Кислотно-основное равновесие биологических жидкостей

Кислотно-основные процессы играют большую роль в жизни человека. Так, скорость ферментативных реакций в организме человека, а, следовательно, процессы обмена веществ и физиоло-гические функции в значительной степени зависят от активной кислотности среды. Таким образом, необходимым условием нормального течения жизненных процессов является постоянство рН биологических жидкостей (кислотно-основной гомеостаз). Нару-шение кислотно-основного равновесия (гомеостаза) в организме приводит к изменению рН биологических жидкостей, что, в свою очередь, нарушает нормальное течение процессов обмена веществ.

Сдвиг соотношения концентраций ионов H⁺ и OH^- в сторону увеличения активной кислотности (ацидоз) вызывает уменьшение рН(может возникать в результате нарушения выведения кислот, потери организмом значительных количеств оснований, при наличии высокой концентрации СО₂ во вдыхаемом воздухе, при поносах, рвоте кишечным содержимым и другим причинам).

Сдвиг этого соотношения в сторону уменьшения активной кислотности (алкалоз) вызывает увеличение рН (может развиваться вследствие потери организмом анионов кислот или задержки щелочных катионов; при кишечной непроходимости, при нарушении выведения почками натрия, при поступлении в организм зна-чительных количеств щелочных веществ с пищей или лекар-ственными препаратами, при отравлениях и по другим причинам). Обе формы нарушения кислотно-основного равновесия в организме человека устраняют медикаментозным путем.

Таблица 4. Значения pH различных биожидкостей организма.

Биожидкость	pH (в норме)	Биожидкость	pH (в норме)
Желудочный сок	0,9 - 1,1	Сыворотка крови	7,40 ± 0,05
Желчь в пузыре	5,4 - 6,9	Спинно-мозговая жидкость	7,40 ± 0,05
Слюна	6,35 - 6,85
Молоко	6,6 - 6,9	Содержимое тонкого кишечника	7,0 - 8,0
Моча	4,8 - 7,5
Кожа	6,2 ± 7,5	Сок поджелудочной железы	7,5 - 8,5
Эритроциты	7,25

Эталоны решения задач

1. Концентрация ионов водорода в растворе составляет 10^-3 моль/л. Рассчитать значения pH, pOH и [ОН^-] в данном растворе. Определить среду раствора.

Примечание. Для вычислений используются соотношения: lg10 ^a = a; 10^{lg a} = а.

Решение.

1) ;

2)

3)

Среда раствора с pH = 3 является кислой, так как pH < 7.

2. Вычислить рН раствора соляной кислоты с молярной концентрацией 0,002 моль/л.

Решение.

Так как в разбавленном растворе НС1 » 1, а в растворе одноосновной кислоты C(к-ты) = C( к-ты), то можем записать:

1) ,

2)

3. К 10 мл раствора уксусной кислоты с C( СН₃СООН) = 0,01 моль/л добавили 90 мл воды. Найти разность значений pН раствора до и после разбавления, если (СН₃СООН) = 1,85×10^-5.

Решение.

1) В исходном растворе слабой одноосновной кислоты СН₃СООН:

Следовательно:

2) Добавление к 10 мл раствора кислоты 90 мл воды соответ-ствует 10-кратному разбавлению раствора. Поэтому:

Таким образом:

4. Найти значение рН раствора гидроксида кальция с молярной концентрацией эквивалента 0,002 моль/л, если = 95%.

Решение.

В растворах сильных оснований:

5. рН раствора серной кислоты с молярной концентрацией 0,001 моль/л равен 2,72. Найти .

Решение.

В растворе сильной кислоты:

Кислота двухосновная, следовательно, сначала необходимо определить молярную концентрацию эквивалента H₂SO₄ в растворе:

Зная величину pH раствора, можно рассчитать [H⁺]:

Отсюда:

6. Рассчитать рН раствора NaOH, если известно, что в 200 мл этого раствора содержится 0,0004 г NaOH (» 1).

Решение.

В разбавленном растворе сильного основания:

Рассчитаем C( NaOH):

7. Вычислить число ионов гидроксида, содержащихся в 5 мл раствора, водородный показатель которого равен 3.

Решение.

