Химия : гидролиз солей

Москва  2019

МИНИС ТЕРС ТВО НАУКИ И ВЫСШ ЕГО О Б РА З О ВА Н И Я РФ

ФЕДЕРАЛЬНОЕ ГОСУДАРСТВЕННОЕ АВТОНОМНОЕ ОБРАЗОВАТЕЛЬНОЕ УЧРЕЖДЕНИЕ 
ВЫСШЕГО ОБРАЗОВАНИЯ 
«НАЦИОНАЛЬНЫЙ ИССЛЕДОВАТЕЛЬСКИЙ ТЕХНОЛОГИЧЕСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ «МИСиС»

ИНСТИТУТ БАЗОВОГО ОБРАЗОВАНИЯ

Кафедра общей и неорганической химии 

В.В. Поливанская

ХИМИЯ

ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ

Учебное пособие

Рекомендовано редакционно-издательским 
советом университета

№ 3308

УДК  546 
П49

Рецензент
д-р техн. наук, проф. Л.В. Кожитов

Поливанская В.В.
П49  
Химия: гидролиз солей : учеб. пособие / В.В. Поливанская. – 
М. : Изд. Дом НИТУ «МИСиС», 2019. – 32 с.
ISBN 978-5-907061-90-3

Составлено в соответствии с программой курса общей и неорганической 
химии и поможет разобраться в сложных вопросах теории гидролиза. Разъясняются важнейшие термины, понятия, определения, приведены примеры решения задач. В начале каждого раздела приводится теоретический материал, 
а затем примеры решения задач. Цель данного издания – привить навыки решения наиболее часто встречающихся задач. Представлены вопросы и задачи, 
необходимые для самостоятельной работы студентов.
Предназначено для студентов всех специальностей бакалавриата НИТУ 
«МИСиС». Рекомендуется при самостоятельной работе с различной литературой.

УДК 546

 В.В. Поливанская, 2019
ISBN 978-5-907061-90-3
 НИТУ «МИСиС», 2019

Содержание

Введение .................................................................................................... 4
1. Гидролиз солей ......................................................................................5
2. Типы солей, подвергающихся гидролизу ...........................................6
3. Полный и необратимый гидролиз солей ...........................................16
4. Подавление и усиление гидролиза солей..........................................18
5. Степень гидролиза и константа гидролиза .......................................19
Изменение степени гидролиза .............................................................. 20
6. Применение гидролиза .......................................................................27
7. Задачи для самостоятельного решения .............................................29
Библиографический список  ................................................................. 31

Введение

Реакции гидролиза играют важную роль в промышленных процессах, сельском хозяйстве, в быту, в процессах разрушения горных 
пород. Знание химической сути изменений, происходящих в горных 
породах, рудах и минералах под влиянием атмосферных изменений, 
позволяет оценить возможные безопасные способы как добычи полезных ископаемых, так и искусственного упрочнения горных пород. 
В учебном пособии рассмотрены реакции гидролиза солей, характер 
среды, образующиеся при гидролизе соли разных типов, условия усиления и подавления гидролиза. Для овладения теоретическим материалом необходимы упражнения и расчеты. В пособии предлагаются 
примеры решения задач по всей теории темы гидролиза, содержатся 
вопросы для самоконтроля.

1. ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ

Гидролиз солей – это обменные реакции ионов соли и молекул 
воды, приводящие к образованию ионов или молекул слабых электролитов. Гидролизу подвергаются ионы – остатки слабых кислот и 
слабых оснований. Гидролиз – процесс ступенчатый, в обычных условиях протекает только по первой ступени. На каждой ступени гидролиза на один ион соли, участвующий в процессе, приходится одна 
молекула воды. По мере течения реакции гидролиза в растворе накапливаются ионы гидроксила или ионы водорода, которые замедляют 
реакции, протекающие слева направо, и наступает подвижное равновесие, т.е. гидролиз солей является обратимой химической реакцией. 
Его равновесие сильно смещено влево, в сторону исходных веществ. 
Обратной реакцией гидролиза является реакция нейтрализации. 
Равновесие реакции гидролиза подчиняется принципу Ле Шателье 
(смещение химического равновесия). Гидролиз усиливается при нагревании и разбавлении раствора соли. Нерастворимые в воде соли 
гидролизу практически не подвергаются. Количественными характеристиками его являются степень гидролиза α и константа гидролиза 
Kг. Степень гидролиза соли выражается отношением числа гидролизованных молекул к общему числу молекул соли в растворе. Гидролизу подвергаются соли, образованные  анионами слабых кислот и катионами слабых оснований, катионами сильных оснований и  анионами 
слабых кислот,  катионами слабых оснований и  анионами сильных 
кислот. Сильные кислоты – H2SO4, HNO3, HCl, HBr, HClO4, HMnO4, 
H2Gr2O7, H2GrO4. Слабые кислоты – почти все органические кислоты; минеральные кислоты, такие как: H2CO3, H2S, HCN, HNO2, HClO, 
H3BrO3, HF, H2SiO3, H3AsO3. Сильные основания – основания щелочных и щелочноземельных металлов. Слабые основания – гидроксиды 
почти всех металлов (за исключением щелочных и щелочноземельных металлов), а также гидрат аммиака NH3·H2O.

