Гидролиз соли BaS, образованной сильным основанием и слабой кислотой.

Соль ВаS образована сильным основанием Ba(OH)₂ и слабой кислотой H₂S (см. приложение), следовательно, будет подвергаться гидролизу по слабому аниону S^2–, а поскольку заряд аниона серы равен
(2–) то стадий гидролиза будет две. Катионы же Ва²⁺ не принимают участия в реакции гиролиза, поскольку не образуют с водой слабого электролита, поэтому водный раствор соли приобретет щелочную реакцию.

Далее необходимо убедиться, что соль, гидролиз который вы будете расписывать, растворима в воде (см. таблицу растворимости в приложении 5). Условно считают, что все хорошо растворимые соли являются сильными электролитами и, следовательно, диссоциируют практически полностью на ионы: BaS → Ва⁺² + S^2–.

Записываем 1-ю ступень гидролиза при взаимодействии аниона серы с молекулой воды:

краткое ионно-молекулярное уравнение: S^2– + HOH ↔ HS^– + OH^–;

полное ионно-молекулярное уравнение:

S^2– + Ba²⁺ + HOH ↔ Ba²⁺ + HS^– + OH^-;

молекулярное уравнение: 2BaS + 2H₂O ↔ Ba(HS)₂ + Ba(OH)₂.

2-я ступень гидролиза:

краткое ионно-молекулярное уравнение: HS^– + HOH ↔ H₂S + OH^–;

полное ионно-молекулярное уравнение:

2HS^– + Ba²⁺ + 2H₂O ↔ Ba²⁺ + 2H₂S + 2OH^–;

молекулярное уравнение: Ba(HS)₂ + 2H₂O ↔ 2H₂S + Ba(OH)₂.

Итак, в результате гидролиза появляются несвязанные ОН^–, следовательно, среда в растворе соли должна быть щелочной.

Количественной характеристикой гидролиза солей служит константа гидролиза, которую записывают на основании краткого ионного уравнения 1-й ступени гидролиза:

.

Один из множителей в знаменателе (концентрация воды) практически не меняется при изменении концентрации соли, вследствие чего ее условно можно считать величиной постоянной. Умножив правую и левую части уравнения для константы равновесия на величину [H₂O], получаем K _{гидролиза} для первой ступени:

Из уравнения ионного произведения воды K _w = [H⁺] [OH^–] выразим [OH^–]:

и подставим в уравнение K _гидр (1-й ступени);

Для того чтобы понять, что представляет величина , запишем постадийно уравнения диссоциации сероводородной кислоты Н₂S и выражения для ее констант диссоциации K _а для 1-й и 2-й ступени (символ «а» в подстрочном индексе константы – это сокращение от англ. «acid» – кислота):

1-я ступень Н₂S ↔ H⁺ + HS^– K _а(1-ой ступени) = ;

2-я ступень HS^- ↔ H⁺ + S^2– K _а(2-ой ступени) = .

Очевидно, что есть не что иное, как .

Следовательно,

.

Вычислим pH раствораBaS, если аналитическая концентрация соли С (BaS) = 0,01 моль/л. Прежде всего найдем константу гидролиза K _г (1-й ступени), для этого воспользуемся значением константы диссоциации сероводородной кислоты K _а2 = 1·10^–12 (см. приложение 11) и ионное произведение воды K _w = 10^–14:

K _г (1-й ступени) = K _w / K _а2 = 10^-–14 /1·10^–12 = 10^–2.

Теперь найдем степень гидролиза: .

Для вычисления pH следует принять во внимание, что в результате гидролиза каждого аниона S^2– образуется один гидроксид-ион OH^–. Если исходная концентрация гидролизующихся анионов равна С, моль/л, а гидролизу подверглась доля β этих анионов, то при этом образовалось β× С моль/л ионов OH^–.

Таким образом, [OH^–] = β· С _BaS = 1 · 0,01 = 0,01 моль/л.

Следовательно, рOH = –lg [OH^-] = –lg 0,01 = 2.

Учитывая, что: рH + рOH = 14 рH = 14 – рOH = 14 – 2 = 12.

Таким образом, выполненные расчеты подтвердили, что соль BaS имеет щелочную реакцию среды.