1)

2)

3)

Для вычисления числа ионов используется соотношение, связывающее число структурных единиц (атомов, ионов, молекул) вещества - N(x), количество этих структурных единиц - n(x) и постоянную Авогадро N_А, равную 6,02·10²³ моль^-1:

.

Отсюда:

8. Рассчитать массу основания С₅H₅N·Н₂О в 150 мл раствора, водородный показатель которого равен 10, если (С₅H₅N·Н₂О) = 5,2.

Решение.

Массу основания в растворе можно вычислить, зная молярную концентрацию раствора. Так как С₅H₅N·Н₂О - однокислотное основание, то из соотношения 14′:

рС(осн) = 2·рОН - .

Величину рОН найдем из соотношения:

рОН = 14 - рН = 14 - 10 = 4.

Таким образом:

рС(С₅H₅N·Н₂О) = 2·4 - 5,2 = 2,8;

С(С₅H₅N·Н₂О) = 10^-рС = 10^-2,8 = 1,58·10^-3 моль/л;

m(С₅H₅N·Н₂О) = С(С₅H₅N·Н₂О)·М(С₅H₅N·Н₂О)·V_р-ра =

= 1,58·10^-3·97·0,15 = 0,023 г.

9. Вычислить молярную концентрацию гидроксида калия в растворе, водородный показатель которого равен 12, если = 90 %.

Решение.

Гидроксид калия является однокислотным основанием, поэтому согласно соотношениям (8), (10) и (13):

10. Вычислить рН раствора азотной кислоты с C(HNO₃) = 0,01 моль/л (расчет вести через активность ионов Н⁺).

Решение.

Для определения коэффициента активности сначала следует вычислить ионную силу раствора I:

Величину , отвечающую I = 0,01, можно рассчитать по формуле:

Отсюда:

Если принять = 1, то:

Для точных расчетов сотые доли имеют значение.

11. Рассчитать рН раствора, в 100 мл которого находится 0,1 г гидроксида натрия и 0,174 г сульфата калия.

Решение.

Молярные концентрации электролитов в растворе составляют:

Ионная сила раствора, содержащего ионы Na⁺, K⁺, ОН^- и SO₄^2-, равна:

Коэффициент активности гидроксид-ионов и их активность соответственно равны:

Из соотношения (3) находим активность ионов водорода:

Таким образом:

12. Найти число недиссоциированных молекул кислоты в 500 мл раствора HF, если = 10 %, pH = 2,5, (НF) = 7,2×10^-4.

Решение.

В растворе слабой одноосновной кислоты молярную концентрацию кислоты можно рассчитать по формуле (12):

.

Общее количество кислоты (n₀) в заданном объеме раствора равно:

.

Количество недиссоциированной кислоты (n) найдем по формуле:

.

Число недиссоциированных молекул кислоты равно:

Вопросы для самоконтроля

1. Какие ионы образуются при диссоциации воды? Составьте выражение для константы диссоциации воды.

2. Что называется ионным произведением воды? Каково численное значение при 20-25⁰С?

3. Чем может быть вызвано изменение величины ионного произведения воды?

4. Изменится ли ионное произведение воды при добавлении к ней кислоты, щелочи или соли?

5. Являются ли концентрации ионов Н⁺ и ОН^- в водных растворах сопряженными величинами?

6. Может ли в водном растворе кислоты (щелочи) концентрация ионов Н⁺ или ОН^- быть равной нулю?

7. Что понимают под терминами кислая, нейтральная, щелочная среда?

8. Что такое активная, потенциальная и общая кислотность в растворах кислот? Что называют активной реакцией среды?

9. Как определяют водородный и гидроксидный показатели? Какова взаимосвязь рН и рОН?

10. Что представляет собой шкала значений рН? Каковы значения рН в нейтральной, кислой и щелочной средах?

11. Имеет ли значение постоянство активной реакции среды в жизнедеятельности человека? Каковы значения рН важнейших биологических жидкостей (кровь, желудочный сок, моча, пот, слюна)?

12. Что такое ацидоз? Что такое алкалоз?

13. Какой вид имеют формулы для расчета активной кислотности в растворах сильных и слабых кислот и оснований?

14. Может ли присутствие NaCl оказать влияние на величину pH раствора соляной кислоты?

15. Могут ли величины рН и рОН принимать отрицательные значения?

