Na>2CO>3 0,001 моль/л степень гидролиза составляет 34%.
В общем случае справедливы следующие законо–мерности.
1. Гидролиз соли должен усиливаться с повыше–нием температуры и разбавлением раствора.
2. При обратимом гидролизе в соответствии с прин–ципом Ле Шателье процесс должен подавляться при подкислении (если эта соль образована сильной кис–лотой и слабым основанием, накапливаются ионы Н) или при подщелачивании (если соль образована сла–бой кислотой и сильным основанием, накапливаются ионы ОН).
3. Гидролиз солей, в результате которого образуются малорастворимые или газообразные продукты, удаляю–щиеся из сферы реакции (принцип смещения равнове–сия), необратим. Например, гидролиз Pb(SO>4)>2 проте–кает полностью вследствие образования осадка PbO>2:
Pb(SO>4)>2 + 2Н>2O → PbO>2 + 2H>2SO>4.
Гидролиз характерен для многих классов неоргани–ческих и органических соединений. Гидролиз неорга–нических соединений важен для оценки их токсично–сти. Гидролиз органических соединений применяют для получения ценных продуктов из древесины, жиров, эфиров и иного, но особенно важную роль гидролиз играет в жизнедеятельности живых организмов.
26. Реакция осаждения и растворения
К обменным реакциям, протекающим в растворе элект–ролитов, относятся реакции осаждения и растворения.
Реакции осаждения сопровождаются выпадени–ем осадков.
Реакции, сопровождающиеся растворением осадков, называются реакциями растворения.
Широко используют системы, состоящие из осадка труднорастворимого электролита и насыщенного раст–вора над ним. В таких системах между насыщенным раствором и осадком устанавливается динамическое равновесие. Вследствие низкой растворимости концен–трация труднорастворимого электролита в растворе очень мала, поэтому можно считать, что в растворе он полностью диссоциирован. Иначе говоря, динамиче–ское равновесие в насыщенном растворе устанавлива–ется между твердой фазой вещества и перешедшими в раствор ионами. Например, в насыщенном растворе AgCl имеет место равновесие:
AgCl(>T) → Ag>+>(p) + Cl>->(р).
Концентрация твердой фазы AgCl как величина по–стоянная из выражения для константы равновесия ис–ключается. Вследствие этого константа равновесия определяется только произведением концентраций ио–нов в растворе и называется константой или произведе–нием растворимости. В общем случае для электролита Ktn Anm константа растворимости определяется стехио-метрическим произведением концентраций ионов:
К>пр= [Kt>m+ ]>n[An>n
