является константой диссоциации К_Д слабой кислоты НА. Таким образом, константа гидролиза равна отношению ионного произведения воды и константы диссоциации слабого электролита:

Кr = К_В / К_Д

Если выразить концентрацию ионов и молекул при установлении равновесия

СН₃СОО^– + Н₂О ↔ СН₃СООН + ОН^–

через степень гидролиза β и исходную концентрацию иона с, то получаем, что

[СН₃СООН] = [ОН^–] = βс, а [СН₃СОО^–] = (1 - β)с

Подставив эти значения в уравнение

[НА][ОН^–]

Кr =

[А^–]

получим:

Кr = К_В/К_Д = β²с / ( 1 - β).

Если β « 1,то

Кr = β²с

Отсюда следует, что

Как видно, степень гидролиза возрастает с уменьшением концентрации гидролизующегося иона. По уравнению Кr = β²с можно найти равновесную концентрацию гидроксид-иона:

[ОН^-] = βс =

и рОН = -lg[OH^-] = -lg = - lg

Отсюда легко вычисляется рН раствора соли

рН = рК_В - рОН = рК_В-lg

Если гидролизу подвергается многоосновной анион, то гидролиз протекает по стадиям:

СО₃^2- + Н₂О↔НСО₃^– +ОН^–

НСО₃^– + Н₂О ↔ Н₂СО₃ + ОН^–

Константа гидролиза по первой ступени значительно выше, чем константа гидролиза по последней ступени. Например, для гидролиза СО₃^2
–, при 298 К

Кr₁ = 2•10^{– 4}; Кr₂ = 2,2-10^{– 8}

Поэтому, при расчете концентраций ионов [ОН^–] или [Н⁺], второй и третьей ступенью гидролиза обычно пренебрегают. Анализ уравнений гидролиза показывает, что в уравнении Кr = К_В / К_Д для расчета константы гидролиза по первой ступени входит константа диссоциации слабого электролита по последней ступени. Например, константа гидролиза иона СО₃^2-по первой ступени

СО₃^2
- + Н₂О↔ НСО₃^– + ОН^–

равна

К_В 10^{– 14}

Кr = = = 2 •10^{– 4}

К_Д,2 4,8 •10^{– 11}

а константа гидролиза иона РО₄^{3 –} по первой ступени

Предыдущая Следующая