7.6. Гидролиз солей

Гидролизом¹ называют реакции обменного взаимодействия веществ с водой. Гидролиз соли называют процесс взаимодействия ионов соли с молекулами воды, в результате которого образуются слабодиссоциирующие молекулы или ионы.

При этом имеет место смещение равновесия электролитической диссоциации воды:

Н₂О Н⁺ + ОН^–,

вследствие связывания одного из её ионов (или обоих) ионам (ионами) растворённой соли.

При растворении соли, образованной сильным основанием и сильной кислотой (например, NaCl), равновесие диссоциации воды существенно не смещается, так как ионы такой соли не могут образовать с ионами Н⁺ и ОН^– малодиссоциированных веществ. Поэтому в системе

NaCl + НОН NаОН + НСl

единственным малодиссоциированным веществом остается сама вода. В результате равновесие реакции почти полностью смещено влево, т. е. гидролиз NaCl практически не происходит и раствор не содержит заметного избытка ни ионов Н⁺, ни ионов ОН^–.

При растворении соли сильного основания и слабой кислоты (например, СН₃СООNа) будут частично связываться ион Н⁺, при растворении соли слабого основания и сильной кислоты (например, NН₄С1) будут частично связываться ионы ОН^– по схемам:

СН₃СОО^– + НОН СН₃СООН + ОН^–;

NН₄⁺ + НОН NН₃·Н₂О + Н⁺.

Так как и СН₃СООН, и NН₃·Н₂О гораздо более диссоциированы, чем вода, оба эти равновесия сильно смещены влево. Гидролиз идёт, но в незначительной степени:

СН₃СООNа + НОН СН₃СООН + NаОН;

NН₄С1 + НОН NН₃·Н₂О + НС1.

Первый раствор содержит некоторый избыток ионов ОН^–, а второй – ионов Н⁺.

Если оба образующие соль вещества (основание и кислота) малодиссоциирующие, то равновесие гидролиза должно быть смещено вправо сильнее, например:

СН₃СОONН₄ + НОН СН₃СООН + NН₃·Н₂О.

Реакция растворов солей зависит от относительной силы кислоты и основания. При равной их силе она может быть и нейтральной, что имеет место, например, при гидролизе СН₃СОONН₄. Таким образом, нейтральна реакция раствора сама по себе ещё не доказывает отсутствия гидролиза соли.

При гидролизе солей, содержащих в своём составе многозарядный ион слабого электролита (основания или кислоты) и однозарядный ион сильного электролита (например, СuCl₂ и Nа₂СО₃), образуются, как правило, соответственно оснóвные или кислотные соли:

СuС1₂ + НОН СuОНС1 + НС1,

или

Сu²⁺ + НОН СuОН⁺ + Н⁺;

Na₂СO₃ + НОН NaНСO₃ + NаОН,

или

СО₃^2– + НОН НСО₃^– + ОН^–.

Дальше (до образования свободного слабого основания или слабой кислоты) гидролиз обычно не идёт из-за накопления в растворе соответственно ионов Н⁺ или ОН^–. Только если оснóвные или кислотные свойства многозарядного компонента выражены крайне слабо, гидролиз идёт практически до конца (необратимый гидролиз), например сульфида алюминия:

Al₂S₃ + HOH = Al(OH)₃↓ + H₂S↑.

Степень гидролиза (т. е. выражаемое обычно в процентах отношение молярной концентрации подвергшейся гидролизу соли к исходной её молярной концентрации, обозначаемое латинской буквой h: ) зависит в первую очередь от химической природы составляющих данную соль ионов.

В большинстве случаев степень гидролиза солей невелика. Так, в 0,1 М (молярных) растворах СН₃СОONa и NН₄С1 она составляет при 25 °С около 0,01 %, т. е. гидролизована только одна молекула из каждых десяти тысяч. Если и основание, и кислота слабые, степень гидролиза заметно повышается, и например, для СН₃СООNН₄ она при тех же условиях составляет уже около 0,5 %.

Значительно повышается степень гидролиза в случае очень слабых кислот или оснований, достигая, например, для 0,1 М (молярного) раствора NаСN около 1,5 %.

Наконец, гидролиз солей, образованных очень слабыми основаниями и очень слабыми кислотами, нередко протекает практически полностью, например гидролиз ацетата олова(II):

Sn(CH₃COO)₂ + 2H₂O = Sn(OH)₂↓ + 2CH₃COOH.