Хидролиза на соли: среда, йонни уравнения и задачи

Хидролиза на соли наричаме взаимодействието на йоните на солта с водата, при което се получава слаб електролит и в разтвора остава излишък от H₃O⁺ или OH⁻. Затова разтворът на една сол съвсем не е задължително неутрален: разтвор на натриев ацетат е основен, разтвор на амониев хлорид е киселинен, а разтвор на готварска сол — практически неутрален.

Правилото, с което се решават почти всички задачи по темата, е едно: хидролизира онзи йон, който произлиза от слаб електролит. Ако солта е образувана от силна киселина и силна основа, няма какво да хидролизира и средата остава неутрална. Останалото е прилагане на това правило плюс умение да се напише кратко йонно уравнение.

Защо изобщо протича хидролиза

Водата е слаб електролит и се самойонизира: 2H₂O ⇌ H₃O⁺ + OH⁻. В чиста вода концентрациите на двата йона са равни и pH е 7 (при 25 °C). Когато разтворим сол, нейните йони се срещат с тези на водата. Възможни са два изхода:

• Йонът на солта произлиза от силен електролит (Na⁺, K⁺, Cl⁻, NO₃⁻, SO₄²⁻) — той не свързва здраво H⁺ или OH⁻ и просто се хидратира. Равновесието на водата не се измества.
• Йонът произлиза от слаб електролит (CH₃COO⁻, CO₃²⁻, S²⁻, NH₄⁺, Al³⁺, Fe³⁺, Cu²⁺) — той свързва съответно H⁺ или OH⁻ от водата и образува слабо дисоцииращо съединение. Освободеният насреща йон се натрупва и определя средата.

Оттук идва и най-полезната проверка: разглеждаш солта като „продукт“ от киселина и основа, преценяваш коя от двете е слаба и средата е от страната на по-силния от двата изходни електролита.

Четирите типа соли и средата на разтвора

За четвъртия ред важи сравнението на дисоциационните константи: ако K_a на киселината е по-голяма от K_b на основата, средата клони към киселинна, и обратно. При амониевия ацетат двете константи са практически равни (по около 1,8·10⁻⁵) и разтворът е почти неутрален, макар че и двата йона хидролизират.

Как се пишат йонните уравнения

Уравнението винаги се пише на степени — по един протон наведнъж. Ако анионът е многозаряден, първата степен е преобладаваща, втората протича в нищожна степен и обикновено се отбелязва само с уговорка.

Хидролиза по анион

• CH₃COO⁻ + H₂O ⇌ CH₃COOH + OH⁻ → основна среда
• CO₃²⁻ + H₂O ⇌ HCO₃⁻ + OH⁻ (първа степен, определя средата)
• HCO₃⁻ + H₂O ⇌ H₂CO₃ + OH⁻ (втора степен, слабо изразена)
• S²⁻ + H₂O ⇌ HS⁻ + OH⁻

Хидролиза по катион

• NH₄⁺ + H₂O ⇌ NH₃·H₂O + H⁺ → киселинна среда
• Al³⁺ + H₂O ⇌ AlOH²⁺ + H⁺ (първа степен)
• Cu²⁺ + H₂O ⇌ CuOH⁺ + H⁺

Типична грешка в писмените работи е да се напише направо Al³⁺ + 3H₂O → Al(OH)₃ + 3H⁺. При обикновен воден разтвор на AlCl₃ утайка от хидроксид не се отделя — хидролизата е обратима и спира на първата степен. Когато в задачата се иска и молекулно уравнение, то изглежда така: AlCl₃ + H₂O ⇌ AlOHCl₂ + HCl.

Необратима (пълна) хидролиза

Има соли, които изобщо не съществуват във воден разтвор, защото и катионът, и анионът хидролизират силно, а продуктите напускат равновесието — единият като утайка, другият като газ:

Al₂S₃ + 6H₂O → 2Al(OH)₃↓ + 3H₂S↑

Същото се случва при опит да се получи Cr₂(CO₃)₃ или Fe₂(CO₃)₃ по обменна реакция в разтвор — вместо карбонат се получават хидроксид и въглероден диоксид. Това е класически капан в задачите за обменни реакции и често се упражнява допълнително в уроците по химия, защото се среща и в задачи от кандидатстудентски варианти.