2. ТИПЫ СОЛЕЙ, ПОДВЕРГАЮЩИХСЯ 
ГИДРОЛИЗУ

Соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой 
(NaCl, KCl, Ba(NO3)2, Na2SO4 и др.), гидролизу в растворе не подвергаются, так как не образуется слабодиссоциированных соединений. 
При растворении солей, образованных катионом сильного основания 
и анионом сильной кислоты, в воде не происходит связывания ни ионов Н+, ни ионов ОН– воды.

Пример 2.1. Написать уравнение гидролиза водного раствора хлорида калия КCl.
Решение
Эта соль диссоциирует на ионы:

КCl ↔ К+ + СI–

Ионы OH– воды не могут связываться с ионами К+, так как гидроксид калия КОН является сильным основанием и диссоциирует нацело. Точно так же ионы Н+ не могут связываться с ионами СI–, так как 
хлороводородная кислота НCl является сильной и тоже диссоциирует 
нацело. Следовательно, соли, образованные катионом сильного основания и анионом сильной кислоты, не подвергаются гидролизу. Так 
как равновесие диссоциации воды не нарушается, в растворе не будет 
избытка ни ионов Н+, ни ионов OH–, и реакция среды растворов солей 
этого типа будет нейтральной (pH 7).

А. Гидролиз солей, образованных сильным основанием и слабой 
кислотой (Na2CO3, K2S, Na3PO4, Na3AsO4 и др.), протекает всегда по 
аниону, заряд которого определяет число теоретических ступеней гидролиза. Реакция среды их водных растворов – щелочная (pH > 7).

Пример 2.2. Написать уравнение гидролиза водного раствора ацетата калия СH3СООК.
Решение
Эта соль в растворе диссоциирует на ионы:  

СH3СООК ↔ СH3СОО– + K+.

Анионы слабой уксусной кислоты – ацетат ионы – связывают ионы 
водорода с образованием малодиссоциированной уксусной кислоты:
CH3COO– + H+ ↔ CH3COOH.

В то же время ионы OH– воды соединяться с катионами K+ не будут, так как образующийся при этом гидроксид калия является сильным основанием и диссоциирует практически нацело. Образующаяся 
уксусная кислота , являясь слабым электролитом, частично диссоциирует на ионы. Диссоциируя, она возвращает в раствор часть ионов 
CH3COO– и H+. Таким образом, устанавливается равновесие:

CH3COO– + K+ + HOH ↔ CH3COOH + K+ + OH–.

Следовательно, реакция между ацетатом калия и водой является 
обратимой и проходит не полностью. Такое явление называется обратимым гидролизом.
Соли, образованные катионом сильного основания и анионом слабой кислоты , подвергаются обратимому (неполному) гидролизу.
По мере связывания ионов H+ (образование молекул CH3COOH) 
равновесие диссоциации воды нарушается, вследствие чего все новые 
и новые ионы H+ и OH– будут появляться в растворе. Ионы H+ будут 
связываться с ионами CH3COO–, а ионы OH– будут постепенно накапливаться в растворе. После установления равновесия концентрация 
ионов OH– будет превышать концентрацию ионов H+, поэтому раствор соли ацетата кальция СH3СООК имеет щелочную реакцию. Действительно, рН 1моль/л раствора этой соли равен 9,4.

Пример 2.3. Написать уравнение гидролиза водного раствора цианида натрия NaCN. 
Решение
Эта соль в растворе диссоциирует на ионы:

NaCN ↔ Na+ + CN–.

Ионы CN– будут соединяться с ионами H+ с образованием молекул 
очень слабой циановодородной кислоты НCN. В то же время ионы 
Na+ с ионами OH-соединяться не будут, так как NaOH является сильным основанием, диссоциирующим практически нацело. В ионной 
форме уравнение гидролиза этой соли 

CN– + НОН ↔ OH– + НCN,

или в молекулярной форме

NaCN + НОН ↔ NaOH + НCN.

