Равновесие гидролитической реакции в соответствии с законом действующий масс называется константой гидролиза. Величина показывает, насколько вещество способно к электролитической диссоциации. Чем больше значение константы, тем в большей мере протекает реакция.
Содержание
Процесс гидролиза
Гидролиз – процесс обменного разложения соединений водой. Гидролизу подвергаются органические и неорганические соединения, распадаясь на ионы.
Среди неорганических веществ гидролиз характерен для растворимых солей, образованных:
- слабой кислотой и сильным основанием (гидролиз по аниону);
- сильной кислотой и слабым основанием (по катиону);
- слабой кислотой и слабым основанием (по катиону и аниону).
Соли, образованные сильными кислотами и основаниями, гидролизу не подвергаются.
Рис. 1. Примеры солей.
Гидролиз солей протекает в два этапа:
- диссоциация – распад веществ на ионы (катионы и анионы);
- взаимодействие ионов с молекулами воды и образование нового вещества.
Конечным продуктом гидролиза солей является слабый электролит – кислота или основание.
В зависимости от природы соли и связи с ионами воды выделяют гидролиз:
- по катиону – реакция обратима, катионы связываются с анионом воды;
- по аниону – реакция обратима, анионы связываются с катионом воды;
- по катиону и аниону – реакция необратима, с водой связываются и катионы, и анионы.
Рис. 2. Гидролиз по катиону, аниону, по катиону и аниону.
Большинство органических веществ – белки, углеводы, жиры, галогеналканы, сложные эфиры – подвергаются гидролизу частично и зачастую требуют дополнительных условий. Например, галогеналканы гидролизуются в щелочной среде, а жиры – при нагревании и под действием кислот. Гидролиз органических веществ протекает необратимо.
Рис. 3. Гидролиз некоторых органических веществ.
Слабые электролиты, образованные при гидролизе солей, практически не распадаются на ионы.
Константа
Гидролиз характеризуется двумя величинами:
- степенью гидролиза – количественным отношением распавшихся молекул (Сгидр) к общему количеству молекул электролита
(Собщ): α = (Сгидр/Собщ)·100 %; - константой – равновесием реакции.
Константа подчиняется закону действующих масс: скорость реакции прямо пропорциональна произведению концентрации реагентов. Соответственно, вычислить константу равновесия можно по следующей формуле:
К = [К+][А–]/[КА],
где:
- [К+] – концентрация катионов;
- [А–] – концентрация анионов;
- [КА] – концентрация начального соединения.
Значение некоторых веществ можно найти в таблице константы гидролиза.
|
Название |
Формула |
Значение константы |
|
Муравьиная кислота |
HCOOH |
1,77·10-4 |
|
Уксусная кислота |
СН3СООН |
1,74·10-5 |
|
Ортокремниевая |
H4SiO4 |
1,6·10-10 |
|
Азотистая кислота |
HNO2 |
4,0·10-4 |
|
Фосфорная кислота |
Н3РО4 |
7,52·10-3 |
|
Сероводородная кислота |
H2S |
6,0·10-8 |
|
Сернистая кислота |
H2SO3 |
1,58·10-2 |
|
Серная кислота |
Н2SO4 |
1,0·103 |
|
Фтороводородная кислота |
HF |
6,61·10-4 |
|
Хлорноватистая кислота |
HClO |
5,01·10-8 |
|
Гидроксид натрия |
NaOH |
1,5 |
|
Гидроксид калия |
KOH |
2,9 |
|
Гидроксид магния |
Mg(OH)2 |
2,5·10-3 |
|
Гидроксид кальция |
Сa(OH)2 |
4,3·10-2 |
|
Гидроксид стронция |
Sr(OH)2 |
0,15 |
|
Гидроксид бария |
Ba(OH)2 |
0,23 |
|
Гидроксид меди (II) |
Cu(OH)2 |
3,4·10-7 |
|
Гидроксид цинка |
Zn(OH)2 |
1,3·10-5 |
|
Гидроксид железа (III) |
Fe(OH)3 |
4,8·10-11 |
Величины зависят друг от друга. Чем выше значение константы, тем сильнее электролит распадается на ионы. Взаимосвязь величин выражает формула K = С·h2, где С – концентрация соли в растворе, h – степень гидролиза.
Что мы узнали?
Константа равновесия гидролиза – величина, показывающая способность вещества к электролитической диссоциации. Чем больше значение константы, тем активнее протекает реакция. Константа равновесия характерна только для обратимых гидролитических реакций, к которым относится гидролиз солей по катиону или аниону. Обратимый гидролиз характерен для солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой или сильным основанием и слабой кислотой.
Предыдущая
