Гидролиз солей. среда водных растворов: кислая, нейтральная, щелочная

Реакции гидролиза солей

Если слабого электролита в результате взаимодействия с водой не образуется, то реакция гидролиза просто не идет. Это происходит в том случае, если соль образована катионом сильного основания и анионом сильной кислоты (например NaCl, K₂SO₄, NaNO₃). Их водные растворы нейтральны (pH=7):

NaNO₃+H₂O= (не идет)NaOH+HNO₃ – реакция не идет

Во всех остальных случаях реакция гидролиза идет:

соль образована катионом слабого основания и анионом сильной кислоты: например, соли хлорид аммония NH4Cl, нитрат цинка Zn(NO3)2.

(function(w, n) {
w = w || [];
w.push({
ownerId: 326810,
containerId: ‘adfox_predmety_640x290_2’,
params: {
pp: ‘h’,
ps: ‘eizi’,
p2: ‘gyov’,
pk: __clADF__.state,
}
});
})(window, ‘adfoxAsyncParams’);
Их водные растворы имеют кислую реакцию (pH меньше 7).

Пример гидролиза солей хлорида аммония:

NH₄Cl+H₂O=NH₄OH+HCl

NH₄+Cl+H₂O=NH₄OH+H+Cl

NH₄+H₂O+NH₄OH+H

NH₄OH – слабый электролит

Рис. 2. Хлорид аммония.

• соль образована катионом сильного основания и анионом слабой кислоты: например, соли ацетат натрия CH₃COONa, карбонат натрия (сода) Na₂CO₃. Их водный раствор имеет щелочную реакцию (pH больше 7), гидролиз идет по аниону соли, по первой ступени. Например, карбонат натрия Na₂CO₃ диссоциирует в водном растворе на ионы натрия и карбонат-ионы, далее карбонат-ионы реагируют с водой.
• наиболее полному гидролизу подвергаются хорошо растворимые соли, образованные катионом слабого основания и анионом слабой кислоты: например, ацетат аммония CH₃COONH₄. В этом случае гидролиз идет до конца и по аниону, и по катиону, а характер среды практически нейтральный. Гидролиз ацетата аммония протекает согласно уравнению:CH

₃COO- +NH₄+ +H₂O=CH₃COOH + NH₄OH

Раствор ацетата аммония практически нейтрален (pH=7), так как константы диссоциации уксусной кислоты и гидроксида аммония практически одинаковы

В рамках ионной теории Аррениуса механизм протекания гидролиза объясняется следующим образом. Вода, хотя и в незначительной степени, диссоциирует на ионы H+ и ОН-. Если в результате гидролиза образуется малодиссоциирующее основание, то часть ионов ОН- оказываются связанными, а равное им количество ионов Н+ – свободными, что и обуславливает кислую реакцию раствора. Наоборот, если в результате гидролиза связывается часть ионов Н+, то равное им количество ионов ОН- остается свободным, что и обуславливает щелочную среду раствора.

Рис. 3. Теория Аррениуса.

Что мы узнали?

В 11 классе по химии подробно изучается тема «Гидролиз солей». В данной статье дается определение гидролиза, а также разъяснения в каких случаях реакция гидролиза может происходить, а в каких реакция отсутствует.

Тест по теме

1. Вопрос 1 из 10

Начать тест(новая вкладка)

Гидролиз солей

Растворимые в воде соли практически полностью диссоциируют на ионы. В некоторых солях катионы более реакционноспособны по сравнению с анионами, и они реагируют с водой с образованием ионов H+. Таким образом, раствор приобретает кислую среду:

M++H2O→MOH+H+M^+ + H_2O → MOH + H^+M++H2​O→MOH+H+

В других солях анионы могут быть более реакционноспособными по сравнению с катионами, и они реагируют с водой с образованием ионов ОН-. Таким образом, раствор становится щелочным:

A−+H2O→HA+OH−A^-+ H_2O → HA + OH^-A−+H2​O→HA+OH−

Процесс гидролиза соли фактически является обратной нейтрализацией:

Поскольку природа катиона или аниона соли определяет, будет ли ее раствор кислым или щелочным, целесообразно рассмотреть все четыре возможные комбинации.