От какво зависи степента на хидролиза

Степента на хидролиза h показва каква част от йоните е реагирала с водата. Движи се по правилото на Льо Шателие:

• Разреждане — увеличава степента на хидролиза (добавя се реагент, водата).
• Нагряване — увеличава я, защото хидролизата е ендотермична (обратна на неутрализацията).
• Добавяне на киселина — потиска хидролизата по катион и засилва тази по анион.
• Добавяне на основа — обратното.
• Силата на слабия електролит — колкото по-слаба е киселината, толкова по-силно хидролизира нейният анион. Затова разтвор на Na₂CO₃ е значително по-основен от разтвор на CH₃COONa при еднаква концентрация.

Константата на хидролиза се свързва с йонното произведение на водата: за хидролиза по анион K_h = K_w/K_a, за хидролиза по катион K_h = K_w/K_b.

Хидролиза на соли: задачи с решения

Задача 1. Определяне на средата

Подредете по нарастващо pH: NH₄Cl, NaCl, Na₂CO₃, CH₃COONa.

NH₄Cl — слаба основа и силна киселина, pH < 7. NaCl — неутрален, pH ≈ 7. CH₃COONa и Na₂CO₃ са основни, но въглеродната киселина е по-слаба от оцетната, затова карбонатът хидролизира по-силно. Редът е: NH₄Cl < NaCl < CH₃COONa < Na₂CO₃.

Задача 2. Йонно уравнение

Напишете уравнението на хидролизата на калиев сулфид и посочете цвета на лакмуса.

K₂S → 2K⁺ + S²⁻. Калиевият йон не хидролизира; сулфидният йон произлиза от много слабата сероводородна киселина:
S²⁻ + H₂O ⇌ HS⁻ + OH⁻. Средата е основна, лакмусът посинява.

Задача 3. Пресмятане на pH

Колко е pH на 0,1 mol/dm³ разтвор на натриев ацетат, ако K_a(CH₃COOH) = 1,8·10⁻⁵?

1. K_h = K_w/K_a = 10⁻¹⁴/1,8·10⁻⁵ ≈ 5,6·10⁻¹⁰
2. [OH⁻] = √(K_h·c) = √(5,6·10⁻¹⁰·0,1) ≈ 7,5·10⁻⁶ mol/dm³
3. pOH ≈ 5,1, следователно pH ≈ 8,9 — слабо основна среда, както и очаквахме.

По същата схема за 0,1 mol/dm³ NH₄Cl при K_b(NH₃) = 1,8·10⁻⁵ се получава [H⁺] ≈ 7,5·10⁻⁶ и pH ≈ 5,1.

Задача 4. Смесване на разтвори

Какво се наблюдава при смесване на разтвори на AlCl₃ и Na₂CO₃?

Алуминиевият карбонат не съществува във воден разтвор — двата йона взаимно усилват хидролизата си. Отделя се утайка от Al(OH)₃ и газ CO₂:
2Al³⁺ + 3CO₃²⁻ + 3H₂O → 2Al(OH)₃↓ + 3CO₂↑

Къде се среща темата и как се упражнява

Хидролизата стъпва върху електролитната дисоциация и силата на киселините и основите, затова се изучава след тях и се свързва пряко с изчисленията за pH. В конспектите по химия на медицинските университети темата обикновено попада в раздела за разтвори и електролити — точният обхват за съответната година се проверява в конспекта, публикуван от самия университет.

Практически съвет за подготовката: направете си собствена таблица с най-често срещаните слаби киселини (CH₃COOH, H₂CO₃, H₂S, HF, HNO₂, H₂SiO₃) и слаби основи (NH₃·H₂O и хидроксидите на преходните метали, на Al и на Zn). Щом тези два списъка се знаят наизуст, определянето на средата отнема секунди. След това остава само техниката на писане на йонните уравнения — а тя се изгражда с много решени примери, както върви и в подготовката по химия за кандидат-студенти, където хидролизата се разглежда заедно със задачите за разтвори и pH.

И последно: внимавайте с киселите соли. NaHSO₄ дава киселинна среда, защото йонът HSO₄⁻ дисоциира по-силно, отколкото хидролизира, докато NaHCO₃ дава слабо основна среда — при него хидролизата надделява над дисоциацията. Това е разлика, която често решава една точка в теста.