ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ СЛАБЫХ КИСЛОТ И СИЛЬНЫХ ОСНОВАНИЙ. Если соль образована слабой кислотой и сильным основанием, то реакцию гидролиза можно схематически изобразить так: М+ + А - + Н2О НА + М+ + ОН (4) Связывания иона гидроксония Н+ анионами слабой кислоты А - приводит нарушению равновесия реакции диссоциации воды Н2О Н+ + ОН- И появлению избыточной концентрации ОН При этом Сн+  Cон - и раствор имеет щелочную реакцию.
Константа гидролиза реакции (4) Кг= СНА * Сон- = СНА * Сон- (5) СМ+ * СА- СА- Слабая кислота НА, получающаяся при гидролизе, диссоциирует, хотя и в малой степени, на ионы: НА Н+ + А - (6) В противном случае гидролиз шел бы до конца - вся соль превращалась бы в НА и МОН. Выразив константу диссоциации слабой кислоты - константу равновесия реакции (6) - следующим образом: К кисл. = СН. СА- СНА Можно определить через нее отношение СНА = Сн+ (7) СА К кисл. Подставив (7) в (5), получим Кг= Сн+ * Сон- = Кw (8) К кисл. К кисл. Константа гидролиза равна отношению ионного произведения воды к константе диссоциации слабой кислоты.
Найдем степень гидролиза соли. Концентрация негидролизованной соли равна СМА (1 - ) . Негидролизованная соль в разбавленном растворе полностью диссоциирована на ионы и поэтому ее концентрация равна концентрации аниона СМА - = СМА (1 - ). (9) При гидролизе образуются эквивалентные количества молекул НА и ионов ОН Так как мы рассматриваем соль слабой кислоты, то НА диссоциированна в малой степени.
Если пренебречь диссоциацией НА, то можно сказать что, Сон - = СНА. Молекула НА образуется из молекулы соли при гидролизе.
Если гидролизовано СМА* молей, то Сон - = СНА= СМА*. (10) Подставив выражения (9) и (10) в уравнение (5), получим Кг= С2МА*2 = СМА*2 (11) С МА* (1-) 1- Откуда СМА*2 + Кг *  - Кг = 0 и = - + Второй корень уравнения не имеет физического символа, так как  не может быть меньше нуля. Если степень гидролиза мала (  1), то 1-  1 и выражение (11) упрощается Кг  С МА *2;   (12) Из выражения (12) видно, что увеличение концентрации соли СМА приводит к уменьшению степени гидролиза.
Разбавление раствора увеличивает степень гидролиза.
Подставив в уравнение (12) значения Кг из выражения (8), получим   . (13) Сравнение степени гидролиза растворов двух солей одинаковой концентрации дает 1  ; 2 ; и = , (14) так как (С МА) 1 = (С МА) 2 Степень гидролиза обратно пропорциональна корню квадратному из константы диссоциации слабой кислоты. Используя выражение (10), можно записать Сон+ * Сон - = Кw; Сон+ = = Подставив сюда из выражения (13), получим Сн+= = ; После логарифмирования и перемены знаков lg Сн+ = - ½ lg Кw - ½ lg Ккисл. + ½ lg Сма. Но - lg Сн + = рН; подобные же обозначения можно употребить и для логарифмов констант равновесия.
Тогда рН= ½ рКw + ½ рКкисл. + ½ lgСМА. (15) Из выражения (15) видно, что рН растворов солей слабых кислот и сильных оснований растет с уменьшением константы диссоциации слабой кислоты и с ростом общей концентрации соли. Другими словами, щелочность раствора растет с уменьшением Ккисл. И с ростом СМА. 1.3