Соли сильных кислот и слабых оснований

Раствор такой соли является кислым. Катион соли, пришедший из слабого основания, является реакционноспособным. Он реагирует с водой с образованием слабого основания и ионов H+.

B++H2O→BOH+H+B^+ + H_2O → BOH + H^+B++H2​O→BOH+H+

Пример 1

Рассмотрим, например, NH4ClNH_4ClNH4​Cl. Он полностью ионизован в воде на ионы NH4+NH_4^+NH4+​ и Cl−Cl^-Cl−. Ионы реагируют с водой с образованием слабого основания (NH4OH)(NH_4OH)(NH4​OH) и ионов H+H^+H+.

NH4++H2O→NH4OH+H+NH^+_4 + H_2O → NH_4OH + H^+NH4+​+H2​O→NH4​OH+H+

Таким образом, концентрация ионов водорода возрастает, и раствор становится кислым.

Соли слабых кислот и сильных оснований

Раствор такой соли является щелочным. Анион соли реагирует с водой с образованием слабых ионов кислоты и OH-ионов.

A−+H2O→HA+OH−A^- + H_2O → HA + OH^-A−+H2​O→HA+OH−

Пример 2

Рассмотрим, например, соль CH3COONaCH_3COONaCH3​COONa. Он полностью ионизирует в воде, чтобы дать ионы CH3COO−CH_3COO^-CH3​COO− и Na+Na^+Na+. CH3COO−CH_3COO^-CH3​COO− ионы реагируют с водой с образованием слабых кислот, ионов CH3COOHCH_3COOHCH3​COOH и OH−OH^-OH− ионов.

CH3COO−+H2O→CH3COOH+OH−CH_3COO^- + H_2O → CH_3COOH + OH^-CH3​COO−+H2​O→CH3​COOH+OH−

Таким образом, концентрация ионов OH-ионов возрастает, раствор становится щелочным.

Соли слабых кислот и слабых оснований

В случае соли такого типа гидролиз происходит максимально, так как катион и анион являются реакционноспособными и реагируют с водой с образованием ионов H+ и OH-. Образованный раствор, как правило, остается нейтральным, но он может быть либо слабо кислым, либо слабощелочным, если обе реакции происходят с разными скоростями.

Пример 3

Рассмотрим, например, соль CH3COONH4CH_3COONH_4CH3​COONH4​. Она диссоциирует на ионы ионы CH3COO−CH_3COO^-CH3​COO− и ионы NH4+NH_4^+NH4+​, которые реагируют с водой:

CH3COO−+H2O→CH3COOH+OH−CH_3COO^- + H_2O → CH_3COOH + OH^-CH3​COO−+H2​O→CH3​COOH+OH−

NH4++H2O→NH4OH+H+NH^+_4 + H_2O → NH_4OH + H^+NH4+​+H2​O→NH4​OH+H+

Когда pKa = pKb, pH = 7, то есть раствор соли будет нейтральным.

Когда pKa > pKb. Раствор будет щелочным, так как кислота будет немного слабее, чем основание, а значение pH будет больше 7.

В случае pKa < pKb раствор будет кислым, так как кислота относительно сильнее основания, а pH будет меньше 7.

Соли сильных кислоты и сильных оснований

Такая соль, например NaClNaClNaCl, не подвергается гидролизу, так как ионы не реагируют. Таким образом, раствор будет нейтральным.

Типы гидролиза и примеры уравнений

Поскольку он идет по слабым компонентам, то возможны три вида этого процесса: по катиону или аниону и совместный.

Рассмотрим каждый из этих типов по отдельности.

По катиону

В этом случае с водой реагирует катион слабого соединения. При этом выделяется большое количество протонов водорода и среда раствора становится кислой, т.е рН приближается к низким значениям.

Рассмотрим гидролиз сульфата меди:

CuSO₄ = Cu2+ + SO₄2-

                        Cu2+  + HOH = (CuOH)+ + H+

(CuOH)+ + HOH = Cu (OH)₂ + H+

Степень процесса будет увеличиваться с повышением заряда ядра катиона.

