Если у вас возникли сложности с курсовой, контрольной, дипломной, рефератом, отчетом по практике, научно-исследовательской и любой другой работой - мы готовы помочь.
Предоплата всего
Подписываем
Растворы.
Типы растворов. Термодинамические факторы процесса растворения. Способы выражения концентрации растворов.
Законы идеальных растворов. Растворы неэлектролитов и электролитов.
Водные растворы электролитов. Теории кислот и оснований. Сильные и слабые электролиты. Активность. Свойства растворов электролитов.
Ионные реакции в растворах. Условия одностороннего протекания реакций обмена.
Произведение растворимости. Механизм накипеобразования.
Водородный показатель среды, его роль в технологических операциях на флоте. Гидролиз солей.
Рекомендуемая литература.
Коровин Н.В. Общая химия. – М.: Высш. шк., 1998. – с.142-148; 201-206; 208-209; 225-238.
Ахметов Н.С.Общая и неорганическая химия. – М: Высш. шк., 1998.-с.139-149; 225-231.
Растворы – это однородные (гомогенные) системы, состоящие из двух и более компонентов, относительные количества которых могут изменяться в широких пределах.
По агрегатному состоянию растворы бывают твердые, жидкие и газообразные.
По характеру взаимодействия растворяемого вещества с растворителем различают ионные растворы (например, растворы солей, кислот) и молекулярные растворы (например, растворы газов и органических соединений, которые остаются при растворении недиссоциированными).
Согласно современным представлениям о растворах, жидкие растворы занимают промежуточное положение между химическими соединениями постоянного состава и механическими смесями.
Химические явления в процессе растворения впервые были отмечены Д.И. Менделеевым. Химическое взаимодействие молекул растворителя с частицами растворенного вещества называют сольватацией, а получающиеся при этом соединения – сольватами. Частный случай взаимодействия частиц растворенного вещества с растворителем – водой был назван гидратацией, а продукты взаимодействия (например, H2SO4∙H2O) - гидратами.
Растворение состоит из трех основных физико-химических процессов:
разрушение химических и межмолекулярных связей в растворяющихся газах, жидкостях и твердых телах (в том числе и связей в кристаллах), требующих затраты энергии, энтальпия системы при этом увеличивается, DH1>0;
химическое взаимодействие растворителя с растворяющимся веществом, связанное с образованием сольватов (гидратов), сопровождающееся выделением энергии, энтальпия системы при этом уменьшается, DH2<0;
самопроизвольное перемешивание раствора, связанное с диффузией и требующее затраты энергии, энтальпия системы при этом увеличивается, DH3>0.
Суммарный тепловой эффект процесса растворения равен: DH=DH1+DH2+DH3.
Растворение может быть эндотермическим и экзотермическим.
Растворение протекает самопроизвольно (DG<0) вплоть до насыщения раствора. При этом тепловой эффект процесса растворения (DH) и изменение энтропии при растворении (DS) могут быть и положительными, и отрицательными. (Процесс не может протекать самопроизвольно только тогда, когда DH>0, аDS<0).
Растворение кристаллических веществ часто идет с поглощением теплоты (DH>0) и обычно сопровождается ростом энтропии (DS>0). Самопроизвольному течению процесса растворения кристаллических веществ в воде способствуют высокие температуры.
Растворимость вещества при данных условиях определяется концентрацией насыщенного раствора.
Растворы бывают ненасыщенными, насыщенными и перенасыщенными.
Раствор, в котором устанавливается равновесие между растворением и образованием (осаждением, кристаллизацией, выделением) вещества, называется насыщенным.
Растворение газов – процесс экзотермический, поэтому с повышением температуры растворимость уменьшается. Растворимость X газов в жидкости пропорциональна их парциальному давлению Р над жидкостью (закон Генри):
X = kP (1),
где к – коэффициент пропорциональности (константа Генри). Растворимость жидкости в жидкости обычно увеличивается с повышением температуры. На растворимость оказывает влияние природа как растворителя, так и растворяемого вещества.
