5. Гидролиз солей, образованных слабыми многоосновными кислотами и сильными основаниями

В этих случаях гидролиз идет ступенчато. В первом случае на первых ступенях гидролиза образуются кислые соли, во втором – основные соли.

Рассмотрим гидролиз соли Na₂CO₃, образованной сильным основанием и двухосновной слабой кислотой. Гидролиз этой соли идет по аниону ступенчато:

1-я ступень: Na₂CO₃ + H₂O  NаCO₃+NaOН;

CO₃^2-+ H₂O  HCO₃^- + OH^-;

2-я ступень: NaHCO₃ + H₂O  HCO₃ + NaOН;

HCO₃^- + H₂O  H₂CO₃ + OH^-.

6. Гидролиз солей, образованных сильными кислотами и слабыми

многокислотными основаниями

Например, гидролиз соли FeCl₃, образованной сильной кислотой и трехкислотным основанием, идет по катиону ступенчато:

1-ая ступень: FeCl₃ + H₂O  FeOHCl₂ + HCl;

Fe³⁺ + H₂O  FeOH²⁺ + H⁺;

2-ая ступень: FeOHCl₂ + H₂O  Fe(OH)₂Cl + HCl;

FeOH²⁺ + H₂O  Fe(OH)₂⁺+ H⁺;

3-я ступень: Fe(OH)₂Cl + H₂O  Fe(OH)₃ + HCl;

Fe(OH)₂⁺+ H₂O  Fe(OH)₃ + H⁺.

Как правило, гидролиз таких солей идет практически по первой степени.

7. Совместный гидролиз двух солей, одна из которых образована слабым основанием и сильной кислотой, а другая – сильным основанием и слабой кислотой

Он наблюдается обычно при смешивании растворов солей. Соль А1С1₃ гидролизуется по катиону, а Na₂S – по аниону:

А1³⁺ + HОH  AlOH²⁺ + H⁺;

S^2- + HОH  HS^- + OH^-.

Если растворы этих солей находятся в одном сосуде, то идет взаимное усиление гидролиза каждой из них, так как ионы H⁺ и OH^- образуют молекулу слабого электролита H₂O. При этом гидролитическое равновесие сдвигается вправо и гидролиз каждой из взятых солей идет до конца с образованием А1(ОН)₃ и H₂S. Ионно-молекулярное уравнение:

2А1³⁺ + 3 S^2- + 6 HОH = 2А1(ОН)₃ + 3H₂S;

молекулярное уравнение:

2А1С1₃ + 3Na₂S + 6HОH = 2А1(ОН)₃ + 3H₂S+ 6NaCl.

Соли, гидролизующиеся и по катиону, и по аниону, в рас­творе, как правило, не существуют, так как они полностью разлагаются водой, образуя соответствующие слабое основа­ние и слабую кислоту.

Полнота гидролиза характеризуется степенью гидролиза h, которая показывает отношение числа гидролизованных мо­лекул к общему числу растворенных молекул. Степень гидролиза определяется природой соли, ее концентрацией и температурой. Природа соли проявляется в величине константы гидролиза. Зависимость от концентрации выражается в том, что с разбавлением раствора степень гидролиза увеличивается.

Влияние температуры на степень гидролиза вытекает из принципа Ле Шателье. Все реакции нейтрализации протекают с выделением теплоты, а гидролиз – с поглощением теплоты. Поскольку выход эндотермических реакций с ростом температуры увеличивается, то и степень гидролиза растет с повышением температуры.

В рассмотренных случаях гидролизу подвергается не все количества находящейся в растворе соли, а только часть его, т.е. в растворе устанавливается равновесие между солью и образующими ее кислотой и основанием. Степень гидролиза зависит от константы этого равновесия, а также от температуры и от концентрации соли.

Гидролиз соли, образованной слабой кислотой НА и сильным основанием, характеризуется константой гидролиза К_Г. Запишем уравнение гидролиза в общем виде. Пусть НА – кислота, МОН – основание, МА – образованная ими соль. Уравнение гидролиза будет иметь вид:

МА + HOH  НА + МОН.

Этому равновесию отвечает константа:

К_С = .

Концентрация воды в разбавленных растворах представляет собой практически постоянную величину. Обозначив К_С = K_Г, получим:

K_{Г = .}

Константа гидролиза К_Г характеризует способность данной соли подвергаться гидролизу; чем больше К_Г, тем в большей степени (при одинаковых температуре и концентрации соли) протекает гидролиз.

Степень гидролиза связана с константой гидролиза уравнением, аналогичным закону разбавления Оствальда:

K_Г = h²C_М/(1-h).