Варианты задач для самостоятельного решения

Вариант №1

1. Определить [Н⁺] и [ОН^-], если рН раствора равен 4.

2. Вычислить гидроксидный показатель желудочного сока, если известно, что 100 мл его содержит 0,365 г соляной кислоты (» 1) и 0,585 г хлорида натрия.

3. Рассчитать массу основания NH₃×Н₂О в 500 мл раствора, водородный показатель которого равен 10,5, если (NH₃×Н₂О) = 4,74.

Вариант №2

1. Вычислить число ионов Н⁺, находящихся в 25 мл раствора, если рОН = 14.

2. Рассчитать рН раствора гидроксида кальция с C(Са(ОH)₂) = 0,02 моль/л, если = 90%.

3. Найти массу уксусной кислоты в 100 мл раствора, гидроксидный показатель которого равен 10, если (СН₃СООН) = 1,8×10^-5.

Вариант №3

1. Определить рН раствора и [Н⁺] в растворе, если [ОН^-] = 3×10^-5 моль/л. Указать характер среды.

2. Вычислить массу гидроксида бария в 250 мл раствора, водородный показатель которого равен 13, если » 1.

3. Рассчитать рН раствора бензойной кислоты с молярной концентрацией 0,01 моль/л, если (С₆Н₅СООН) = 4,2. Во сколько раз изменится рН раствора при разбавлении его водой в 5 раз?

Вариант №4

1. Вычислить рН раствора и [Н⁺] в растворе, если 40 мл раствора содержат 12,04·10²⁰ ионов гидроксида. Указать характер среды.

2. Рассчитать рОН раствора синильной кислоты с молярной концентрацией эквивалента 0,01 моль/л, если (HCN) = 8×10^-10.

3. Найти рН раствора, в 200 мл которого растворено 0,63 г азотной кислоты ( = 1) и 0,261 г нитрата бария.

Вариант №5

1. Определить [Н⁺] и [ОН^-] в растворе, рОН которого равен 5.

2. Вычислить молярную концентрацию гидроксида натрия в растворе, водородный показатель которого равен 13,5, если = 75%.

3. Рассчитать величину рН раствора, в 250 мл которого находится 0,46 г муравьиной кислоты, если (HCООН) = 2,2×10^-4. Во сколько раз изменится рН раствора при разбавлении его водой в 3 раза?

Вариант №6

1. Рассчитать число ионов ОН^-, находящихся в 2 мл раствора, если рН = 10.

2. К 100 мл раствора хлорной кислоты с C(НС1О₄) = 0,1 моль/л (» 1) прибавили 100 мл Н₂О. Найти рОН раствора до и после разбавления.

3. Вычислить массу основания СН₃NH₂×Н₂О в 650 мл раствора, водородный показатель которого равен 11,5, если (СН₃NH₂×Н₂О) = 4,4·10⁻⁴.

Вариант №7

1. Вычислить рОН раствора и [ОН^-] в растворе, если [Н⁺] = 5×10^-8 моль/л.

2. Рассчитать молярную концентрацию основания С₂Н₅NH₂·H₂O в растворе, водородный показатель которого равен 11,7, если (С₂Н₅NH₂×Н₂О) = 3,25.

3. Найти рН раствора гидроксида калия, если известно, что 100 мл этого раствора содержит 0,0056 г КОН. (» 1). Во сколько раз изменится рН раствора при разбавлении его водой в 2 раза?

Вариант №8

1. Определить [Н⁺] и [ОН^-] в растворе, pH которого равен 6.

2. Вычислить рН раствора, в 500 мл которого находится 0,05 г LiOH. Диссоциацию щелочи считать полной. Во сколько раз изменится рН раствора при разбавлении его водой в 10 раз?

3. Найти массу азотистой кислоты, содержащейся в 800 мл раствора, гидроксидный показатель которого равен 11,4, если (HNO₂) = 4×10^-4.

Вариант №9

1. Определить рОН раствора, если 1250 мл раствора содержат 3,01·10²³ ионов водорода.

2. Найти рН раствора фтороводородной кислоты, если в 10 мл этого раствора растворено 0,004 г HF, а (HF) = 3,18. Во сколько раз изменится рН раствора при разбавлении его водой в 3 раза?

3. Вычислить массу гидроксида стронция в 300 мл раствора, водородный показатель которого равен 12,8, если кажущаяся степень диссоциации гидроксида равна 95%.