Основная характеристика растворов – концентрация.
Отношение количества или массы вещества, содержащегося в системе, к объему или массе этой системы называют концентрацией. Известно несколько способов выражения концентрации.
Молярная концентрация с - отношение количества вещества (в молях), содержащегося в системе (например, в растворе), к объему V этой системы. Единица измерения молярной концентрации моль/м 3 (дольная производная, СИ - моль/л). Раствор, имеющий концентрацию 1 моль/л, называют молярным раствором и обозначают 1М раствор.
Молярная концентрация эквивалентов сэк (нормальная концентрация) -это отношение количества вещества эквивалентов (моль) к объему раствора (л). Единица измерения нормальной концентрации моль/л (дольная производная, СИ). Раствор, в одном литре которого содержится один моль вещества эквивалентов, называют нормальным и обозначают 1н.
Моляльность b - отношение количества растворенного вещества (в молях) к массе m растворителя. Единица измерения моляльности моль/кг.
Молярная доля - отношение количества вещества данного компонента (в молях), содержащегося в системе, к общему количеству вещества (в молях). Молярная доля может быть выражена в долях единицы, процентах (%), промилле (тысячная часть %) и в миллионных долях (млн -1).
Массовая доля - отношение массы данного компонента, содержащегося в системе, к общей массе этой системы. Массовая доля может быть выражена в долях единицы, процентах, промилле и миллионных долях. Массовая доля данного компонента, выраженная в процентах, показывает, сколько граммов данного компонента содержится в 100 г раствора.
Объемная доля - отношение объема компонента, содержащегося в системе (растворе), к общему объему системы. Объемная доля может быть выражена в долях единицы, процентах, промилле и миллионных долях.
Массовая концентрация - отношение массы компонента, содержащегося в системе (растворе), к объему этой системы (раствора). Единица измерения массовой концентрации - кг/м3, кг/дм3, кг/см3, г/дм3 и г/л.
Титр раствора - масса вещества, содержащегося в одном кубическом сантиметре или в одном миллилитре раствора. Единица измерения титра – кг/см3, г/см3, г/мл.
Приготовление растворов различных концентраций лежит в основе всех технологических операций на морском флоте.
Объемы растворов реагирующих веществ обратно пропорциональны их нормальным концентрациям:
(2),
где V1 и V2 - объемы растворов реагирующих веществ;
и - нормальные концентрации этих растворов.
Следовательно, для измерения концентрации одного из растворов необходимо знать объемы растворов реагирующих веществ и концентрацию одного раствора. Такой метод определения концентрации растворов принят в объемном анализе. В этом методе, называемом титрованием, производится постепенное прибавление одного раствора к другому до прекращения взаимодействия между растворами. Окончание реакции определяется с помощью индикаторов.
Для количественного описания свойств растворов используют модель идеального раствора, (в котором нет химического взаимодействия между компонентами). Свойства раствора при данных условиях определяются только концентрацией растворенного вещества, а не их химическим составом. Из реальных растворов только разбавленные растворы неэлектролитов могут по своим свойствам приближаться к идеальным.
К числу таких свойств относятся:
а) понижение давления пара над раствором;
б) повышение температуры кипения раствора;
в) понижение температуры замерзания раствора;
г) осмотическое давление.
Давление насыщенного пара растворителя над раствором всегда меньше, чем над чистым растворителем.
Относительное понижение давления насыщенного пара растворителя (PAo) над раствором (PA) равно молярной доле (NB) растворенного вещества (закон Рауля):
(3)
При этом DPA= PAo - PA тем значительнее, чем выше концентрация растворенного вещества.
Растворы замерзают при температурах более низких, чем чистые растворители.
Понижение температуры замерзания DTзам пропорционально моляльности раствора (сm) (закон Рауля):
DТзам= К . сm (4),
где К – криоскопическая константа ( = 1,86)
Разбавленные растворы кипят при более высоких температурах, чем чистые растворители.
