Степень гидролиза есть отношение числа молей соли, подвергшихся гидролизу к исходному числу молей соли в растворе.

                  1.50

где N^* - число молекул, подвергшихся гидролизу; N – исходное число молекул соли.

Для карбоната натрия (1.37) константа равновесия имеет вид:

             1.51

Учитывая постоянство активности воды, 1.51 преобразуется к виду:

            1.52.

Это есть выражение для константы гидролиза карбоната натрия. Если его умножить и разделить на , то получим:

       1.53.

Таким образом, можно утверждать, что константа гидролиза по первой стадии связана с константой диссоциации слабого электролита по последней стадии. Однако, как можно показать, для соли, образованной слабым основанием и слабой кислотой, эта взаимосвязь имеет вид:

                    1.54

где: K_W –ионное произведение воды, К₁ и К₂ – константы диссоциации слабого основания и слабой кислоты, соответственно.

Связь степени гидролиза и константы гидролиза, как легко показать, имеет вид аналогичный закону разбавления Оствальда:

                    1.55.

При h«1 К_Г ≈ h²∙C, и h ≈ √К_Г/С.   1.56

Таким образом, при разбавлении раствора гидролиз усиливается. Если надо подавить гидролиз, то нужно или концентрировать раствор, или добавить соответствующий сильный электролит: кислоту для соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой, и щелочь для соли, образованной сильным основанием и слабой кислотой.

С повышением температуры гидролиз усиливается за счет, в основном, усиления диссоциации воды.

Пример 13. Напишите уравнения реакции гидролиза Cr(NO₃)₃. определите реакцию среды (по значению рН), напишите выражение для константы гидролиза и определите направление смещения равновесия при: разбавлении, добавление в систему ионов водорода, добавление в систему гидроксид-ионов, нагревании.

РЕШЕНИЕ. Соль образована слабым основанием (Cr(OH)₃ нерастворим) и сильной кислотой. Следовательно, гидролиз будет происходить по катиону и в ионном и молекулярном виде уравнения имеют вид:

.

.

Выражение для константы гидролиза имеет вид:

Поскольку при гидролизе образуется избыток ионов водорода, то реакция среды будет кислая (рН<7). Равновесие сместится вправо при разбавлении, нагревании и добавлении в систему ионов гидроксила. При добавлении в систему ионов водорода равновесие сместится влево.

Пример 14. Определите значение рН 0,1 m раствора Na₂CO₃ .

РЕШЕНИЕ. Соль образована сильным основанием и слабой кислотой. Следовательно, гидролиз будет происходить по аниону, реакция среды будет щелочная (рН>7), и в ионном и молекулярном виде уравнения имеют вид:

Определим значение константы гидролиза по выражению 1.53:

.

Далее определим степень гидролиза, воспользовавшись выражениями 1.55 и 1.56:

. Тогда концентрация ионов гидроксила будет равна h·C = 4.6·10^-3, а концентрация ионов водорода будет равна (см. выражение 1.25) 2,17·10^-12 и рН = 11,66.

Амфотерность

Амфотерными называются электролиты, дающие при диссоциации в воде в зависимости от условий ионы водорода (Н⁺) или гидроксила (ОН^-).

Примерами амфотерных электролитов могут служить как растворимые в воде (аминокислоты), так и нерастворимые (гидраты окислов некоторых элементов).

Для аминокислот и некоторых других органических электролитов причиной амфотерности является наличие, по крайней мере, двух различных функциональных групп, одна из которых проявляет кислотные свойства, а другая - основные.

Для гидратов окислов причина амфотерности другая. В их составе всегда можно выделить группировку:

Э-О-Н,                  1.57

где Э – элемент, О - кислород, Н – водород.

В зависимости от соотношения энергий связи О-Н и О-Э, могут реализоваться три варианта:

1. энергия связи О –Н прочнее, чем для связи Э – О

2. энергия связи О –Н примерно такая же как и для связи Э –О

3. энергия связи О –Н слабее, чем для связи Э –О

В первом случае гидрат окисла является основанием, в третьем – кислотой, а во втором проявляет амфотерные свойства.

В начале любого периода всегда реализуется первый вариант, и все гидраты окислов являются типичными основаниями. В конце любого периода реализуется третий вариант, и все гидраты окислов являются типичными кислотами. Где-то ближе к середине периода ( в разных периодах это происходит по разному) реализуется второй вариант.

Для второго периода это происходит уже у Ве, в третьем – у Al, в четвертом – у Zn, Ga и Ge, в пятом у In и Sn, в шестом у Pb.

Однако существует и другая возможность, реализующаяся у переходных элементов. Для тех из них, которые могут реализовать несколько валентных состояний, в низших валентных состояниях реализуется первый вариант, а в высших, когда валентность элемента 5 и выше, реализуется третий вариант. В средних же валентных состояниях они проявляют амфотерные свойства. В первой вставной декаде амфотерные свойства проявляют Ti и V, в четырех валентном состоянии, Cr, в трех валентном состоянии, Mn, в четырех валентном состоянии. У элементов второй и третьей вставных декадах явного проявления амфотерных свойств не обнаружено.

Соответственно этому амфотерные гидроксиды в кислой среде выступают в качестве оснований, а в щелочной – кислот. Однако взаимодействие амфотерного гидроксида со щелочью дает разные продукты в зависимости от того, проводится ли реакция в растворе или путем сплавления (в твердом виде). Формы получающихся продуктов (анионы) приведены в таблице 4 в общем виде.

Табл. 4.

Формы анионов амфотерных гидроксидов при взаимодействии со щелочами.

Валентное	Форма существования аниона:
состояние элемента	в растворе	в твердом виде
Э(II)
Э(III)
Э(IV)		мета,  орто

Пример 15. Напишите уравнения реакций взаимодействия Al(OH)₃ с растворами H₂SO₄ и NaOH в молекулярной и ионной форме.

РЕШЕНИЕ. Уравнения взаимодействия с серной кислотой имеют вид:

Взаимодействие с NaOH протекает так: