h = 7,5·10⁻⁵; pH = 8,8.

Щоб зменшити процес гідролізу солі, необхідно готувати розчини високої концентрації та зберігати їх при низьких температурах. А також можливо додавати до розчину солі надлишок одного з продуктів гідролізу (кислоти або лугу)