Reakcje w roztworach wodnych

Dysocjacja elektrolityczna

Dysocjacja elektrolityczna (jonowa) - rozpad substancji na jony (kationy i aniony) pod wpływem wody.

Kwasy - związki, które w roztworze wodnym dysocjują na jednododatnie kationy wodoru i aniony reszty kwasowej:

gdzie: R - reszta kwasowa; n - wartościowość reszty kwasowej (ilość atomów wodoru w cząsteczce kwasu)

Aby poprawnie określać liczbę moli i ładunek powstających jonów, należy pamiętać, że w procesie dysocjacji:

- liczba powstających ładunków dodatnich jest równa liczbie ładunków ujemnych

- liczba kationów i anionów jest równa liczbie atomów (lub grup atomów) we wzorze substancji

- ładunek jonu jest równy wartościowości atomu lub grupy atomów

1 mol HCl dysocjuje na 1 mol kationów wodoru i 1 mol anionów chlorkowych

1 mol cząsteczek kwasu chlorowodorowego zawiera: 1 mol atomów wodoru, a więc powstaje 1 mol jonów wodoru i 1 mol atomów chloru, czyli 1 mol jonów chlorkowych.

Kation wodoru jest jednododatni (wodór jest I-wartościowy), a anion chlorkowy jednoujemny (chlor w HCl jest I-wartościowy), a zatem suma ładunków jest równa zero. Liczbę podającą ładunek jonu zapisuje się w prawym górnym rogu, podając po niej znak + lub -, tzn. 3+ a nie +3. Liczbę 1 pomijamy (piszemy tylko + lub -).

Nazwa anionu pochodzi od nazwy kwasu, w którym występuje np.:

Cl^- - chlorkowy

S^2- - siarczkowy

SO₄^2- - siarczanowy (VI)

SO₃^2- - siarczanowy (IV)

CO₃^2- - węglanowy

Kwasy zawierające więcej niż 1 mol atomów wodoru dysocjują stopniowo:

I stopień dysocjacji kwasu siarkowego(VII):

1 mol H2SO4 dysocjuje na 1 mol kationów wodoru i 1 mol anionów wodorosiarczanowych (VI).

W pierwszym etapie od cząsteczki kwasu łatwo ulega odszczepieniu 1 mol kationów wodoru, drugi pozostaje w anionie, stąd w nazwie anionu pojawia się przedrostek wodorowy.

W drugim etapie dysocjuje jon wodorosiarczanowy (VI) odszczepiając mol kationów wodorowych, a powstający anion ma ładunek 2-. Etap ten zachodzi trudniej.

Zapisując równania (tyle równań, ile atomów wodoru w cząsteczce kwasu) procesu wielostopniowej dysocjacji kwasów należy pamiętać, że suma ładunków powstających jonów (prawa strona równania) musi się równać ładunkowi substratu (lewa strona).

II stopień dysocjacji:

1 mol HSO4- dysocjuje na 1 mol kationów wodoru i 1 mol anionów siarczanowych (VI).

Kwasy odszczepiające jeden mol kationów wodoru noszą nazwę kwasów jednoprotonowych, np. HCl, HNO₃. Kwasy zawierające w cząsteczce dwa mole atomów wodoru to kwasy dwuprotonowe (odszczepiają dwa mole kationów wodoru), np. H₂SO₄, H₂S. Kwasy odszczepiające trzy mole kationów wodoru to kwasy trójprotonowe (dysocjują trójstopniowo), np. H₃PO₄.

Obecność kationów wodoru w roztworach wszystkich kwasów powoduje identyczne zabarwienie wskaźników, co wykorzystuje się do rozpoznawania, czy dany roztwór jest kwasem.

Zasady - związki, które w roztworze wodnym dysocjują na kationy metali i jednoujemne aniony wodorotlenkowe.

gdzie: M - symbol metalu, m - wartościowość metalu (liczba grup OH-)

Dla wodorotlenków dopuszcza się pisanie równań całkowitej dysocjacji.

1 mol NaOH dysocjuje na 1 mol kationów sodu i 1 mol anionów wodorotlenkowych.

W procesie dysocjacji zasady sodowej powstaje 1 mol (we wzorze NaOH jest 1 mol Na) jednododatnich kationów sodu (sód jest I-wartościowym metalem). Jednoujemny anion tworzy grupa - OH (wodorotlenkowa).

Wodorotlenki wielowodorotlenowe dysocjują stopniowo, np.:

W I etapie następuje odszczepienie z cząsteczki wodorotlenku jednego mola anionów wodorotlenkowych:

1 mol kationów hydroksomagnezu + 1 mol anionów wodorotlenkowych.

II etap polega na odszczepieniu drugiego mola anionów wodorotlenkowych:

1 mol kationów magnezu + 1 mol anionów wodorotlenkowych.