К этому же типу относится гидролиз хлорида цинка, нитрата аммония, хлорида аммония, сульфата алюминия и других соединений.

По аниону

Здесь с водой уже реагирует анион слабого электролита. Среда при этом становится щелочной, т. е. рН раствора стремится к 14.

Карбонат натрия:

Na₂CO₃ = 2Na+ + ( CO₃)2-

(CO₃)2- + HOH = (HCO₃)— + OH—

                        (HCO₃)— + HOH = H₂CO₃ + OH—

Степень такой реакции будет увеличиваться с понижением электроотрицательности анионов.

К нему же относится гидролиз фосфата натрия, сульфида калия и других подобных соединений.

Совместный

Он протекает в том случае, когда и катион и анион являются ионами слабых электролитов. При этом при равнозначности степени процесса по каждому компоненту будет возникать нейтральная среда (рН = 7).

К нему можно отнести гидролиз ацетата аммония, сульфида алюминия и других подобных соединений.

Рассмотрим подробней на примере Al₂S₃.

Al₂S₃ = 2Al3+ + 3S2-

Al3+ + 3HOH = Al(OH)₃ + 3H+

S2-  + 2HOH = H₂S + 2OH—

В общем виде:

2Al3+ + 6HOH + 3S2-  + 6HOH = 2Al(OH)₃ + 6H+ + 3H₂S + 6OH—

Или

2Al3++ 3S2-  + 6HOH = 2Al(OH)₃ + 3H₂S

Практическое применение и значение

Реакции разложения водой распространены в природе, а человек нашел им применение в быту и в производстве:

• Они применяются для очищения воды от железа способом аэрации. Сквозь воду пропускают кислород, который окисляет растворенный в ней Fe(HCO3)2 до соли железа (III). Такая соль гидролизуется практически полностью. При этом выпадают в осадок нерастворимые кристаллы Fe(OH)3.
• Применяют этот процесс для удаления и других примесей из воды. Для этого добавляют соли алюминия. Если присутствуют гидрокарбонат-ионы, происходит их полное разложение, получается полигидрат оксида железа, который коагулирует и осаждается, собирая на себя примеси.
• Ферментативное разложение органических веществ происходит при пищеварении. Расщепление водой в присутствии ферментов используют также для производства пищевых продуктов, лечебного питания, лекарств. Например, белковые гидролизаты применяют для парентерального (внутривенного) питания больных.
• Разложение водой органических веществ имеет значение в химии, а именно в химической промышленности. Из крахмала получается глюкоза и патока, а при разложении водой целлюлозы — этанол. Разлагая водой торф, получают кормовые дрожжи, воск, удобрения.
• На этом процессе основана работа моющих средств. Мыло, например, распадается на ионы Na и углеводородный остаток. В жесткой воде сложно получить хорошую мыльную пену. В такой воде, где много ионов кальция и магния, они вступают во взаимодействие с углеводородным остатком, образуя плохо растворимые соединения.
• С помощью такой реакции можно обнаружить присутствие ионов висмута, сурьмы, бериллия.

Степень гидролиза

От чего зависит эта величина?

• Чем более слабая кислота или основание, при взаимодействии которых получилась соль, тем больше h_гидр.
• Температура раствора. Чем он холоднее, тем меньше вещество способно гидролизоваться.
• Концентрация раствора. Если сильнее развести раствор водой, степень повышается — по принципу Ле-Шателье, идет сдвиг равновесия к продуктам.
• Наличие катализаторов. Это особенно характерно для органики.

У соединения сильной кислоты и основания степень нулевая (разложения не происходит), а у слабых эта величина велика (почти вся соль гидролизуется).

Еще одна характеристика такого процесса разложения— константа гидролиза К_g. Это константа равновесия для гидролиза. Она показывает, насколько вещество склонно гидролизоваться.

Константу можно выразить через степень:

К_g = h_гидр2*С/(1-h_гидр)

Обычно h_гидр — очень маленькое число, поэтому соотношение можно упростить: К_g = h_гидр2*С. Это соотношение справедливо для неорганических солей.

Константа гидролиза

Виды

То, как пойдет процесс, зависит от свойств основания и кислоты, образовавших конкретное соединение.