Повышение температуры кипения DTкип пропорционально моляльности раствора (закон Рауля)
DТкип=Е . сm , (5)
где Е – эбулиоскопическая константа (ЕHО=0,52)
Криоскопическая и эбулиоскопическая константы зависят только от природы растворителя.
Уравнения (4) и (5) используются для расчета молярных масс (М) малолетучих неэлектролитов. Если известна масса растворенного вещества m и масса растворителя m1, то молярную массу растворенного вещества М определяют по уравнениям:
(6); (7);
Осмос – это односторонняя диффузия молекул растворителя через полупроницаемую перегородку.
Осмотическое давление (Росм.) – это давление, которое нужно приложить к раствору, чтобы привести его в равновесие с чистым растворителем, отделенным от него полупроницаемой перегородкой (закон Вант-Гоффа):
Росм= с . R . T (8),
где с – молярная концентрация раствора неэлектролита. Осмотическое давление равно силе, приходящейся на единицу площади поверхности, и заставляющей молекулы растворителя проникать через полупроницаемую перегородку.
Осмотическое давление измеряют в осмометрах (рис. 1). Оно равно давлению столба раствора высотой h. При равновесии внешнее давление уравновешивает осмотическое давление.
Рис 1. Схема осмометра:
1-вода; 2-раствор; 3-полупроницаемая мембрана.
3. Водные растворы электролитов. Теории кислот и оснований. Сильные и слабые электролиты. Активность. Свойства растворов электролитов.
Растворы, проводящие электрический ток, называются электролитами. Реакции с участием ионов протекают чаще всего в газовых и жидких растворах без изменения степени окисления элементов. Электролиты условно подразделяются на сильные и слабые электролиты.
В 1887г. С.Аррениус предложил теорию электролитической диссоциации.
Распад молекул электролитов на ионы под действием полярных молекул растворителя , называется электролитической диссоциацией.
И.А.Каблуков связал теорию электролитической диссоциации Аррениуса с химической теорией растворов Д.И.Менделеева и создал новую теорию электролитической диссоциации, согласно которой сначала протекает процесс сольватации (гидратации), а затем – процесс диссоциации на ионы. Эти ионы связаны с молекулами воды, т.е. гидратированы.
Для простоты написания в уравнениях диссоциации пишут формулы ионов, а не их гидратов или сольватов.
Способность к электролитической диссоциации (для ионных соединений) или ионизации (для соединений с полярной ковалентной связью) в растворе зависит не только от природы электролита, но и от природы растворителя. В зависимости от природы растворителя одно и тоже вещество может вести себя и как сильный электролит (NaCl в воде), и как слабый электролит (NaCl в бензоле).
Чем выше диэлектрическая проницаемость растворителя, тем сильнее ослабляется электростатическое притяжение разноименно заряженных ионов. На ионизацию электролита оказывает влияние полярность молекул растворителя.
Электростатическое взаимодействие особо заметно проявляется в растворах сильных электролитов, т.е. электролитов практически полностью распадающихся в растворе на ионы. Применительно к сильным электролитам равновесия типа:
NaCl Na+ + Cl-
или
HNO3 H+ + NO3-
следует понимать не как равновесие между ионами и недиссоциированными молекулами, а как равновесие между обособленными гидратированными ионами и исходными молекулами:
NaCl крист. + x H2O < = > Na+(H2O)n + Cl-(H2O)m
или
HNO3 + H2O < = > OH3+ + NO3- ,
где x=n+m общее количество молей воды, участвующих в гидратировании ионов.