Вариант №10

1. Вычислить рН раствора и [Н⁺] в растворе, если [ОН^-] = 4×10^-4 моль/л. Определить характер среды.

2. Рассчитать массу соляной кислоты, содержащейся в 1,5 мл желудочного сока, водородный показатель которого равен 1,8, если » 1.

3. Определить водородный показатель раствора диметиламина с C((СН₃)₂NH×Н₂О) = 0,01 моль/л, если ((СН₃)₂NH×Н₂О) = 6,1×10^-4. Во сколько раз изменится рН раствора при разбавлении его водой в 15 раз?

Вариант №11

1. Определить [Н⁺] и [ОН^-], если рН раствора равен 1.

2. Вычислить значение рН раствора гидроксида аммония, в 450 мл которого содержится 0,07 г основания, если (NH₃×Н₂О) = 1,85·10⁻⁵.

3. К 125 мл раствора серной кислоты с C(Н₂SО₄) = 0,03 моль/л (» 91%) добавлено 125 мл воды. Найти рОН раствора до и после разбавления, если кажущаяся степень диссоциации увеличивается до 95%.

Вариант №12

1. Вычислить число ионов Н⁺, находящихся в 30 мл раствора, если рОН = 1.

2. Найти рН раствора гидроксида рубидия, если в 120 мл этого раствора содержится 0,204 г RbОН (» 1) и 0,87 г K₂SO₄.

3. Определить массу пропионовой кислоты в 750 мл раствора, гидроксидный показатель которого равен 11,5, если (С₂Н₅СООН) = 4,89. Во сколько раз изменится рН раствора при разбавлении его водой в 7 раз?

Вариант №13

1. Определить [Н⁺] и [ОН^-] в растворе, рОН которого равен 4.

2. Найти рН раствора, в 400 мл которого растворено 0,256 г иодоводородной кислоты, если » 98%.

3. Рассчитать массу основания С₆Н₅NH₂×Н₂О в 1500 мл раствора, водородный показатель которого равен 9, если (С₆Н₅NH₂×Н₂О) = 3,8·10⁻¹⁰. Во сколько раз изменится рН раствора при разбавлении его водой в 8 раз?

Вариант №14

1. Определить рОН раствора и [ОН^-], если 4 мл раствора содержат 24,08·10¹⁹ ионов водорода. Указать характер среды.

2. Вычислить молярную концентрацию бензойной кислоты в растворе, гидроксидный показатель которого равен 10,6, если (С₆Н₅СООН) = 6,3×10^-5. Во сколько раз изменится рН раствора при разбавлении его водой в 5 раз?

3. Рассчитать рН раствора, содержащего гидроксид калия с С(КОН) = 0,005 моль/л и нитрат натрия с С(NаNO₃) = 0,015 моль/л.

Вариант №15

1. Вычислить [Н⁺] и [ОН^-] в растворе, рОН которого равен 6,5.

2. Определить массу уксусной кислоты в 350 мл раствора, гидроксидный показатель которого равен 10,4, если (СН₃СООН) = 4,75.

3. К 25 мл раствора гидроксида кальция с C(Сa(OH)₂) = 0,015 моль/л (» 90%) добавлено 125 мл воды. Найти рН раствора до и после разбавления, если кажущаяся степень диссоциации увеличивается до 99%.

Вариант №16

1. Определить число ионов ОН^-, находящихся в 20 мл биологической жидкости, водородный показатель которой равен 7,35.

2. Рассчитать величину рОН раствора, в 50 мл которого находится 0,027 г бромоводородной кислоты, если » 1. Во сколько раз изменится рН раствора при разбавлении его водой в 3 раза?

3. Вычислить массу основания СН₃NH₂×Н₂О в 300 мл раствора, водородный показатель которого равен 11, если (СН₃NH₂×Н₂О) = 3,36.

Вариант №17

1. Вычислить рН раствора и [Н⁺] в растворе, если [ОН^-] = 2×10^-4 моль/л. Определить характер среды.

2. Найти рН раствора, в 500 мл которого находится 0,005 моль гидроксида натрия и 0,01 моль хлорида кальция.

3. Рассчитать массу циановодородной кислоты, содержащейся в 400 мл раствора, гидроксидный показатель которого равен 11,4, если (HСN) = 9,1.