Константа гидролиза

Виды гидролиза:

1. По катиону и аниону. Соединение слабого основания и слабой кислоты, органическое или неорганическое, разлагается и по положительному, и по отрицательному иону. Получившийся раствор может иметь слабощелочную, слабокислую или нейтральную среду.
2. По катиону. Разложение неорганических солей слабого основания и сильной кислоты проходит по катиону. Он соединяется с гидроксильным ионом ОН. Оставшиеся положительно заряженные частицы Н делают раствор кислотным. Так гидролизуется, например, сернокислая медь CuSO4.
3. По аниону. Способность гидролизоваться по отрицательному иону свойственна солям сильных оснований и слабых кислот. Отрицательный ион кислотного остатка объединяется с частицей Н+ из Н2О, остается избыточное количество гидроксид-ионов. Поэтому pH в полученном растворе станет щелочным. Пример — KNO2. Если он прореагирует с Н2О, получится гидроксид калия KOH и азотистая кислота HNO2.
4. Щелочной. Этот тип процесса характерен для органических соединений. Они гидролизуются в присутствии щелочи. Например, в присутствии NaOH гидролизуется C5H11Cl.
5. Кислотный. Процесс в присутствии сильных неорганических кислот (серной, соляной) характерен только для органических соединений, таких как сложные эфиры.
6. Ферментативный. Ферменты (энзимы) выступают катализаторами для расщепления биополимеров: белков, жиров, липоидов, крахмалов, гликогена и других. Именно такие процессы проходят в пищеварительном тракте.
7. Ступенчатый гидролиз. Разложение в несколько стадий происходит, когда с H2O реагирует соль многоосновной кислоты или многокислотного основания. Сначала проходит разложение исходное соединение, возникает новая соль, она затем также гидролизуется. Таких ступеней может быть несколько. Na2CO3 — результат взаимодействия сильного основания и слабой кислоты. На первой стадии она разлагается по аниону, и получается NaHCO3. Далее идет ее сольволиз в водном растворе, получается слабая кислота H2CO3.

Страницы

• Главная страница
• ОСНОВЫ ОБЩЕЙ ХИМИИ
• 1.1 Важнейшие классы неорганических веществ
• 2.1 Вещества. Атомы
• 2.2 Размеры атомов
• 2.3 Молекулы. Химические формулы
• 2.4 Простые и сложные вещества
• 2.5 Валентность элементов
• 2.6 Моль. Молярная масса
• 2.7 Закон Авогадро
• 2.8 Закон сохранения массы веществ
• 2.9 Вывод химических формул
• 3.1 Строение атома. Химическая связь
• 3.2 Строение атома
• 3.4 Строение электронной оболочки атома
• 3.5 Периодическая система химических элементов
• 3.6 Зависимость свойств элементов
• 3.7 Химическая связь и строение вещества
• 3.8 Гибридизация орбиталей
• 3.9 Донорно-акцепторный механизм образования
• 3.10 Степени окисления элементов
• 4.1 Классификация химических реакций
• 4.2 Тепловые эффекты реакций
• 4.3 Скорость химических реакций
• 4.4 Необратимые и обратимые реакции
• 4.5 Общая классификация химических реакций
• НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ
• 5.1 Растворы. Электролитическая диссоциация
• 5.2 Количественная характеристика состава растворов
• 5.3 Электролитическая диссоциация
• 5.4 Диссоциация кислот, оснований и солей
• 5.5 Диссоциация воды
• 5.6 Реакции обмена в водных растворах электролитов
• 5.7 Гидролиз солей
• 6.1 Важнейшие классы неорганических веществ
• 6.2 Кислоты, их свойства и получение
• 6.3 Амфотерные гидроксиды
• 6.4 Соли, их свойства и получение
• 6.5 Генетическая связь между важнейшими классами
• 6.6 Понятие о двойных солях
• 7.1 Металлы и их соединения
• 7.2 Электролиз
• 7.3 Общая характеристика металлов
• 7.4 Металлы главных подгрупп I и II групп
• 7.5 Алюминий
• 7.6 Железо
• 7.7 Хром
• 7.8 Важнейшие соединения марганца и меди
• 8.1 Неметаллы и их неорганические соединения
• 8.2 Водород, его получение
• 8.3 Галогены. Хлор
• 8.4 Халькогены. Кислород
• 8.5 Сера и ее важнейшие соединения
• 8.6 Азот. Аммиак. Соли аммония
• 8.7 Оксиды азота. Азотная кислота
• 8.8 Фосфор и его соединения
• 8.9 Углерод и его важнейшие соединения
• 8.10 Кремний и его важнейшие соединения
• ОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ
• 9.1 Основные положения органической химии. Углеводороды
• 9.2 Электронные эффекты заместителей в органических соединениях
• 9.3 Предельные углеводороды (алканы)
• 9.3.1 Насыщенные УВ. Метан
• 9.4 Понятие о циклоалканах
• 9.5 Непредельные углеводороды
• 9.6 Диеновые углеводороды (алкадиены)
• 9.7 Алкины
• 9.8 Ароматические углеводороды
• 9.9 Природные источники углеводородов
• 10.1 Кислородсодержащие органические соединения
• 10.2 Фенолы
• 10.3 Альдегиды
• 10.4 Карбоновые кислоты
• 10.5 Сложные эфиры. Жиры
• 10.6 Понятие о поверхностно-активных веществах
• 10.7 Углеводы
• 11.1 Амины. Аминокислоты
• 11.2 Белки
• 11.3 Понятие о гетероциклических соединениях
• 11.4 Нуклеиновые кислоты
• 12.1 Высокомолекулярные соединения
• 12.2 Синтетические волокна