Наиболее известны теория, основанная на механизме электролитической диссоциации, протонная и электронная теории кислот и оснований. Согласно теории электролитической диссоциации, применимой к водным растворам, кислотой является электролит, который диссо циирует с образованием ионов Н+. Электролит, диссоциирующий с образованием ионов ОН-, назы вают основанием. Амфотерные электролиты могут диссоциировать как ки слоты, и как основания:
H+ + RO- < = > ROH < = > R+ + OH--
Амфотерность электролитов объясняется малым различием прочности связей R -- Н и О -- Н. Примером амфотерного электролита может быть гидроксид цинка:
2Н+ + [Zn(ОН)4]2- < = > Zn(ОН)2 + 2Н2О < = > [Zn(Н2О)2]2+ + 2OH-
Теория электролитической диссоциации неприменима к взаимо действиям, не сопровождающимся диссоциацией на ионы.
В 1923 г. Д. Брендстедом была предложена протонная теория кислот и оснований, применяемая как к водным, так и неводным сре дам. Согласно протонной теории, кислоту считают донором про тонов, а основание акцептором протонов.
В зависимости от партнера то или иное вещество может быть или кислотой, или основанием. Кислотно-основные свойства, согласно протонной теории, коли чественно характеризуются протонным сродством или энер гией, которая выделяется при присоединении протона к молекуле или иону. Роль основания играет тот партнер, у которого протонное срод ство выше. Например, вода по отношению к аммиаку является ки слотой, а по отношению к фториду водорода — основанием:
Н2О + NН3 < = > ОН- + NН4+
HF + H2O < = > F- + OH3+
кислота основание основание кислота
В рассмотренных примерах вода имеет более высокое значение протонного сродства, чем фторид водорода, но меньшее значение этого сродства, чем аммиак.
В 1924 г. Дж. Льюис выдвинул и обосновал электронную теорию кислот и оснований, согласно которой кислота является акцептором, а основание - донором электронов. Взаимодействие кислоты и основания, по Льюису, приводит к образо ванию ковалентной связи по донорно-акцепторному механизму:
H+ + [ : F : ]- < = > H – : F :
кислота основание
H+ + < = >
кислота основание
кислота основание
Количественно процесс диссоциации определяется степенью ионизации (диссоциации) α электролита :
Степень диссоциации α выражается в процентах и долях единицы. Значение α увеличивается при разведении раствора и с повышением температуры в соответствии с правилом Ле-Шателье.
По величине α электролиты делятся на сильные, средние и слабые электролиты:
Сильные электролиты α>30% : HCl, H2SO4, HNO3, HClO4, HBr, HJ, KOH, Ba(OH)2, соли, и т.д.
Средние электролиты 3<α<30% : HF, H3PO4.
Слабые электролиты α<3% : HCN, H2S, H2CO3, H2SiO3, орган. кислоты, NH4OH, H2O.
Для характеристики растворов электролитов используется понятие активности иона. Активность - это эффективная концентрация, т.е. это доля общего числа ионов, которая проявляет себя в действии (влияет на электропроводность раствора, осмотическое давление, понижение давления пара и температуры замерзания раствора, повышение его температуры кипения и др.). Соотношение между активностью (эффективной концентрацией) и концентрацией (общей) с дается выражением:
α = γּc (9),
где - коэффициент активности. Он является величиной, суммарно отражающей имеющие место в данной системе взаимодействия заряженных частиц.
В концентрированных растворах коэффициент обычно меньше единицы. Для предельно разбавленных растворов взаимодействие ионов из-за их удаленности друг от друга практически отсутствует и коэффициент активности близок к единице, т.е.
а≈ с
Для ионизации слабых электролитов в водных растворах применим закон действующих масс. Например:
СН3СООН.. ..H2O < = > ОН3+ + СН3СОО-
или
СН3СООН < = > Н+ + СН3СОО-
Константа равновесия (т.е. константа диссоциации кислоты) имеет
вид :
— для слабого электролита величина постоянная при данной температуре и не зависит от концентрации раствора.
