Гидролиз кислых солей и оценка среды их водных растворов

Кислые соли слабых многоосновных кислот тоже подвергаются гидролизу. Так, в водном растворе NaHCO₃ устанавливается равновесие:

HCO₃^- + H₂O ↔ H₂CO₃ + OH^-,

константа которого

Константа гидролиза NaHCO₃ количественно характеризует тенденцию иона HCO₃^- присоединять ионы Н⁺ из воды, освобождая эквивалентное число ионов OH^-.

Однако, ион HCO₃^- участвует и в процессе электролитической диссоциации:

HCO₃^- ↔ H⁺ + CO₃^2-,

константа которого количественно характеризует противоположную тенденцию гидроаниона – отщеплять протоны.

Для раствора NaHCO₃ и, следовательно, преобладает тенденция ионов HCO₃^- присоединять протоны из воды, что согласуется с опытом, показывающим, что раствор NaHCO₃ имеет слабо щелочную реакцию среды.

В случае дигидрофосфата натрия NaH₂PO₄ реакцию среды определяют следующие конкурирующие равновесия:

1) H₂PO₄^- + Н₂О ↔ Н₃РО₄ + ОН^- (гидролиз)

2) H₂PO₄^- ↔ НРО₄^2- + Н⁺ (диссоциация)

Константа диссоциации иона H₂PO₄^- - это вторая константа диссоциации фосфорной кислоты

Реакция среды будет определяться тем равновесием, которое характеризуется большим значением константы:

Следовательно, реакция среды в водном растворе NaH₂PO₄ кислая, рН < 7.