Гидролиз кислых солей

Кислые соли слабых кислот также подвергаются гидролизу. Однако в этом случае наряду с гидролизом протекает диссоциация кислотного остатка. Так, в растворе NaHCО₃ одновременно протекают гидролиз, приводящий к накоплению ОH^–-ионов: НCО₃^- + Н–ОН = Н₂СО₃ + ОH^–, и диссоциация, хотя и незначительная.

Таким образом, реакция раствора кислой соли может быть как щелочной (если гидролиз аниона преобладает над его диссоциацией), так и кислой (в обратном случае). Это определяется соотношением константы гидролиза соли (К_гидр) и константы диссоциации (К_дис) соответствующей кислоты. В рассмотренном примере К_гидр аниона больше К_дис кислоты, поэтому раствор данной кислой соли имеет щелочную реакцию (что и используют страдающие изжогой от повышенной кислотности желудочного сока, хотя делают это зря). При обратном соотношении констант, например в случае гидролиза NaHSO₃, реакция раствора будет кислой.

Гидролиз основных солей

Гидролиз основной соли, например гидроксохлорида меди(II), протекает так:

Сu(ОН)Сl + Н–ОН = Сu(ОН)₂ + НСl, или в ионном виде:

СuОН⁺ + Сl^– + H⁺ + ОH^– = Сu(ОН)₂ + Cl^– + H⁺ среда кислая.

Если соль малорастворима, то концентрации ее ионов в растворе ничтожно малы и говорить о гидролизе такой соли не имеет смысла.

Степень гидролиза соли тем больше, чем слабее кислота или основание, образовавшие эту соль. Поэтому существуют ряды анионов и катионов, соответствующие уменьшению (или увеличению) силы кислот и оснований их образующих.

Степень протекания гидролиза увеличивается в ряду анионов:

F⁻, NO₂⁻, CH₃COO⁻, SO₃²⁻, ClO⁻, CN⁻, CO₃²⁻, PO₄³⁻, S²⁻, SiO₃²⁻.

Степень протекания гидролиза увеличивается в ряду катионов:

Ni²⁺, La³⁺, Mn²⁺, NH₄⁺, Co²⁺, Zn²⁺, Cd²⁺, Cu²⁺, Fe²⁺, Pb²⁺, Al³⁺, Sc³⁺, Cr³⁺, Fe³⁺.

Под степенью гидролиза подразумевается отношение части соли, подвергшейся гидролизу, к общей концентрации её ионов в растворе. Обозначается

α (или h_гидр); α = (c_гидр/c_общ)·100 %, где c_гидр — число моль гидролизованной соли, c_общ — общее число моль растворённой соли.

Измеряется в процентах или долях единицы. Например, если h_г = 0,1%, то это означает, что из 1000 молекул соли водой разложилась только одна: n = h_г•N/100 = 0,1•1000/100 = 1. Степень гидролиза соли тем выше, чем слабее кислота или основание, её образующие. Степень гидролиза не является константой.

Изменяется с температурой, зависит от концентрации солевого раствора.

Подавление и усиление гидролиза

Если гидролиз – явление нежелательное, то работать следует с концентрированными растворами при пониженных температурах. Полезно также добавить к раствору соли избыток одного из образующихся при гидролизе продуктов (кислоты или щелочи, в зависимости от реакции среды раствора), тем самым способствуя смещению химического равновесия реакции в стону исходных веществ в соответствии с принципом Ле Шателье.

В других случаях степень гидролиза желательно увеличить. Например, чтобы сделать щелочной моющий раствор бельевой соды более активным, мы его нагреваем – степень гидролиза карбоната натрия при этом возрастает.

Учитывая природу реагирующих веществ, для связывания ионов ОН^– к раствору соли можно добавить кислоту, а для связывания ионов Н⁺ – щелочь. Можно также добавить другие соли, гидролизующиеся по противоположному иону. В этом случае происходит взаимное усиление гидролиза обеих солей.