Катион слаб.Осн. Анион сил.Кисл.

NH₄⁺ +HOH ↔ NH₄OH + H⁺ рН < 7, среда кислая, сокращенное ионное уравнение реакции

NH₄⁺ +Cl ^- + HOH ↔ NH₄OH + H^- + Cl^- полное ионное уравнение реакции

NH₄Cl+HOH↔NH₄OH+HCl уравнение реакции в молекулярном виде

Рассмотрим гидролиз по катиону и по аниону.

В зависимости от силы основания и кислоты, которыми образованы эти соли, возможны три случая гидролиза.

А. Соль образована слабым основанием и слабой кислотой различной силы.

Примером: цианид аммония – NH₄CN (K_NH4он = 1,8*10^-5, K_HCN=5,0*10^-10)

NH₄CN ↔ NH₄⁺ + CN^-

NH₄ ⁺ + HOH ↔ NH₄OH + H⁺

CN^- + HOH ↔ OH ^- + HCN

NH₄ ⁺ + CN^-+ HOH ↔ NH₄OH + HCN

NH₄CN + HOH ↔ NH₄OH + HCN

Поскольку гидролизу подвергается как анионы, так и катионы, то реакция смещена в правую сторону значительно сильнее, чем это было бы для солей хлорида аммония и цианида натрия.

Поскольку ионы CN^- связывают ионы водорода прочнее, чем ионы NH₄⁺ гидроксид-ионы, концентрация свободных ионов ОН^- в растворе будет выше, чем концентрация ионов Н⁺, и среда станет слабощелочной.

Б. Соль образована слабым основанием и слабой кислотой одинаковой силы.

Примером: ацетат аммония – СН₃СООNH₄ (Константы диссоциации NH₄OH и CH₃COOH практически одинаковы и равны 1,8*10^-5).

СН₃СООNH₄ ↔ СН₃СОО^- + NH₄⁺

СН₃СОО^- + HOH↔CН₃СООН + ОН^-

NH₄⁺ +HOH ↔ NH₄OH + H⁺

СН₃СОО^- + NH₄⁺ +HOH ↔ NH₄OH + CН₃СООН

Поскольку концентрация ацетат-ионов и ионов аммония в растворе одинаковы, а соответствующие кислота и основание равны по силе, то реакция среды будет нейтральной.

В. Соль образованная слабым многокислотным основанием и слабой многоосновной кислотой.

Пример: сульфид алюминия – Al₂S₃.

В таблице растворимости солей соли Al₂S₃ нет, так как при растворении происходит полный гидролиз. В результате этого выпадает студенистый осадок гидроксида алюминия и раствор пахнет сероводородом.

Al₂S₃↔ 2Al³⁺ + S^2-

Al³⁺ + HOH ↔AlOH²⁺ + H⁺

S^2- + HOH ↔ HS^- + OH^-

Al₂ S₃ + 6HOH ↔ 2Al(OH)₃ + 3H₂S

В результате в растворе не накапливаются в избыточном количестве ни ионы Н⁺, ни ионы ОН^-, и гидролиз не останавливается на первых стадиях, а протекает дальше, вплоть до образования конечных продуктов – гидроксида алюминия и сероводородная кислота.

Таким образом, для таких солей происходит глубокий гидролиз, который часто протекает до конца.

Таблица 1

Уравнения для расчета констант, степеней гидролиза и рН растворов гидролизирующих солей.

Тип соли	Константа гидролиза Кг	Степень гидролиза, h	рН раствора
Соль слабой кислоты и сильного основания			7+½ рКкисл + ½ lg Cсоли
Соль сильной кислоты и слабого основания			7 - ½ рКонов - ½ lg Cсоли
Соль слабого основания и слабой кислоты			7 +½ рКкисл - ½ рКосн

1.2. Экспериментальная часть.

Опыт 1. Влияние температуры на степень гидролиза.

1.1. Налить в пробирку до половины объема дистиллированной воды и внести в нее небольшое количество кристаллического ацетата натрия.

После растворения кристаллов соли добавить 1-2 капли фенолфталеина. Раствор окрашивается в очень слабый розовый цвет или может быть бесцветным.

Написать ионное уравнение гидролиза этой соли. Какую величину рН имеет раствор соли (рН>7 или рН<7)?

1.2. Перелить половину объема раствора в другую пробирку и нагреть ее в пламени горелки. Ответить на вопросы:

- Как изменится интенсивность окраски раствора при нагревании?

- В каком направлении смещается равновесие гидролиза при повышении температуры?

1.3. Охладить пробирку в холодной воде под водопроводным краном. Что наблюдается?

- В каком направлении смещается равновесие гидролиза при охлаждении раствора?

- Сделать общий вывод о влиянии температуры на степень гидролиза соли.

- Объяснить причину влияния температуры на степень гидролиза солей.