2. Гидролиз соли СuCl₂, образованной слабым основанием и сильной кислотой.

Анионы хлора не принимают участия в реакциях, поскольку не образуют с водой слабого электролита. Так как заряд катиона меди равен «2+», то стадий гидролиза будет также две. Водный раствор будет иметь кислую реакцию, так как взаимодействие ионов слабого основания Сu²⁺ с водой приведет к смещению равновесия диссоциации воды и к образованию свободных протонов водорода.

1-я стадия гидролиза:

краткое ионно-молекулярное уравнение: Сu²⁺+HOH ↔ CuOH⁺+H⁺;

полное ионно-молекулярное уравнение:

Сu²⁺ + 2Cl^– + H₂O ↔ CuOH⁺ + H⁺ + 2Cl^–;

молекулярное уравнение: CuCl₂ + H₂O ↔ CuOHCl + HCl.

2-я стадия гидролиза:

краткое ионно-молекулярное уравнение:

СuOH⁺ + HOH ↔ Cu(OH)₂ + H⁺;

полное ионно-молекулярное уравнение:

СuOH⁺ + Cl^– + HOH ↔ Cu(OH)₂ + H⁺ + Cl^–;

молекулярное уравнение: CuOHCl + H₂O ↔ Cu(OH)₂ + HCl.

Запишем выражение для константы равновесия процесса гидролиза по второй стадии исходя из краткого ионного уравнения:

Поскольку концентрация воды – величина практически постоянная, то умножив константу равновесия на величину [H₂O], получаем
K _{гидр по 2-й ступени}

K _{гидр по 2-й ступени} =

Из ионного произведения воды K _w = [H⁺] [OH^–] выразим концентрацию [H⁺]:

и подставим в уравнение K _{гидр по 2-й ступени}:

Для того чтобы понять, что представляет величина , напишем ступенчатую диссоциацию основания и выражения для констант диссоциации по 1- и 2-й ступени (символ «b» в подстрочном индексе константы – это сокращение от англ. «basic» – основание):

1-я ступень:

Сu(OH)₂ ↔ CuOH⁺ + OH^– K _{b(1-й ступени)} = .

2-я ступень: CuOH⁺ ↔ Cu ²⁺ + OH^– K _{b(2-й ступени)} = .

Очевидно, что есть не что иное, как

Следовательно,

=

.

Кислую реакцию среды соли CuCl₂ подтвердим расчетами, т.е. определим pH раствора, зная, что С (CuCl₂) = 0,001 моль/л.

Прежде всего найдем константу гидролиза K _г2, для этого воспользуемся значением константы диссоциации меди гидроксида (K _b1 =
= 3,4·10^-7), ионное произведение воды K _w = 10^–14:

K _г2 = K _w / K _b1 = 10^–14 /(3,4·10^–7) = 2,9·10^–8.

Теперь найдем степень гидролиза β:

.

Для вычисления pH следует принять во внимание, что в результате гидролиза каждого катиона Cu²⁺ образуется один ион H⁺. Если исходная концентрация гидролизующихся катионов была С моль/л, а гидролизу подверглась доля β этих катионов, то при этом образовалось β С моль/л ионов H⁺.

Таким образом, [H⁺] = β С _BaS = 5,38·10^–3·0,001= 5,38·10^–6 моль/л.

Следовательно, рH = –lg [H⁺] = –lg 5,38·10^–6 = 5,26.

Выполненные расчеты подтвердили, что соль CuCl₂имеет кислую реакцию среды.

3. Гидролиз соли СН₃СOONН₄, образованной слабым основанием и слабой кислотой.

В процессе гидролиза солей, образованных слабыми основаниями и слабыми кислотами, принимают участие оба иона. Гидролиз идет необратимо и до конца. Водный раствор имеет реакцию, близкую к нейтральной, так как образующиеся в результате уксусная кислота и гидроксид аммония – электролиты почти равной силы.

Ионно-молекулярное уравнение:

СН₃СОО^– + NH₄⁺ + HOH → CH₃COOH + NH₄OH.

Молекулярное уравнение:

СН₃СООNH₄ + H₂O → CH₃COOH + NH₄OH;