Гидролиз

Реакции гидролиза можно разделить на обратимые и необратимые.

Необратимому гидролизу по катиону и аниону подвергаются соли образованные слабым нерастворимым основанием и слабой кислотой. В таблице растворимости они отмечаются либо прочерком либо знаком вопроса.

Al2S3 + 6H2O = 2Al(OH)3↓+ 3H2S

Такая соль не может быть получена в результате реакции обмена:

Необратимому гидролизу подвергаются многие бинарные (двухэлементные) соединения — нитриды, фосфиды, карбиды, силициды, гидриды.

Li3N + 3H2O = 3LiOH + NH3

Zn3P2 + 6H2O = 3Zn(OH)2↓+ 2PH3

CaC2 + 2H2O = Ca(OH)2 + C2H2

Al4C3 + 12H2O = 4Al(OH)3↓+ 3CH4

Mg2Si + 4H2O = 2Mg(OH)2↓+ SiH4

CaH2 + 2H2O = Ca(OH)2 + 2H2

Чтобы рассматривать обратимый гидролиз необходимо помнить, какие кислоты и основания считаются сильными, а какие — слабыми.

Сильные кислоты: HCl, HBr, HI, HNO3, H2SO4, HClO4(хлорная кислота — соли перхлораты), HClO3(хлорноватая кислота — соли хлораты)

Слабые кислоты: HF, HNO2, H2S, H2SO3, H2CO3, H2SiO3, H3PO4, HCN, CH3COOH

Сильные основания: LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, FrOH, Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2 — все гидроксиды металлов I и II групп главных подгрупп кроме бериллия и магния

Слабые основания: NH4OH и все нерастворимые основания

Рассмотрим обратимый гидролиз соли сильного основания NaOH и слабой кислоты H2CO3. К аниону слабой кислоты присоединяется ион водорода молекулы воды, а гидроксогруппа остается свободной и обуславливает щелочную реакцию среды.

Такой гидролиз называют гидролизом по аниону

Рассмотрим обратимый гидролиз соли слабого основания Zn(OH)2 и сильной кислоты HCl. К катиону слабого основания присоединяется гидроксид-ион молекулы воды, а ион водорода остается свободным и обуславливает кислую реакцию среды.

  Такой гидролиз называют гидролизом по катиону

Рассмотрим обратимый гидролиз соли слабого основания NH4OH и слабой кислоты CH3COOH. К катиону слабого основания присоединяется гидроксид-ион молекулы воды, а ион водорода присоединяется к аниону слабой кислоты. Реакция среды зависит от констант диссоциации слабой кислоты и слабого основания.  В данном случае они примерно равны и реакция среды — нейтральная.

