pH

Uzmimo da je K_x konstanta hidrolize i ona je jednaka proizvodu dve konstante K₁ i K₂ koje dobijamo iz reakcija:

S^2- + H₂O = SH^- + OH^-, K₁=[SH^-][OH^-]/[S^2-][H₂O]

SH^- + H₂O = H₂S + OH^-, K₂=[H₂S][OH^-]/[SH^-][H₂O]

Množenjem dobijamo:

K_x= [OH^-]²[H₂S]/[H₂O]²[S^2-]

Ako je K_v konstanta disocijacije vode, [H⁺][OH^-]=K_v[H₂O], [OH^-]/[H₂O]=K_v/[H⁺], a zamenom:

K_x=K_v²[H₂S]/[H⁺]²[S^2-]

Konstanta disocijacije H₂S, Ka, je:

Ka=[H⁺]²[S^2-]/[H₂S]

Daljom zamenom:

K_x=K_v²/Ka

Kako je Ka=Ka₁Ka₂, dobijamo:

K_x=K_v²/Ka₁Ka₂

Ovo je konstanta hidrolize ukoliko Na₂S disosira potpuno u vodenom rastvoru, a kako je jak elektrolit uzima se da je njegova disocijacija potpuna i uzima se da se razlike u stepenima disocijacija soli stvaraju usled privlačnih dejstava jona. Mogli smo, dakle, uraditi i ovako:

Na₂S + 2H₂O -> 2Na⁺ + 2OH^- + H₂S, K_x=[Na⁺]²[OH^-]²[H₂S]/[H₂O]²[Na₂S]

Uz već poznatu zamenu ([OH^-]/[H₂O]=K_v/[H⁺]), dobijamo novu iz konstante disocijacije Na₂S koja je jednaka 1.

1=[Na⁺]²[S^2-]/[Na₂S], odatle je [Na⁺]²/[Na₂S]=1/[S^2-]

Zamenom dobijamo već poznatu jednačinu:

K_x=K_v²[H₂S]/[H⁺]²[S^2-]

I na kraju opet:

K_x=K_v²/Ka₁Ka₂

Potvrda za dobijen rezultat je činjenica da hidroliza raste ako opada jačina kiseline. Iz jednačine se vidi da, ako su konstante disocijacije manje (ako je kiselina slabija), konstanta hidrolize je veća. Konstanta za vodu je stalna za stalnu temperaturu.

Hidroliza Na₂S se odvija u dva stepena, tako da konstante hidrolize za svaki stepen posebno jesu (dokazuje se na isti način kao gore):

K₁=K_v/Ka₁, K₂=K_v/Ka₂

K_x=K₁K₂

Liberté, egalité, fraternité!