Константа диссоциации h2co3 поIступени превышает константу диссоциацииHco3- на несколько порядков. Так как Ккисл1»Ккисл2, то Кг1 »Кг2.

4) Если соль образована катионом слабого основания и анионом слабой кислоты, то происходит гидролиз и по катиону и по аниону одновременно (поляризующим действием обладает и катион и анион соли). Примером может служить процесс гидролиза соли ацетата аммония:

а) в молекулярной форме

CH₃COONH₄ + H₂O CH₃COOH + NH₄OH ;

б) в ионно-молекулярной форме

CH₃COO^- + NH₄⁺ + H₂O CH₃COOH +NH₄OH .

Реакция и pH раствора определяется в данном случае силой образующихся слабых кислот и оснований. В этом случае константа электролитической диссоциации при 25⁰С.

К_NH4OH = 1,79 _* 10^-5

К_CH3COOH = 1,86 _* 10^-5,

то есть почти одинаковы, связывание ионов H⁺ и OH^- происходит в равной степени, а поэтому и реакция раствора остаётся практически нейтральной

pH ≈ 7.

Таким образом, среда раствора зависит от соотношения константы диссоциации основания и константы диссоциации кислоты, которые получаются в результате гидролиза.

Если константа диссоциации основания больше константы диссоциации кислоты, то среда щёлочная (pH > 7).

Например, гидролиз соли NH₄CN.

NH₄CN + H₂O NH₄OH + HCN

NH₂⁺ + CN^- + H₂O NH₄OH + HCN

В этом случае константа электролитической диссоциации при 25 ⁰С

К_NH4OH = 1,79 _* 10^-5

К_HCN = 7,9*10^-10

Так как Косн> Ккисл, то среда щёлочная иpH > 7.

Если константа диссоциации кислоты больше константы диссоциации основания, то среда кислая (pH < 7).Например, гидролиз солиFe(CH₃COO)₃:

Fe(CH₃COO)₃ + H₂O Fe(OH)₃↓ + CH₃COOH

Fe³⁺ + 3CH₃COO- + H₂O Fe(OH)₃↓ +CH₃COOH

В этом случае константа электролитической диссоциации при 25 0с:

К_CH3COOH = 1,86 _* 10^-5

К_Fe(OH)3 = 2,4*10^-23

Так как Ккисл> Косн, то среда кислая иpH < 7.

Охарактеризуем количественно гидролиз соли, образованной слабым основанием и слабой кислотой. Запишем уравнение гидролиза в ионно-молекулярной форме:

CH₃COO^- + NH₄⁺ + H₂O CH₃COOH + NH₄OH

По закону действующих масс константа равновесия этой реакции будет иметь вид

К_р = ; (29)

концентрация воды в растворе соли есть величина постоянная [H₂O] = const, поэтому

К_г = К_р[H₂O] = (30)

Умножим и числитель и знаменатель на ионное произведение воды

КH₂O = [H⁺] _* [OH^-] (31)

Тогда уравнение (30) можно записать таким образом:

Кг = (32)

, (33)

, (34)

где К_кисл – константа диссоциации CH₃COOH, а К_осн – константа диссоциации NH₄OH.

Итак, в данном случае

Кг = . (35)

Из полученного уравнения следует, что константа гидролиза тем больше, чем больше K_H2O, чем меньше константа диссоциации кислоты (К_кисл) и основания (К_осн), то есть чем слабее кислота и основание, образующие соль, подвергающуюся гидролизу.

Гидролиз представляет собой в большинстве случаев обратимый процесс, следовательно, может установиться равновесие.

Рассмотрим это на примере гидролиза хлорида сурьмы (III) SbCI₃:

I стадия:

а) в молекулярной форме

SbCI₃ + H₂O Sb(OH)CI₂↓+HCI;

б) в ионно-молекулярной форме

Sb³⁺ + 3CI^- + H₂O [Sb(OH)]²⁺ + 2CI^- + H⁺ + CI^-;

в) в краткой ионно-молекулярной форме

Sb³⁺+ H₂O [Sb(OH)]²⁺ + H⁺.

II стадия:

а) в молекулярной форме

Sb(OH)CI₂ + H₂O Sb(OH)₂CI + HCI;

б) в ионно-молекулярной форме

[Sb(OH)]²⁺ + 2CI^- + H₂O [Sb(OH)₂]⁺ + CI^- + H⁺ + CI^-;

в) в краткой ионно-молекулярной форме

[Sb(OH)]²⁺ + H₂O [Sb(OH)₂]⁺ + H⁺.