Видно, что процесс гидролиза цианида натрия сопровождается 
накоплением ионов OH– в растворе. Действительно, рН 1 моль/л рас

твора этой соли равен 11,6. Гидролиз различных солей протекает поразному. Поэтому введено понятие степени гидролиза.
Степень гидролиза (αг) равна отношению количества гидролизованных молекул к общему количеству молекул растворенного в воде 
вещества; выражается в процентах или в долях:

100
гидролизованных молекул вещества
г
молекул веществ в растворе

n

n
α =
⋅

Далее это понятие будет рассмотрено подробно.
Для солей, образованных катионом сильного основания и анионом 
слабой кислоты, степень гидролиза зависит от того, анион какой именно слабой кислоты входит в состав соли: чем слабее кислота, тем в 
большей степени подвергаются гидролизу ее соли. Так, цианид натрия 
NaCN образован слабой циановодородной кислотой НCN. Эта кислота 
намного слабее уксусной кислоты, т.е. меньше диссоциирует в растворе. Вследствие этого процесс связывания ионов H+ в молекулу циановодородной кислоты происходит полнее, а накопление в растворе ионов 
OH– больше, чем в случае гидролиза ацетата калия СН3СООК. Этим и 
объясняется то, что рН раствора цианида натрия равен 11,6, а раствор 
ацетата калия 9,4. Для растворов солей, образованных катионом сильного основания и анионом слабой кислоты, степень  гидролиза невелика. Так, в 0,1 моль/л растворе ацетата натрия степень гидролиза при 
25 °С около 0,01%, а в 0,1 моль/л растворе цианида натрия – 1,5%.
Гидролиз солей двух- или многоосновных кислот протекает по 
иной схеме, чем гидролиз одноосновных кислот. Покажем это на примере.
Пример 2.4. Написать уравнение  гидролиза водного раствор карбоната натрия Na2CO3.
Решение
В растворе карбонат  натрия распадается на ионы:

Na2CO3 ↔ 2Na+ + CO32–

Гидролиз соли, образованной слабой двухосновной кислотой и 
сильным основанием, происходит ступенчато.
Первая ступень гидролиза:
CO32– + HOH ↔ HCO3– + OH–, pH > 7, среда щелочная.
Молекулярное уравнение:
Na2CO3 + HOH ↔ NaHCO3 + NaOH.

Вторая ступень гидролиза:

HCO3– + HOH ↔ H2CO3 + OH–,  pH > 7, среда щелочная.

Молекулярное уравнение: NaHCO3 + HOH ↔ H2CO3 + NaOH.
В холодных, умеренно концентрированных растворах солей гидролиз их практически ограничивается первой стадией. При повышении 
температуры растворов, а также по мере их разбавления гидролиз 
усиливается и тогда заметно активируется вторая стадия гидролиза. 
Таким образом, в результате гидролиза солей такого типа одним из 
продуктов гидролиза будет кислая соль, которая также подвергается 
гидролизу. Чем меньше степень диссоциации продукта гидролиза (в 
данном случае слабой кислоты), тем полнее проходит гидролиз соли. 
Ионы HCO3–, образованные в результате гидролиза соли Na2CO3, 
диссоциируют в гораздо меньшей степени, чем молекулы  угольной 
кислоты H2CO3 – продукта гидролиза кислой соли. Поэтому степень 
гидролиза средней соли будет гораздо больше, чем степень гидролиза кислой соли. Кроме того, накопление в растворе ионов OH– также 
препятствует гидролизу кислой соли. Можно сказать, что гидролиз 
солей многоосновных кислот проходит ступенчато, считая гидролиз 
средней соли первой ступенью, а гидролиз кислой соли – второй ступенью. Однако необходимо помнить, что степень гидролиза кислой 
соли во много раз меньше степени гидролиза средней соли
Пример 2.5. Написать уравнение гидролиза водного раствора фосфата натрия Na3PO4.
Решение
Фосфат натрия диссоциирует по реакции
Na3PO4 ↔ 3Na+ + PO43–.

Эта соль образована слабой трехосновной фосфорной кислотой. 
Гидролиз протекает ступенчато, а промежуточными продуктами гидролиза являются кислые соли.
Первая ступень гидролиза:
Na3PO4 + НОН ↔ Na2НPO4 + NaОН;

РО43– + НОН ↔ НРО42– + ОН–, рН ˃ 7, среда щелочная.