Например, константа диссоциации гидроксида аммония:
NH4OH < = > NH4+ + OH-
Для сильных электролитов закон действующих масс будет применим, если вместо концентрации вещества в выражение константы равновесия ввести активность. Для сильного электролита Кn Am(например, хлорида натрия):
Многоосновные слабые кислоты и основания диссоциируют ступенчато, причем, константа диссоциации по каждой последующей ступени всегда на несколько порядков ниже, чем по предыдущей.
Например,
H2CO3 H + + HCO3 -- = 4,45 ּ10-7
HCO3-- H+ + CO32- = 4,8 ּ10-11
Zn (OH)2 ZnOH + + OH- = 4,4 ּ10-5
ZnOH+ Zn2+ + OH- = 1,5 ּ10-9
Для слабых электролитов, распадающихся на иона справедлив закон Оствальда:
(10),
где c – концентрация слабого электролита.
При α<<1 уравнение (10) упрощается и
Уравнение называется законом разбавления Оствальда.
Растворы электролитов являются ионными проводниками (проводниками второго рода). В них наблюдаются отклонения от законов Рауля и Вант-Гоффа. Эти законы применяются для растворов электролитов с учетом поправочного коэффициента i, называемого изотоническим коэффициентом :
i= 1 + α(n-1) (11),
где n – общее число ионов в растворе ;
α-степень диссоциации.
Изотонический коэффициент характеризует отклонение от законов идеальных растворов вследствие увеличения числа частиц за счет ионизации (диссоциации) электролита:
DТ зам.=iKcm
DТкип= i Ecm
P осм = icRT
Изотонический коэффициент равняется отношению экспериментального значения P осм (,) к рассчитываемому:
4. Ионные реакции в растворах. Условия одностороннего протекания реакций обмена.
Реакции в растворах электролитов между ионами называются ионообменными. Смещение химического равновесия (иногда практически необратимо) ионообменных реакций в растворах электролитов происходит при уменьшении концентрации каких-либо ионов за счет образования малорастворимых или летучих соединений, мало ионизирующихся молекул или комплексных ионов (правило Бертолле):
Например:
Na2SO4 + BaCl2 = 2NaCl + BaSO4↓
Ba+2 + SO42- = BaSO4
Na2S + 2HCl = 2NaCl + H2S↑
S2- + 2H+ = H2S
HCl + KOH = KCl +H2O
H++ OH- = H2 O
Cu(OH)2+ 4NH3 = [ Cu(NH3)4 ] (OH)2
Cu(OH)2 + 4NH3 = [ Cu(NH3)4 ]2++ 2OH-
Zn(OH)2 + 2KOH = K2[ Zn(OH)4]
Zn(OH)2+ 2OH- = [ Zn(OH)4]2-
5.Произведение растворимости. Механизм накипеобразования.
Большое значение в практической деятельности судомеханика имеет представление о гетерогенном равновесии в растворах электролитов, которое лежит в основе механизма накипеобразования при эксплуатации энергетических установок.
Подавляющее большинство электролитов обладает ограниченной растворимостью в воде. На практике часто встречаются гетерогенные системы, в которых осадок малорастворимого электролита находится в равновесии с насыщенным раствором этого электролита:
растворение
mK + nA
осадок кристаллизация раствор
CaCl2 + H2SO4 CaSO4↓ + 2HCl
Ca2+ + SO42- CaSO4↓
раствор осадок
Произведение активностей ионов в насыщенном растворе малорастворимого электролита при заданной температуре есть величина постоянная и называется произведением растворимости ПР:
K = ПРKA = аа
Произведение растворимости как и константа равновесия зависит от природы электролита и от температуры, но не зависит от активности ионов в растворе.
Поскольку раствор малорастворимого соединения получается очень разбавленным, и взаимодействие ионов из-за их удаленности друг от друга практически отсутствует, коэффициент активности близок к единице, то активности ионов в растворе можно приравнять к их концентрациям, и произведение растворимости может быть записано в следующей форме:
ПРKA=[K]·[A]
Произведение растворимости характеризует растворимость вещества: чем больше ПР, тем больше растворимость.