  Такой гидролиз называют гидролизом по катиону и аниону

Соль, образованная сильным основанием и сильной кислотой, гидролизу не подвергается.

НЕ ПОДВЕРГАЮТСЯ ГИДРОЛИЗУ НЕРАСТВОРИМЫЕ СОЛИ!!!

Например, CaCO3 — карбонат кальция, CuS — сульфид меди (II)

Следует иметь ввиду, что несмотря на то, что мы говорим: соль образована сильным основанием и слабой кислотой или сильной кислотой и слабым основанием реакция среды соли будет слабо щелочной или слабо кислой. Пусть слова «сильная кислота» и «сильное основание» не сбивают вас с толку!

Примеры заданий.

Выполнение заданий этого типа всегда надо начинать с рассмотрения таблицы растворимости! 

1. Установите соответствие между формулой соли и характером среды её разбавленного водного раствора.

ФОРМУЛА СОЛИ

А) Ca(NO3)2

Б) Na2SO3

В) K3PO4

Г) (NH4)2SO4

СРЕДА РАСТВОРА

1) нейтральная     2) сильно кислая    3) слабо кислая    4) щелочная

Решение:

В таблице растворимости находим «Р», т.е. все соли растворимы, существуют в водном растворе, следовательно можно определять реакцию среды.

Ca(NO3)2 — соль образована сильным основанием Ca(OH)2 и сильной кислотой HNO3, значит реакция среды — нейтральная. Ответ 1.

Na2SO3 — соль образована сильным основанием NaOH и слабой кислотой H2SO3, значит реакция среды — щелочная. Ответ 4.

K3PO4 — соль образована сильным основанием KOH и слабой кислотой H3PO4, значит реакция среды — щелочная. Ответ 4.

(NH4)2SO4 — соль образована слабым основанием NH4OH и сильной кислотой H2SO4, значит реакция среды — кислая. Вы должны помнить, что гидролиз в данном случае — обратимая реакция, и количество ионов водорода незначительно, поэтому реакция среды — слабо кислая. Ответ 3.

Общий ответ: 1443

2. Установите соответствие между формулой соли и отношением её к гидролизу.

ФОРМУЛА СОЛИ

А) BaSO4

Б) CuCO3

В) K2S

Г) Fe2(SO4)3

ОТНОШЕНИЕ К ГИДРОЛИЗУ

1) гидролизуется по катиону     2) гидролизуется по аниону    

3) гидролизуется по катиону и аниону     4) гидролизу не подвергается    

Решение:

BaSO4 — в таблице растворимости стоит «Н», т.е. сульфат барияне растворим, в водном растворе практически нет ионов и соль не гидролизуется. Ответ 4.

CuCO3 — в таблице растворимости стоит прочерк «-«, значит в воде соль разлагается, т.е. гидролизуется по катиону и аниону. Ответ 3.

Две оставшиеся соли растворимы «Р».

K2S — соль образована сильным основанием KOH и слабой кислотой H2S, значит гидролизуется по аниону. Ответ 2.

Fe2(SO4)3 — соль образована нерастворимым слабым основанием Fe(OH)3 и сильной кислотой H2SO4, значит гидролизуется по катиону. Ответ 1.Общий ответ: 4321

Типы гидролиза солей

1. Для солей, которые включают слабое основание и сильную кислоту, свойственен гидролиз по катиону.

   К примеру CuCl₂,  —  это средняя соль. Состав представлен слабым основанием Cu(OH)₂   (нерастворимым в воде) и сильной кислотой HCl.

   Все растворимые соли считаются сильными электролитами, вследствие этого при растворении в воде всецело диссоциируют на ионы.

   Раствор представляет собой частичную диссоциацию молекулы воды и абсолютное разложение на ионы хлорида меди (II). OH- анионы объединяются с катионом  Cu2+ и образуют нерастворимое соединение, которое не диссоциирует на ионы. Ионы H+  и Cl-связываются в молекулу сильного электролита – соляную кислоту. В итоге получается накопление в растворе ионов H+, которые обеспечивают, кислую реакцию среды раствора и изменение цвета индикаторов. Индикатор может быть метиловым оранжевым. В нейтральной среде имеет оранжевый цвет, в кислой окрашивается в красный.

