Гидролиз солей слабых оснований и слабых кислот

В случае гидролиза соли, образованной слабым основанием и слабой кислотой, в реакции одновременно участвуют и катион, и анион соли, связывающие ионы воды.

Уравнение диссоциации

CH₃COONH₄ = NH₄⁺ + CH₃COO^-.

Уравнения гидролиза:

CH₃COONH₄ + H₂O + CH₃COOH;

NH₄⁺ + CH₃COO^– + H₂O + CH₃COOH.

Значение рН растворов таких солей зависит от относительной силы кислоты и основания, образующих соль. Константы диссоциации уксусной кислоты и гидрата аммиака равны: и

, поэтому среда в растворе данной соли нейтральная.

В общем случае, если

– реакция раствора соли слабощелочная, – реакция раствора соли слабокислая, – реакция раствора соли нейтральная, pH = 7.

Степень гидролиза и ее зависимость от различных факторов

Гидролиз обратим, равновесие в системе смещено в направлении образования более слабого электролита – воды, т. е. в направлении обратной реакции. Глубину прохождения гидролиза можно количественно охарактеризовать степенью гидролиза.

Значение h выражают в долях единицы или процентах. Степень гидролиза зависит от природы соли, концентрации раствора соли и температуры.

v Степень гидролиза соли тем больше, чем слабее основание или кислота, образующие соль.

v Повышение температуры приводит к увеличению степени гидролиза, так как гидролиз – эндотермический процесс.

v Степень гидролиза увеличивается. при разбавлении раствора (уменьшении концентрации).

Добавление кислоты приводит к смещению равновесия гидролиза соли АВ по катиону

А⁺ + HOH АOH + H⁺

влево, т. е. к уменьшению степени гидролиза, а добавление щелочи – к увеличению степени гидролиза, ослабить гидролиз можно добавлением кислоты.

Равновесие гидролиза соли по аниону,

В⁻ + HOH HВ + OH^-,

при добавлении кислоты смещается вправо, гидролиз усиливается, ослабить гидролиз можно добавлением щелочи.

Необратимый гидролиз

Гидролиз солей многоосновных слабых кислот (летучих или малорастворимых) и слабых оснований, образованных многозарядными катионами протекает необратимо с образованием слабой кислоты и слабого основания

Al₂S₃ + 6H₂O = 2Al(OH)₃↓ + 3H₂S↑.

Такие соли в водных растворах не существуют.

Если в растворе одновременно присутствуют две соли, одна из которых содержит катион слабого основания (Al³⁺, Fe³⁺, Cr³⁺, NH₄⁺ и др.), а другая – анион слабой кислоты (СO₃^2-, SiO₃^2-, S^2- и др.), проходит совместный гидролиз. В результате образуются кислота и основание.

Примеры.

2AlCl₃ + 3Na₂S + 6H₂O = 2Al(OH)₃↓ + 3H₂S↑ + 6NaCl;

2Al³⁺ + 3S^2- + 6H₂O = 2Al(OH)₃ + 3H₂S.

2NH₄Cl + Na₂SiO₃ + (H₂O) = 2NH₃↑ + H₂SiO₃↓ + 2NaCl;

2NH₄⁺ + SiO₃^2- + (H₂O) = 2NH₃ + H₂SiO₃.

Знание закономерностей гидролиза необходимо при практическом использовании растворов солей. К примеру, при очистке природных и сточных вод от катионов металлов гидролиз стремятся усилить, сделать необратимым, чтобы продукты реакции можно было удалить в виде осадков. Напротив, гидролиз при синтезе неорганических веществ в водных растворах – осложнение, приводящее к загрязнению вещества примесями продуктов гидролиза, и его стремятся ослабить.