Гидролиз солей представляет собой химический процесс взаимодействия ионов соли с молекулами воды, в результате которого изменяется концентрация ионов водорода [H+] или гидроксид-ионов [OH−], что приводит к изменению pH раствора. Особое внимание уделяется солям, образованным слабой кислотой и сильным основанием, так как они проявляют выраженные свойства гидролиза, влияющие на кислотно-щелочной баланс раствора.
Соли, образованные сильными кислотами и сильными основаниями, обычно не гидролизуются в воде, поскольку их ионы полностью диссоциированы и не способны взаимодействовать с водой. В отличие от них, соли, образованные слабой кислотой и сильным основанием (например, ацетат натрия CH3COONa), проявляют щелочную реакцию.
Гидролиз в этом случае осуществляется по аниону слабой кислоты, который взаимодействует с водой:
A− + H2O ⇌ HA + OH−
Где A− — анион слабой кислоты. В результате в растворе образуются гидроксид-ионы, и pH раствора становится выше 7.
Степень гидролиза α характеризует долю ионов соли, претерпевших гидролиз. Для соли слабой кислоты и сильного основания выражение для α через константу диссоциации кислоты Ka имеет вид:
$$ \alpha = \sqrt{\frac{K_a}{C_s}} $$
где Cs — молярная концентрация соли. Чем меньше концентрация соли, тем больше степень гидролиза.
Для щелочной реакции, вызванной гидролизом аниона слабой кислоты, концентрация гидроксид-ионов [OH−] определяется через степень гидролиза:
[OH−] = α ⋅ Cs
Далее pOH и pH рассчитываются стандартным образом:
pOH = −log [OH−], pH = 14 − pOH
Чем слабее кислота (меньше Ka), тем сильнее щелочной характер раствора соли. Например, ацетат натрия (Ka уксусной кислоты ≈ 1.8 ⋅ 10−5) в водном растворе проявляет слабощелочную реакцию. В то же время соли сильных кислот, такие как натрий хлорид, не гидролизуются.
Гидролиз сопровождается перераспределением электростатической энергии в растворе. Анионы слабых кислот стабилизируются за счет присоединения протона из воды, что сопровождается образованием гидроксид-ионов. Этот процесс влияет на ионную силу раствора и может изменять активность ионов, особенно при малых концентрациях.
С увеличением температуры константа гидролиза увеличивается, что усиливает щелочную реакцию раствора. Одновременно повышение концентрации соли уменьшает степень гидролиза, так как $\alpha \sim \frac{1}{\sqrt{C_s}}$.
Гидролиз солей слабых кислот и сильных оснований лежит в основе регулирования pH буферных растворов, очистки воды, процессов осаждения и осмотического давления. Понимание этих процессов позволяет прогнозировать химическое поведение солей в различных концентрациях и условиях.