Obraz2 (53)

[CH₃COO~][H₃Q⁺]

[CH₃COOH]

(4.1.25)

Slałą hydrolizy słabego kwasu i mocnej zasady można wyrazić wzorem:

(4.1.26)

Po zastosowaniu ujemnego logarytmu do równania (4.1.26) otrzymuje się wyrażenie:

(4.1.27)

pK_b + pK_l=pK_vl = 14

Stałą hydrolizy Af|, oraz stężenie jonów OH^- świadczące o odczynie zasadowym można obliczyć znając stałą dysocjacji kwasu K_a. Z równania reakcji (4.1.21) wynika, że podczas reakcji jonu CHjCOO" z wodą powstaje tyle samo cząsteczek CH3COOH co i jonów OH", czyli [CH3COOH] = [OH^-]. Stężenie [CH₃COO~] wprowadzonych do roztworu jonów CH3COO^- jest praktycznie równe stężeniu roztworu mocnego elektrolitu [CH₃COONa]. Podstawiając powyższe zależności do równania (4.1.23) uzyskuje się:

(4.1.28)

_K _ [CH₃COOH][OH~] [OH^-]² h [CH3C00^-] [CHjCOONa]

czyli:

= Kl -K} [CH₃COONa] ²

(4.1.29)

(4.1.30)

Po zastosowaniu ujemnego logarytmu powyższe równanie ma postać:

Stała hydrolizy K_h soli słabego kwasu i mocnej zasady oraz stężenie powstających jonów OH^- są tym większe, im słabszy jest kwas tworzący sól, czyli im mniejsza jest wartość stałej dysocjacji tego kwasu K_a.

W celu ilościowego określenia przebiegu reakcji hydrolizy wprowadzono pojęcie stopnia hydrolizy fi- Jest to ułamek wskazujący, jaka część soli uległa hydrolizie. Jeżeli fi jest niewielki (dużo mniejszy od 1), to dla soli słabego kwasu i mocnej zasady jest on określony wzorem:

(4.1.32)

Z równania (4.1.32) wynika, że stopień hydrolizy jest odwrotnie proporcjonalny do pierwiastka kwadratowego ze stężenia roztworu (podobnie jak stopień dysocjacji). Podwyższenie temperatury wywołuje wzrost stopnia hydrolizy, czyli silniejszą hydrolizę. Ogrzanie roztworu do wyższej temperatury oraz rozcieńczenie powoduje więc przesunięcie równowagi w kierunku możliwie całkowitego rozkładu soli. Zatem, pracując ze schłodzonymi i stężonymi roztworami zapobiega się hydrolizie. Dodatek do roztworu nadmiaru jednego z tworzących się produktów hydrolizy przesuwa równowagę w przeciwnym kierunku, czyli cofa hydrolizę.

4.I.3.2. Hydroliza soli mocnego kwasu i słabej zasady

Reakcja hydrolizy chlorku amonu przebiega zgodnie z równaniem:

(4.1.33)

NH/ + cr + h₂o — nh₃ + Cl' + h₃o⁺

kwas

kwas    zasada słaba    mocny

zasada    kwas

101