Часто вместо значений ПР применяют показатель растворимости рПР - отрицательный логарифм произведения растворимости, рПР= - lgПР.
Если произведение концентраций ионов электролита в растворе равно ПР, то раствор находится в равновесии с твердой фазой (осадком).
Когда [K]·[A]>ПР, равновесия нет при этих концентрациях, и из раствора будет выделятся твердая фаза (осадок).
Если же [K]·[A]<ПР, то снова нет равновесия, но раствор в этом случае ненасыщен относительно твердой фазы, и она будет переходить в раствор.
Под действием одноименного иона равновесие смещается по принципу Ле-Шателье в сторону образования осадка. Например:
CaSO4<=>Ca + SO4
осадок раствор
=
при введении дополнительного иона Ca в раствор, равновесие будет смещаться влево.
Этим объясняется повышенное накипеобразование при наличии, например, в котловой воде даже следов одноименных ионов, содержащихся в качестве примесей при различного рода нарушениях воднохимических режимов.
6.Водородный показатель среды, его роль в технологических операциях на флоте. Гидролиз солей.
В соответствии с равновесием Н2О Н+ + ОН- в воде присутствуют катионы водорода и анионы гидроксида в строго эквивалентных количествах. Константа ионизации воды:
может быть определена по электропроводности. Тогда К [Н2О] =
=[Н+] [ОН-]. Величина [Н+]·[ОН-] = = 10-14 (моль/л)2 называется ионным произведением воды. Поскольку в воде концентрации гидратированных ионов водорода и гидроксила равны, то
[Н+] = [ОН-] = 10-7 моль/л (при 18°С).
Концентрация ионов водорода или гидроксила в растворе может служить мерой кислотности или щелочности среды.
В кислых растворах - [Н+] > 10-7, а в щелочных - [Н+] < 10-7.
На практике для характеристики кислотности и щелочности среды используют величины отрицательного десятичного логарифма концентрации водородных и гидроксильных ионов, которые называют водородным и гидроксильным показателями:
pН = -lg[Н+]; рОН = -lg[ОН-].
Тогда для нейтральной среды:
pН = -lg10-7 = 7.
Для определения рН используют так называемые кислотно-щелочные индикаторы, которые представляют собой слабые органические кислоты и основания, имеющие различную окраску в диссоциированной и молекулярной формах. Так, фенолфталеин (НJnd) в водном растворе диссоциирует по схеме:
НJnd = Н+ +Jnd-.
бесцветный малиновый
При добавлении щелочи равновесие смещается вправо, так как ионы Н+ связываются гидроксильными ионами в малодиссоциированные молекулы воды. Поэтому, в щелочной среде раствор приобретает малиновую окраску. Для количественного определения рН среды используют приборы, называемые рН-метрами.
Определение рН имеет большое значение в практике эксплуатации морского флота, так как эта характеристика позволяет управлять процессами накипеобразования и коррозии при работе судовых энергетических устано-вок, оказывает влияние на условия хранения и перевозки грузов.
Концентрация ионов водорода в существенной мере зависит от протекания процессов гидролиза. В общем случае под гидролизом понимают реакции обменного разложения между водой и соответствующим соединением. Сущность гидролиза – соединение катионов соли с OH- или анионов соли с H+ воды.
С количественной стороны гидролиз характеризуется величиной константы гидролиза и степенью гидролиза.
Константу гидролиза называют константой равновесия реакции гидролиза соли КА:
КА + Н2О КОН + НА
т.к. , то
Константу гидролиза удобно связывать с константой ионизации кислоты (основания) и ионным произведением воды для конкретного случая гидролиза соли.
Степень гидролиза — это отношение числа гидролизованных молекул к общему их числу в растворе.
В соответствии с принципом Ле-Шателье для равновесных систем, усиление гидролиза достигается увеличением температуры и разбавлением раствора, а в концентрированных холодных растворах гидролиз сильно подавлен. Этому же способствует подкисление или подщелочение в зависимости от типа гидролитического взаимодействия.