Вариант №18

1. Определить соотношение [ОН^-] в крови (рН = 7,4) и в спинномозговой жидкости (рН = 7,5).

2. Найти водородный показатель раствора азотной кислоты с C(НNО₃) = 10^-9 моль/л, если » 1.

3. Рассчитать массу основания С₂Н₅NH₂·H₂O в 1800 мл раствора, водородный показатель которого равен 11,2, если (С₂Н₅NH₂×Н₂О) = 5,6·10⁻⁴. Во сколько раз изменится рН раствора при разбавлении его водой в 5 раз?

 

Вариант №19

1. Определить рОН раствора, если 190 мл раствора содержат 15,05·10¹³ ионов водорода.

2. Вычислить рН раствора гидроксида бария, если известно, что 750 мл этого раствора содержит 0,513 г Ва(ОН)₂. Во сколько раз изменится рН раствора при разбавлении его водой в 20 раз? В обоих случаях диссоциацию щелочи считать полной.

3. К 10 мл раствора муравьиной кислоты с C(НСООН) = 0,15 моль/л прибавили 40 мл Н₂О. Найти рОН раствора до и после разбавления, если (HCООН) = 3,66.

Вариант №20

1. Определить гидроксидный показатель раствора гидроксида цезия с C(CsОН) = 10^-9 моль/л, если » 1.

2. Рассчитать число недиссоциированных молекул слабой одноосновной кислоты в 800 мл раствора, если степень диссоциации кислоты составляет 2,5%, рН раствора равен 3,5, а (к-ты) = 1,85×10^-5.

3. Вычислить водородный показатель раствора, в 300 мл которого содержится 0,384 г иодоводородной кислоты и 0,284 г сульфата натрия.

БЛОК ИНФОРМАЦИИ

 

ГИДРОЛИЗ

Растворение веществ в воде часто сопровождается химическим взаимодействием обменного характера.

Разложение веществ, проходящее с обязательным участием воды и протекающее по схеме:

AB + H-OH ⇄ AН + BОН

называется гидролизом.

Гидролизу могут подвергаться самые различные вещества: органические (эфиры, жиры, углеводы и др.), неорганические (соли, карбиды, нитриды и др.), а также высокомолекулярные соединения (белки).

Процессы ферментативного гидролиза играют важнейшую роль в пищеварении и тканевом обмене веществ всех живых организмов. Так, высокомолекулярные соединения, гидролизуются до низкомоле-кулярных продуктов (аминокислоты, глюкоза и т. п.), которые затем всасываются из кишечника и переносятся в различные ткани, где подвергаются дальнейшим превращениям.

Наибольшее практическое значение имеет гидролиз:

а) органических полимеров (белков, полисахаридов и т. п.), обычно протекающий в присутствии биологического катализатора;

б) сложных эфиров, в частности, жиров;

в) солей.

Ниже более подробно будет рассмотрен гидролиз солей, который играет большую роль в регулировании кислотности среды и в поддержании в организме кислотно-основного гомеостаза.

Гидролиз солей

Практика показывает, что водные растворы многих средних солей (К₂СО₃, MgCl₂, CH₃COONa, FeSO₄ и др.) имеют неодинаковые значения рН. Причиной этого является гидролиз солей.

Гидролизом солей называется обменное взаимодействие ионов соли с водой, приводящее к образованию малодиссоциированных соединений или ионов, что вызывает изменение рН раствора.

Процесс гидролиза солей включает в себя две стадии: электро-литическую диссоциацию соли на ионы с последующим переходом протона от молекулы воды к аниону:

CO₃^2- + H-OH ⇄ НCO₃^- + ОН^-,

либо от гидратированного катиона металла к молекуле воды:

Fe³⁺×nH₂O + H-OH ⇄ FeOH²⁺×(n-1)H₂O + Н₃O⁺.

Следует отметить, что вторая стадия процесса протекает в заметной степени, если в результате образуются малодис-социированные или малорастворимые соединения.

В обоих случаях происходит смещение равновесия диссоциации воды:

H₂O ⇄ Н⁺ + ОН^-.

В результате в растворе увеличивается концентрация ионов Н⁺ или ОН^-, что находит отражение в изменении значения рН раствора.

Рассмотрим некоторые частные случаи гидролиза солей.

