Константы гидролиза

Определение и физико-химическая сущность Константа гидролиза (Кгидр) — это величина, характеризующая способность соли или иона в водном растворе вступать в обратимую реакцию с водой, приводящую к образованию соответствующей кислоты или основания. Она напрямую связана с кислотно-основными свойствами исходных ионов: сильных и слабых кислот и оснований. Гидролиз отражает диссоциацию и взаимодействие с водой, что влияет на pH раствора соли.

Для соли, полученной из слабой кислоты и сильного основания, гидролиз проявляется через образование кислой среды:

A− + H2O ⇌ HA + OH−

Константа гидролиза в этом случае определяется как:

$$ K_\text{гидр} = \frac{[OH^-][HA]}{[A^-]} $$

Для соли сильной кислоты и слабого основания процесс протекает по схеме:

B+ + H2O ⇌ BOH + H+

Соответственно, константа гидролиза выражается:

$$ K_\text{гидр} = \frac{[H^+][BOH]}{[B^+]} $$

Связь константы гидролиза с константами кислот и оснований Константа гидролиза связана с константой ионизации исходной слабой кислоты (Ka) или слабого основания (Kb) и ионизацией воды (Kw). Для аниона слабой кислоты:

$$ K_\text{гидр} = \frac{K_w}{K_a} $$

Для катиона слабого основания:

$$ K_\text{гидр} = \frac{K_w}{K_b} $$

Эти соотношения позволяют рассчитать pH растворов солей при известной концентрации соли и константах Ka или Kb.

Типы гидролиза

  1. Гидролиз по аниону — происходит для солей слабых кислот и сильных оснований. Пример: ацетат натрия (CH₃COONa).
  2. Гидролиз по катиону — характерен для солей сильных кислот и слабых оснований. Пример: аммоний хлорид (NH₄Cl).
  3. Двухсторонний гидролиз — возникает у солей слабых кислот и слабых оснований (например, ацетат аммония NH₄CH₃COO). В этом случае pH раствора определяется соотношением констант гидролиза катиона и аниона.

Зависимость константы гидролиза от концентрации соли При низкой концентрации соли гидролиз выражен сильнее, так как концентрация исходных ионов мала, а влияние воды велико. Для разбавленных растворов часто выполняется приближение:

$$ \alpha = \sqrt{\frac{K_\text{гидр}}{C}} $$

где α — степень гидролиза, C — концентрация соли.

Расчет pH при гидролизе Для гидролиза по аниону:

$$ pH = 7 + \frac{1}{2}\log \frac{K_w}{K_a} + \frac{1}{2}\log C $$

Для гидролиза по катиону:

$$ pH = 7 - \frac{1}{2}\log \frac{K_w}{K_b} - \frac{1}{2}\log C $$

Для двухстороннего гидролиза:

$$ pH = 7 + \frac{1}{2}\log \frac{K_\text{гидр катиона}}{K_\text{гидр аниона}} $$

где влияние концентрации при равных константах компенсируется.

Факторы, влияющие на константу гидролиза

  • Природа иона: степень слабости кислоты или основания, из которых образована соль.
  • Температура: повышение температуры увеличивает Kw, а следовательно, константу гидролиза.
  • Растворитель: гидролиз в воде отличается от гидролиза в неполярных растворителях из-за различий в способности растворителя стабилизировать ионы.
  • Ионная сила раствора: высокие концентрации электролитов снижают активность ионов, что уменьшает фактическую степень гидролиза.

Практическое значение констант гидролиза

  • Определение кислотно-щелочного характера растворов солей.
  • Расчет pH буферных систем.
  • Использование гидролиза для выделения слабых кислот или оснований в лабораторной практике.
  • Прогнозирование химической стабильности солей в водных растворах.

Заключительные формулы и зависимости

$$ K_\text{гидр} = \frac{K_w}{K_a} \quad \text{или} \quad K_\text{гидр} = \frac{K_w}{K_b}, \quad \alpha = \sqrt{\frac{K_\text{гидр}}{C}}, \quad pH \approx 7 \pm \frac{1}{2}\log \frac{K_w}{K_{a \text{ или } b}} + \frac{1}{2}\log C $$

Константы гидролиза являются фундаментальным инструментом для понимания поведения солей в растворах и расчета кислотно-щелочного равновесия в химических и биохимических системах.

Оглавление