Вторая ступень гидролиза: 

Na2НPO4 + НОН ↔ NaН2PO4 + NaОН;

НРО42– + НОН ↔ Н2РО4– + ОН–, рН ˃ 7, среда щелочная.

Третья ступень гидролиза: 

NaН2PO4 + НОН ↔ Н3PO4 + NaОН;

Н2РО4– + НОН ↔ Н3РО4 + ОН–.

Б. Гидролиз солей, образованных сильной кислотой и слабым 
основанием (CuCl2, Mn(NO3)2, FeSO4, Al2(SO4)3 и др.), протекает всегда по катиону, заряд которого определяет число теоретических ступеней гидролиза. Реакция среды их водных растворов кислая (pH < 7).

Пример 2.6. Написать уравнение гидролиза водного раствора хлорида аммония NH4Cl.
Решение
Хлорид аммония в водном растворе диссоциирует на ионы:
NH4Cl ↔ NH4+ + Cl–.
Ионы NH4+и Cl– будут сталкиваться с ионами воды H+ и OH–. В результате такого столкновения ионы OH– будут соединяться с ионами 
NH4+, образуя молекулы слабого основания NH4ОН. Ионы H+ воды 
соединяться с ионами Cl– не будут, так как образующаяся при этом 
кислота HCl является сильной и диссоциирует практически нацело. 
Образующееся  основание NH4ОН диссоциирует частично на ионы 
NH4+ и OH–. Следовательно, возникает обратная реакция и устанавливается равновесие:
NH4Cl + HOH ↔ NH4ОН + HCl,
или в ионном виде
NH4+ + HOH ↔ NH4ОН + H+.
Таким образом, реакция между хлоридом аммония и водой является обратимой и проходит не полностью. Следовательно, соль NH4Cl 
подвергается обратимому (неполному) гидролизу.
Соли, образованные катионом слабого основания и анионом сильной кислоты, подвергаются обратимому гидролизу.
По мере связывания ионов OH– в молекулу слабого основания равновесие диссоциации воды нарушается и новые ионы OH– и H+ появляются в растворе. Ионы OH–  будут связываться с ионами NH4+, а 
ионы H+ будут постоянно накапливаться в растворе. После установления равновесия концентрация ионов H+ будет превышать концентрацию ионов OH– и поэтому растворы такого типа будут иметь кислую 
реакцию. Водородный показатель (рН) 1 моль/л раствора хлорида аммония равен 4,8.

Гидролиз солей двух– и многовалентных металлов протекает ступенчато. Покажем это на примере.
Пример 2.7. Написать уравнение гидролиза водного раствора хлорида меди CuCl2.
Решение
Хлорид меди диссоциирует на ионы:

CuCl2 ↔ Cu2+ + 2Cl–.

Гидролиз соли, образованной слабым двухосновным основанием и 
сильной кислотой, происходит ступенчато.
Первая ступень гидролиза:
Cu2+ + HOH ↔ CuOH+ + H+, pH < 7, среда кислая.
Молекулярное уравнение:

CuCl2 + HOH ↔ CuOHCl + HCl.

Образовавшаяся основная соль в свою очередь может подвергаться гидролизу (вторая ступень). Однако гидролиз по второй ступени 
проходит в ничтожно малой степени:
Вторая ступень гидролиза:

CuOH+ + HOH ↔ Cu(OH)2 + H+, pH < 7, среда кислая.

Молекулярное уравнение:

CuOHCl + HOH ↔ Cu(OH)2 + HCl.

Вторая ступень гидролиза заметно протекает только при нагревании и разбавлении раствора.
Степень гидролиза солей, образованных катионом слабого основания и анионом сильной кислоты, невелика. Она зависит от природы 
соли. Чем слабее основание, тем в большей степени подвергаются гидролизу его соли. Гидролиз усиливается также, если один из продуктов 
гидролиза (основание или основная соль) является труднорастворимым. В качестве примера рассмотрим две соли: хлорид аммония NH4Cl 
и хлорид алюминия AlCl3. Гидрат аммиака является более сильным 
электролитом, чем гидроксид алюминия. Кроме того, получающиеся 
при гидролизе AlCl3 основные соли алюминия являются труднорастворимыми. Отсюда можно сделать вывод, что соль AlCl3 будет подвергаться гидролизу в большей степени, чем соль NH4Cl. Это подтверждается значением рН растворов этих солей: рН 1н. раствора хлорида 
аммония равен 4,8, а рН 1н. хлорида алюминия равен 2. Так как гидро