Соли, образованные катионами сильных оснований и анионами сильных кислот (Na₂SO₄, CaCl₂, KI, Sr(NO₃)₂ и др.), не гидролизуются, так как катионы и анионы этих солей не образуют с водой малодиссоциированных электролитов. Водные растворы таких солей имеют нейтральную реакцию среды (рН = 7).

Гидролизу подвергаются три типа солей.

1. Соли, образованные катионами сильного основания и анионами слабой кислоты (CH₃COONa, KCN, Ca(OCl)₂, NaF и др.).

Соли этого типа за счет гидролиза в водных растворах имеют щелочную реакцию. Этот случай гидролиза называется гидролизом по аниону.

Соли, образованные многоосновнымислабыми кислотами (Na₂S, Na₂CO₃, K₃PO₄, Na₂SO₃ и др.), гидролизуются ступенчато, образуя в качестве промежуточных продуктов кислые соли.

Пример 1. Гидролиз ацетата натрия CH₃COONa.

Эта соль образована слабой кислотой (CH₃COOH) и сильным основанием (NaOH). Гидролиз данной соли протекает по аниону (CH₃COO^-) в одну ступень и описывается при помощи либо полного молекулярного уравнения:

CH₃COONa + H-OH ⇄ CH₃COOH + NaОН, pH > 7;

либо сокращенно-ионного уравнения:

CH₃COO^- + H-OH ⇄ CH₃COOH + ОН^-.

В результате образования малодиссоциированного электролита СН₃СООН равновесие диссоциации воды смещается в сторону образования ионов Н⁺ и ОН^-. В результате связывания ионов Н⁺ ионами СН₃СОО^- в CH₃COOH концентрация ионов ОН^- в растворе увеличивается и, таким образом, раствор приобретает щелочную реакцию.

Пример 2. Гидролиз сульфида калия K₂S.

Гидролиз данной соли протекает по аниону (S^2-) в две ступени:

первая ступень:

K₂S + H-OH ⇄ KHS + KОН, pH > 7,

S^2- + H-OH ⇄ HS^- + ОН^-;

вторая ступень:

KHS + H-OH ⇄ H₂S + KОН,

HS^- + H-OH ⇄ H₂S + ОН^-.

По второй ступени гидролиз протекает значительно слабее, чем по первой и может осуществляться только при нагревании и разбавлении раствора.

2. Соли, образованные катионами слабого основания и анионами сильной кислоты (NH₄C1, FeSO₄, ZnCl₂ и др.).

Соли этого типа за счет гидролиза в водных растворах имеют кислую реакцию. Этот случай гидролиза называется гидролизом по катиону.

Соли, образованные многозарядными катионами слабого основания, гидролизуются ступенчато, образуя в качестве промежу-точных продуктов основные соли.

Пример 3. Гидролиз нитрата цинка Zn(NO₃)₂.

Эта соль образована сильной кислотой (HNO₃) и слабым основанием (Zn(OH)₂). Гидролиз данной соли протекает по катиону (Zn²⁺) в две ступени:

первая ступень:

Zn(NO₃)₂ + H-OH ⇄ ZnOHNO₃ + HNO₃, pH < 7,

Zn²⁺ + H-OH ⇄ ZnOH⁺ + H⁺;

вторая ступень:

ZnOHNO₃ + H-OH ⇄ Zn(OH)₂ + HNO₃,

ZnOH⁺ + H-OH ⇄ Zn(OH)₂ + H⁺.

Пример 4. Гидролиз сульфата хрома Cr₂(SO₄)₃.

Гидролиз данной соли протекает по катиону (Сr³⁺) в три ступени:

первая ступень:

Cr₂(SO₄)₃ + 2H-OH ⇄ 2CrOHSO₄ + H₂SO₄, pH < 7,

Cr³⁺ + H-OH ⇄ CrOH²⁺ + H⁺;

вторая ступень:

2CrOHSO₄ + 2H-OH ⇄ [Cr(OH)₂]₂SO₄ + H₂SO₄,

CrOH²⁺ + H-OH ⇄ Cr(OH)₂⁺ + H⁺;

третья ступень:

[Cr(OH)₂]₂SO₄ + 2H-OH ⇄ 2Cr(OH)₃ + H₂SO₄,

Cr(OH)₂⁺ + H-OH ⇄ Cr(OH)₃ + H⁺.