   Представляем процесс в виде уравнений реакции: 1) Cu2+ + H₂O  = Cu(OH)₂ ↓ + 2H+ — сокращенное ионное  уравнение  2) Cu2+ + 2Cl- + 2H₂O  = Cu(OH)₂ ↓ + 2H+ + 2Cl-— полное ионное уравнение 3) CuCl₂+ 2H₂O  = Cu(OH)₂ ↓ + 2HCl— молекулярное уравнение реакции

2. Для солей, которые включают сильное основание и слабую кислоту, характерен гидролиз по аниону.

   К примеру, Na₂CO₃ представляет собой соль, образованную сильным основанием NaOH (водорастворимым) и слабой кислотой H₂CO₃.

   Когда карбонат натрия растворяется в воде, он полностью распадается на ионы, а молекулы воды отчасти диссоциируют на ионы. В итоге процесса гидролиза ионы Na+ и OH- объединяются и получается сильный электролит гидроксид натрия. В растворе накапливается избыточное общее количество гидроксильных анионов OH-, которые свойственны для щелочной реакции среды. Катионы H+ и анионы CO32-  образуют слабую углекислоту, которая в растворе распадается на воду и углекислый газ. 

   Углекислота очень слабая, в растворе распадается на H₂O и CO₂.

   Уравнение будет выглядеть так:

3. Гидролиз по катиону и аниону характерен для солей, которые состоят из слабого основания и слабой кислоты.

   Например, (NH₄)₂S представляет собой среднюю соль, образованную слабым основанием NH₄OH  и слабой кислотой H₂S. 

   При растворении сульфида аммония в водном растворе происходит образование малодиссоциирующих веществ-гидроксида аммония и сероводорода. В растворе остаются лишь только молекулы воды, растворная среда станет нейтральной.

4. Гидролизу не подвергается соль, состоящая из сильного основания и сильной кислоты.

   Например, BaCl₂ представляет собой соль, образованную сильным основанием Ba(OH)₂ (водорастворимым) и сильной кислотой HCl.

   Представленный тип солей не содержит кислотных остатков и катионов металлов, реагирующих с водой, т. е. способных влиять на РН водного раствора. Консистенции таких солей имеют нейтральную реакционную среду. В процессе растворения в воде образуются сильные электролиты, полностью распадающиеся на ионы.

Процессы диссоциации и гидролиза считаются обратимыми и подчиняются совокупным закономерностям смещения химического равновесия. Данные процессы возможно усиливать и замедлять, добавляя в раствор одноименный ион, разбавляя раствор или же нагревая его.

Для составления уравнений гидролиза солей существует конкретный алгоритм:

1. Запишите формулу соли и определите ее растворимость в воде, применяя таблицу растворимости солей, кислот и оснований в воде.
2. В случае если соль растворима, составьте уравнение диссоциации
3. Определите состав соли
4. Сделайте вывод, какой из ионов соли подвергается гидролизу:
5. Составляем  краткое ионное уравнение
6. Определите среду и рН раствора соли. Если в кратком ионном уравнении появляется 2H+— кислый раствор среды, рН OH-

   В данном случае среда является кислой. 

   , то среда в растворе щелочная, рН > 7.

7. Составьте полное ионное уравнение соли
8. Составим молекулярное уравнение гидролиза

Смотри также:

• Классификация химических реакций в неорганической и органической химии
• Тепловой эффект химической реакции. Термохимические уравнения
• Скорость химической реакции, ее зависимость от различных факторов
• Обратимые и необратимые химические реакции. Химическое равновесие. Смещение химического равновесия под действием различных факторов
• Электролитическая диссоциация электролитов в водных растворах. Сильные и слабые электролиты
• Реакции ионного обмена
• Реакции окислительно-восстановительные. Коррозия металлов и способы защиты от нее
• Электролиз расплавов и растворов (солей, щелочей, кислот)
• Ионный (правило В.В. Марковникова) и радикальный механизмы реакций в органической химии