Механизм гидролиза для разных типов соединения весьма различен. Так, гидролиз соединений (солей), распадающихся в растворе на ионы, можно рассматривать как результат поляризационного взаимодействия ионов с их гидратной оболочкой.
Характер и степень распада молекул гидратной оболочки зависят от природы катионов и анионов — чем сильнее поляризирующее действие ионов, тем в большей степени протекает гидролиз; чем меньше размеры и выше заряд ионов, тем выше их поляризирующее действие.
Суммарный эффект гидролиза определяется природой находящихся в растворе катионов и анионов.
Если соединение при ионизации в растворе образует катионы и анионы, которые слабо поляризуют гидратную оболочку, гидролиз практически не происходит и рН среды не изменяется (pH=7), то есть соли сильного основания и сильной кислоты гидролизу не подвергаются.
Например:NаСl Nа+ + Сl-
Na+ + НОН реакция практически не идет
Сl- + НОН реакция практически не идет.
Если соединение при ионизации образует катионы, которые поляризуют молекулы (Сu+2, Fe+2, Cr+3 и т.д.) гидратной оболочки, и анионы, слабополяризующие их (Сl-, Вr-, NО3-, J-, SO42-), то происходит гидролиз по катиону. При этом образуется кислая среда(pH<7).
Например: СuCl2 Cu+2 + 2Cl-
Cu+2 + НОН СuОН+ + Н+
Сl- + НОН реакция практически не идет.
Или в молекулярной форме:
СuCl2 + НОН [СuОН]Cl + НСl
Обобщая этот пример, можно сделать вывод, что гидролизу по катиону подвержены соли слабого основания и сильной кислоты.
Константа гидролиза для данного случая равна:
Если соединение при растворении ионизируется на слабо поляризующиеся катионы (катионы щелочных и щелочноземельных металлов) и анионы, поляризующие молекулы гидратной оболочки (СО32-, РО4-3, SО32-, S-2, CN-), то происходит гидролиз по аниону, и в результате гидролиза создается щелочная среда (pH>7):
Na2CO3 2Na+ + CO32-
Na+ + НОН реакция практически не идет
СО32- + НОН НСО3- + ОН-
Или в молекулярной форме:
Na2CO3 + HOH NaHCO3 + NaOH.
В этом случае обобщенно можно сказать, что гидролиз по аниону происходит у солей сильных оснований и слабых кислот.
Константа гидролиза равна:
Если соединение при ионизации образует среднеполяризующие катионы и анионы, то происходит гидролиз и по катиону, и по аниону. При этом обычно наблюдается гидролиз с образованием слабых кислот и слабых оснований:
Аl2(CO3)3 + 6Н2О 2Аl(OH)3↓ + 3H2CO3.
Характер среды в этом случае определяется относительной силой образовавшихся кислоты и основания.
При Ккисл.>Коснов. Среда – слабокислая (pH7).
При Ккисл.< Коснов. Среда - слабощелочная (pH7).
При Ккисл.= Коснов. Среда – нейтральная (pH7).
Константа гидролиза равна:
Итак, соли, образованные одноосновными кислотами и одноосновными основаниями, гидролизуются до кислот и оснований. Соли многоосновных кислот и многокислотных оснований подвергаются многоступенчатому гидролизу, и в числе продуктов гидролиза могут образовываться, соответ- ственно, кислые и основные соли.
При этом гидролиз по катиону протекает в тем большей степени, чем слабее отвечающее катиону основание. Смещение равновесия гидролиза зависит от рН среды. Кислая среда подавляет гидролиз по катиону.
Гидролиз по аниону протекает в тем большей степени, чем слабее соответствующая ему кислота. Реакция раствора за счет гидролиза по аниону становится щелочной. Щелочная среда подавляет гидролиз по аниону.