Решение.

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 гидролиз солей, 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.

Необратимый гидролиз (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 1. Написать молекулярное и ионное уравнение гидролиза сульфида алюминия Al₂S₃ (в таблице растворимости – прочерк).

Решение.

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 2. Смешали водные растворы Na₂CO₃ и FeCl₃. Написать уравнение протекающей реакции.

Решение.

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

7.4.1. Усиление и подавление гидролиза

Во многих случаях гидролиз  это неприятное осложнение, возникающее при синтезе или при хранении водных растворов различных соединений.

Так как в большинстве случаев процесс гидролиза является обратимым, то изменяя условия (температуру, концентрацию растворов и др.), можно смещать равновесие гидролиза в сторону его усиления ( ) или подавления ( ).

Общие правила смещения гидролитического равновесия можно сформулировать так:

1. Если необходимо сместить равновесие в сторону возможно более полного разложения соли (т. е. усилить гидролиз), то следует работать с разбавленными растворами и при высокой температуре.

2. Если необходимо, чтобы гидролиз протекал в как можно меньшей степени (т. е. подавить гидролиз), то работать следует с концентрированными растворами и на холоде.

Кроме того, можно добавлять к раствору избыток одного из образующихся при гидролизе продуктов (кислоты или щелочи).

Пример 1. Предложите способы, которыми можно подавить гидролиз сульфата меди.