Гидролиз солей слабых кислот и сильных оснований

 

Если соль образована слабой кислотой и сильным основанием, то реакцию гидролиза можно схематически изобразить так:

 

М⁺ + А ^- + Н₂О НА + М⁺ + ОН^-. (4)

 

Связывания иона гидроксония Н⁺ анионами слабой кислоты А ^- приводит нарушению равновесия реакции диссоциации воды

 

Н₂О Н⁺ + ОН^-

 

И появлению избыточной концентрации ОН^-. При этом Сн⁺ < Cон ^- и раствор имеет щелочную реакцию. Константа гидролиза реакции (4)

 

Кг=	СНА * Сон-	=	СНА * Сон-	(5)
	СМ+ * СА-		СА-

 

Слабая кислота НА, получающаяся при гидролизе, диссоциирует, хотя и в малой степени, на ионы:

НА Н⁺ + А - (6)

 

В противном случае гидролиз шел бы до конца - вся соль превращалась бы в НА и МОН. Выразив константу диссоциации слабой кислоты - константу равновесия реакции (6) - следующим образом:

 

К кисл. =	СН. СА-
	СНА

 

Можно определить через нее отношение

 

СНА	=	Сн+	(7)
СА		К кисл.

 

Подставив (7) в (5), получим

 

Кг=	Сн+ * Сон-	=	Кw	(8)
	К кисл.		К кисл.

 

Константа гидролиза равна отношению ионного произведения воды к константе диссоциации слабой кислоты.
Найдем степень гидролиза соли. Концентрация негидролизованной соли равна С_МА (1 - a) . Негидролизованная соль в разбавленном растворе полностью диссоциирована на ионы и поэтому ее концентрация равна концентрации аниона

 

С_МА ^- = С_МА (1 - a). (9)

 

При гидролизе образуются эквивалентные количества молекул НА и ионов ОН^-. Так как мы рассматриваем соль слабой кислоты, то НА диссоциированна в малой степени. Если пренебречь диссоциацией НА, то можно сказать что, Сон ^- = С_НА. Молекула НА образуется из молекулы соли при гидролизе. Если гидролизовано С_МА*a молей, то

 

Сон ^- = С_НА= С_МА*a. (10)

 

Подставив выражения (9) и (10) в уравнение (5), получим

 

Кг=	С2МА*a2	=	СМА*a2	(11)
	С МА* (1-a)		1-a

 

Откуда

 

С_МА*a² + Кг _* a - Кг = 0 и

a= - +

 

Второй корень уравнения не имеет физического символа, так как a не может быть меньше нуля.

Если степень гидролиза мала (a << 1), то 1-a» 1 и выражение (11) упрощается

 

Кг» С _{МА *}a²; a»  (12)

Из выражения (12) видно, что увеличение концентрации соли С_МА приводит к уменьшению степени гидролиза. Разбавление раствора увеличивает степень гидролиза.

Подставив в уравнение (12) значения Кг из выражения (8), получим

 

a» . (13)

 

Сравнение степени гидролиза растворов двух солей одинаковой концентрации дает

 

a₁» ; a₂» ; и

= , (14)

так как (С _МА) ₁ = (С _МА) ₂

 

Степень гидролиза обратно пропорциональна корню квадратному из константы диссоциации слабой кислоты.

Используя выражение (10), можно записать

 

Сон⁺ _* Сон ^- = Кw; Сон⁺ = =

 

Подставив сюда  из выражения (13), получим

 

Сн⁺=  = ;

 

После логарифмирования и перемены знаков

lg Сн⁺= - ½ lg Кw - ½ lg Ккисл. + ½ lg Сма.

 

Но - lg Сн ^{+ =} рН; подобные же обозначения можно употребить и для логарифмов констант равновесия.

Тогда

 

рН= ½ рКw + ½ рКкисл. + ½ lg С_МА. (15)

 

Из выражения (15) видно, что рН растворов солей слабых кислот и сильных оснований растет с уменьшением константы диссоциации слабой кислоты и с ростом общей концентрации соли. Другими словами, щелочность раствора растет с уменьшением Ккисл. И с ростом С_МА.