Слабым основанием и слабой кислотой

(Al₂S₃, (NH₄)₂CO₃, NH₄CH₃COO и др).

Соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой (например, NaCI, Ba(NO₃)₂ и др.), а также соли, не растворимые в воде (например, CaCO₃, CuS и др.), гидролизу не подвергаются.

Пример 1. Гидролиз солей, образованных слабой кислотой и сильным основанием протекает по аниону. Рассмотрим пример гидролиза одной из таких солей. KCN - эта соль образована сильным основанием КОН и слабой одноосновной циановодородной кислотой HCN. Поэтому взаимодействовать с водой, а именно с Н⁺ будет анион кислотного остатка соли:

CN^- + НОН HCN + ОН^-

Образующиеся в результате гидролиза ионы ОН^- обеспечивают щелочную среду рН>7. Запишем полное ионно-молекулярное уравнение, добавив слева и справа ион К⁺

K⁺ + CN^- + HOH HCN + OH^- + K⁺

Молекулярное уравнение гидролиза:

KCN + НОН HCN + КОН

Гидролиз солей, образованных слабыми многоосновными кислотами и сильными основаниями, протекает ступенчато (соответственно обратному процессу – ступенчатой диссоциации), и при этом получаются кислые соли (точнее, анионы кислых солей). Так, гидролиз карбоната калия К₂CO₃ может быть выражен уравнениями:

1-я ступень: СО₃^-2 + НОН НСО₃^- + ОН^-

2К⁺ + СО₃^-2 + НОН НСО₃^- + ОН^- + 2К⁺

К₂СО₃+НОН КНСО₃+КОН среда щелочная, рН> 7

2-я ступень:

НСО₃^- + НОН Н₂СО₃ + ОН^-

НСО₃^- + К⁺ + НОН Н ₂СО₃ + ОН^- + К⁺

КНСО₃ + НОН Н ₂СО₃ + КОН среда щелочная, рН > 7

Однако в обычных условиях гидролиз практически ограничивается первой ступенью: ионы СО₃^2- связывают ионы Н⁺ воды, образуя сначала ионы НСО₃^-, а не молекулы Н₂СО₃. Это объясняется тем, что ионы НСО₃^- диссоциируют гораздо труднее, чем молекула Н₂СО₃. И лишь при сильном разбавлении и нагревании следует учитывать гидролиз образовавшейся кислой соли.

Среда раствора соли К₂СО₃щелочная (рН>7), потому что в растворе увеличивается концентрация ионов ОН^-.

Пример 2. Гидролиз солей образованных слабым основанием и сильной кислотой -гидролиз по катиону, при этом среда раствора кислая (рН < 7).

Рассмотрим гидролиз на примере нитрата аммония. Соль NH₄NO₃ образована слабым основанием NH₄OH и сильной кислотой НNO₃. Поэтому взаимодействовать с водой, а именно с ОН^- будет катион NH₄⁺ соли по уравнению:

NH₄⁺ + НОН NH₄OH + H⁺ pH<7

Образующиеся в результате гидролиза ионы Н⁺ обеспечивают кислую среду раствора, рН<7.

Полное ионно-молекулярное уравнение гидролиза имеет вид:

NH₄⁺ + NO₃^- +HOH NH₄OH + H⁺ + NO₃^-

Молекулярное уравнение: NH₄NO₃ + HOH NН₄ОН + HNO₃

В случае многозарядного катиона, гидролиз идет ступенчато. Число ступеней гидролиза соли зависит от кислотности слабого основания. В водных растворах таких солей по первой ступени образуется основная соль вместо основания и сильная кислота.

Рассмотрим этот случай на примере гидролиза соли хлорида магния MgCl₂.

Соль MgCl₂ образована слабым основанием Mg(ОН)₂ и сильной кислотой НС1, поэтому взаимодействовать с Н₂О будет катион Mg²⁺. Mg(ОН)₂ – двухкислотное основание, поэтому гидролиз протекает по двум ступеням:

1 ступень: Mg²⁺+ HOH MgOH⁺ + H⁺

2Cl^- + Mg²⁺+ HOH MgOH⁺ + H⁺+ 2Cl^-

MgCl ₂ + HOH MgOHCl + HCl pH<7

Продуктами первой ступени гидролиза MgCl ₂ являются основная соль MgOHCl и сильная кислота HCl.

2 ступень:MgOH⁺+HOH Mg(OH)₂ + H⁺

MgOH⁺+Cl^- + HOH Mg(OH)₂ + H⁺+Cl^-

MgOHCl + HOH Mg(OH)₂ + HCl рН<7

Пролуктами второй ступени гидролиза MgCl ₂ являются слабое основание гидроксид магния и сильная хлороводородная кислота. Однако степень гидролиза по второй ступени намного меньше, чем по первой ступени.

Среда раствора MgCl ₂ кислая (рН<7), потому что в растворе увеличивается концентрация Н⁺.

Пример 3. Гидролиз солей, образованных слабой кислотой и слабым основанием (гидролиз по катиону и аниону). Примерами солей этого типа являются NH₄CN, Сu(СН₃СОО)₂, Mg(NO₂)₂, А1₂S₃, Сг₂(СО₃)₃ и т.д.

Гидролиз в данном случае идет и по катиону и по аниону одновременно. Соль NH₄CN образована слабой кислотой HCN и слабым основанием NH₄ОН. Поэтому с водой взаимодействуют и катионы NH₄⁺ и анионы CN^-:

NH₄⁺ + CN^-+ НОН HCN + NH₄ОН

NH₄CN + НОН HCN + NH₄ОН

В этом случае нельзя по ионному уравнению сразу определить среду раствора, но можно определить с помощью индикаторов или рН-метров, а также можно сравнить степени диссоциации (константы диссоцииации) продуктов гидролиза.

Пример 4. Необратимый гидролиз. Соли, образованные слабыми многокислотными нерастворимыми основаниями и слабыми многоосновными летучими кислототами (Al₂S_3,Al₂(CO₃)_,Fe₂S₃ и др.) гидролизуются полностью, т.е. процесс гидролиза идёт до конца необратимо сразу в одну ступень, с образованием соответствующих оснований и кислот:

Al₂S₃ + 6HOH = 2Al(OH)₃ ↓+ 3H₂S↑

2Al³⁺ +2S^2- = 2Al(OH)₃↓ + 3 H₂S↑

В таблице растворимости против таких солей стоит прочерк, эти соли в водном растворе не могут существовать.

Степень гидролиза

Количественно процесс гидролиза характеризуется степенью гидролиза - отношение концентрации молекул, подвергшихся гидролизу, к общей концентрации растворенных молекул.