Статья: Водные растворы электролитов

В практике принимается Kw = 10-14 (22 °С), отсюда [Н+] = 10-7 г-ион/л и рН = 7.

Соотношения между реакцией среды, концентрациями ионов и значением водородного показателя получаются следующие:

Нейтральная среда [Н3О+] = [ОН-] = 10-7 г-ион/л, рН = 7.

Кислотная среда [Н3О+] > [ОН-] > 10-7 г-ион/л, рН < 7.

Щелочная среда [Н3О+] < [ОН-] < 10-7 г-ион/л, рН > 7.

Это можно представить в виде схемы:

Гидролиз – процесс взаимодействия ионов соли с водой, приводящий к образованию слабого электролита.

Если соль рассматривать как продукт взаимодействия кислоты с основанием, то в зависимости от их силы все соли можно разделить на четыре типа по приведенной схеме.

Таблица: 1

Кислоты
Сильные	Слабые
Основания	Сильные	I: NaCl, KNO3; pH=7 гидролиз не идет	II: Na2CO3, K2S; рH > 7
	Слабые	III: ZnCl2, Al(NO3)3; pН < 7	IV: CH3COONH4, Al2S3

Соли первого типа гидролизу не подвергаются, так как при их взаимодействии с водой слабые электролиты не могут быть получены. В системе Н2О ↔ Н+ + ОН- не нарушается равновесие. рН в растворах этих солей будет равно 7.

Рассмотрим гидролиз солей оставшихся трех типов. Соли, образованные многоосновными кислотами или многокислотными основаниями, гидролизируются ступенчато, переходя в первой фазе в кислотные или основные соли.

Гидролиз Na2CO3:

I ступень 2Na+ + CO32- + HOH <=> Na+ + HCO3- + Na+ + OH-

CO32- + HOH <=> HCO3- + OH-;

II ступень Na+ + HCO3- + HOH <=> H2CO3 + Na+ + OH-

HCO3- + HOH <=> H2CO3 + OH-.

При гидролизе Na2CO3 и других солей этого типа в растворе накапливаются ионы OH-, сообщающие ему щелочную реакцию с рН > 7. Более сильно выражена первая ступень гидролиза, чем вторая.

Гидролиз ZnCl2:

I ступень: Zn2+ + 2Cl- + HOH <=> ZnOH+ + Cl- + H+ + Cl-

Zn2+ + HOH <=> ZnOH+ + H+;

II ступень: ZnOH+ + HOH + Cl- <=> Zn(OH)2 + H+ + Cl-

ZnOH+ + HOH <=> Zn(OH)2 + H+.