Теоретическая часть. Растворы солей, образованных слабыми кислотами или слабыми основаниями, практически никогда не имеют нейтральной реакции (ph=7)

Растворы солей, образованных слабыми кислотами или слабыми основаниями, практически никогда не имеют нейтральной реакции (pH=7). Причиной такого поведения является то, что анионы слабых кислот, а также гидратированные катионы металлов проявляют соответственно свойства оснований или кислот, т.е. способны захватывать или отдавать протоны. Вода является амфолитом и способна проявлять свойства как кислоты, так и основания. Поэтому между анионами слабых кислот и водой и, соответственно, между гидратированными катионами металлов и водой возможно взаимодействие кислотно-основного типа.

Рассмотрим в качестве примера две реакции:

	(1)
	(2)

В реакции (1) протон переходит от молекулы воды, выступающей в роли кислоты, к ацетатиону, проявляющему свойства основания, а в реакции (2) – от молекулы воды гидратной оболочки аквакомплекса (кислота) к свободной молекуле воды растворителя (основание). Такое взаимодействие между ионами солей и водой меняет концентрации [ ] и [ ], и, следовательно, раствор соли обнаруживает кислую и щелочную реакцию.

Следует отметить, что свойства аквакислот проявляют почти все гидратированные ионы металлов. Исключение составляют только ионы щелочных и щелочноземельных металлов, которые, имея сравнительно большие размеры и малый заряд, не могут вызвать отщепление протона от молекул гидратной оболочки.

К реакциям гидролиза, как к равновесным процессам, применим закон действующих масс. Следовательно, для реакций (1), (2) можно записать выражения для констант равновесия, которые называются константами гидролиза:

,	(3)
,

или, для упрощения, не выписывая формулы молекул воды у гидратированных ионов алюминия,

.

(4)

Умножив числитель и знаменатель уравнения (3) на концентрацию ионов водорода , а уравнения (4) – на концентрацию гидроксид-ионов и выполнив некоторые преобразования, получим выражение, связывающее константу гидролиза с константой диссоциации слабой кислоты:

,
,	(5)

или, соответственно, с константой диссоциации образующегося слабого основания:

.

(6)

Таким образом, константа гидролиза может быть вычислена по константам диссоциации кислоты или основания, образующих данную соль, и константе автопротолиза (ионному произведению) воды .

В водных растворах с участием многозарядных катионов и анионов гидролиз протекает по стадиям, например:

	(7)
	(8)

Для описания гидролиза в растворе определенной концентрации можно использовать степень гидролиза h. Степень гидролиза – это отношение числа молекул (катионов или анионов), подвергшихся гидролизу, к общему числу молекул (катионов или анионов), введенных в раствор. Зная степень гидролиза, можно определить концентрации ионов и в растворе, а значит, и pH растворов солей.

Все соли, кроме образованных сильными кислотами и сильными основаниями (, и т.п.), в различной степени подвергаются гидролизу. Чем слабее кислота или основание, образующие соль, тем сильнее она гидролизована и тем больше pH ее раствора отличается от 7. Так, в растворе ацетата натрия pH» 8, а pH соли , образованной более слабой угольной кислотой, близок к 11 (реакции 1,7 и 8).

Если соль образована слабым основанием и слабой кислотой, например , гидролиз идет в существенно большей степени, т.к. образуется не один, а два слабо диссоциирующих продукта:

.