В обоих случаях по второй (и далее) ступени гидролиз протекает только при нагревании и разбавлении раствора.

3. Соли, образованные катионами слабого основания и анионами слабой кислоты (NH₄CN, CH₃COONH₄, (NH₄)₂S, (NH₄)₂CO₃ и др.).

Соли этого типа за счет гидролиза в водных растворах имеют слабокислую, слабощелочную или нейтральную реакцию в зависимости от величины констант диссоциации кислот и оснований, образующих данную соль. Гидролиз идет по катиону и аниону одновременно:

а) если > , то реакция раствора слабокислая;

б) если < , то реакция раствора слабощелочная;

в) если = , то реакция раствора нейтральная.

Пример 5. Гидролиз ацетата аммония CH₃COONH₄.

Эта соль образована слабой кислотой (CH₃COOH) и слабым основанием (NH₃∙H₂O). Гидролиз данной соли протекает c образованием двух малодиссоциированных соединений:

CH₃COONH₄ + H-OH ⇄ NH₃×H₂O + CH₃COOH,

CH₃COO^- + NH₄⁺ + H-OH ⇄ NH₃×H₂O + CH₃COOH.

(NH₃×Н₂О) = 1,8×10^-5;

(СН₃СООН) = 1,8×10^-5,

pH» 7 (нейтральная среда).

Пример 6. Гидролиз карбоната аммония (NH₄)₂СO₃.

Гидролиз данной соли протекает ступенчато:

первая ступень:

(NH₄)₂СO₃ + H-OH ⇄ NH₃×H₂O + NH₄HСO₃,

NH₄⁺ + СO₃^2- + H-OH ⇄ NH₃×H₂O + HСO₃^-;

вторая ступень:

NH₄HСO₃ + H-OH ⇄ NH₃×H₂O + H₂СO₃,

NH₄⁺ + HСO₃^- + H-OH ⇄ NH₃×H₂O + H₂СO₃.

(NH₃×Н₂О) = 1,8×10^-5,

(Н₂СО₃) = 3,7×10^-7,

(Н₂СО₃) = 4,7×10^-11,

pH > 7 (слабощелочная среда).

Из приведенных примеров видно, что гидролизсолей, образованных многозарядными катионами или анионами, протекает ступенчато, но самопроизвольно не доходит до конца (т. е. до образования кислоты и основания, образующих данную соль). Гидролиз по первой ступени протекает в большей степени, чем по последующим ступеням. Это связано с тем, что при гидролизе по первой ступени в растворе увеличивается концентрация ионов Н⁺ или ОН^-, что препятствует дальнейшему протеканию процесса.

Необратимыйгидролиз (т. е. самопроизвольно протекающий до конца) встречается у некоторых солей, образованных катионами слабого основания и анионами слабой кислоты. Для таких солей в соответствующей клетке таблицы растворимости стоит прочерк. Это означает, что вследствие полного гидролиза такие соли в водном растворе не существуют. Необратимый гидролиз возможен только в том случае, когда образующееся в результате гидролиза одно малодиссоциированное соединение является малорастворимым (основание), а другое - летучим (кислота).

Пример 7. Гидролиз сульфида алюминия Al₂S₃ (в таблице растворимости – прочерк).

При растворении этой соли в воде протекает необратимый процесс гидролиза:

Al₂S₃ + 6H₂O = 2Al(OH)₃¯ + 3H₂S­

Необратимый гидролиз необходимо учитывать при написании уравнений реакций, протекающих между электролитами в водных растворах.

Пример 8. Смешали водные растворы Na₂CO₃ и FeCl₃. Написать уравнение протекающей реакции.

Здесь имеет место взаимный гидролиз, т.е. гидролиз одной соли усиливает гидролиз другой соли. Таким образом, процесс гидролиза самопроизвольно идет до конца, т. е. до образования малораст-воримого гидроксида железа (III) Fe(OH)₃ и углекислого газа СО₂:

3Na₂CO₃ + 2FeCl₃ + 3H₂O = 2Fe(OH)₃¯ + 3CO₂­ + 6NaCl

3СO₃^2- + 2Fe³⁺ + 3H₂O = 2Fe(OH)₃¯ + 3CO₂­