Sumarycznie:

czyli: 1 mol wodorotlenku wapnia dysocjuje na 1 mol kationów magnezu i 2 mole anionów wodorotlenkowych.

Obecność anionów OH^- w roztworach wszystkich zasad powoduje identyczne zabarwienie wskaźników, co wykorzystuje się do rozpoznawania, czy dany roztwór jest zasadą. Np. fenoloftaleina w roztworach zasadowych przyjmuje kolor malinowy.

Sole - związki, które w roztworze wodnym dysocjują na kationy metalu i aniony reszt kwasowych.

gdzie:

M - symbol metalu

m - wartościowość metalu

R - reszta kwasowa

n - wartościowość reszty kwasowej

np.

1 mol KCl dysocjuje na 1 mol kationów potasu i 1 mol anionów chlorkowych.

W wyniku dysocjacji 1 mola chlorku potasu powstaje 1 mol (we wzorze 1 mol K) jednododatnich (potas - I-wartościowy metal) kationów potasu oraz 1 mol (we wzorze 1 mol Cl) jednoujemnych (reszta kwasowa w HCl - I-wartościowa).

1 mol chlorku glinu dysocjuje na 1 mol kationów glinu i 3 mole anionów chlorkowych. Kationy glinu mają ładunek 3+ (glin - III-wartościowy metal), aniony chlorkowe mają ładunek I- (reszta kwasowa jest I-wartościowa). Suma ładunków dodatnich (1 · 3+ = 3+) i ujemnych (3 · 1- = 3-) musi wynosić zero.

Zadanie 1

Napisz równania dysocjacji jonowej następujących związków:

a) HNO₃, H₂CO₃, H₂S

b) Ca(OH)₂, KOH

c) KNO₂, Cu(NO₃)₂, MgSO₃, CaCl₂, K₃PO₄

Rozwiązanie:

1 mol cząsteczek kwasu azotowego (V) dysocjuje na 1 mol kationów wodoru (1H we wzorze kwasu) i 1 mol anionów azotanowych (V) o ładunku 1- (wartościowość reszty kwasowej wynosi I). 1 mol cząsteczek kwasu węglowego dysocjuje na 1 mol kationów wodoru i 1 mol jednoujemnych anionów węglanowych. Na koniec możemy wykonać sprawdzenie, równanie dysocjacji jest poprawnie zapisane, gdy suma ładunków dodatnich i ujemnych wynosi zero (1 · 1 + 1- = 0). 1 mol cząsteczek kwasu siarkowodorowego dysocjuje na 2 mole kationów wodoru i 1 mol jednoujemnych anionów siarczkowych. Suma ładunków dodatnich (1 · 1+ = 1+) i ujemnych jest równa zero - równanie dysocjacji jest poprawnie zapisane. 1 mol jednostek formalnych wodorotlenku wapnia dysocjuje na 1 mol kationów wapnia o ładunku 2+ (wapń jest II-wartościowy) i 2 mole anionów wodorotlenkowych (2 grupy -OH we wzorze). Suma ładunków dodatnich i ujemnych jest równa zero (2 + 2 · 1- = 0). 1 mol jednostek formalnych wodorotlenku potasu dysocjuje na 1 mol jednododatnich kationów potasu (potas jest I-wartościowy) i 1 mol anionów wodorotlenkowych. 1 mol jednostek formalnych azotanu (III) potasu dysocjuje na 1 mol kationów potasu (1 K we wzorze) o ładunku 1+ (I- wartościowy potas) i 1 mol anionów azotanowych (III) o ładunku 1- (I- wartościowa reszta kwasowa). 1 mol jednostek formalnych azotanu (V) miedzi (II) dysocjuje na 1 mol (1 Cu we wzorze) dwudodatnich kationów miedzi (miedź jest w tym związku II- wartościowa) i 2 mole (dwie reszty kwasowe we wzorze) anionów azotanowych (III) o ładunku 1- (wartościowość reszty kwasowej -I). 1 mol jednostek formalnych siarczanu (IV) magnezu dysocjuje na 1 mol kationów (1Mg we wzorze) i 1 mol (1 reszta kwasowa we wzorze) anionów siarczanowych (IV) o ładunku 2- (reszta kwasowa jest II-wartościowa). Suma ładunków dodatnich i ujemnych wynosi zero. 1 mol jednostek formalnych chlorku wapnia dysocjuje na 1 mol (1Ca we wzorze) kationów wapnia o ładunku 2+ (wapń jest II-wartościowy) i 2 mole anionów chlorkowych (CaCl2) o ładunku 1-, a zatem suma ładunków dodatnich (2+) i ujemnych (2 · 1-) jest równa zero. 1 mol jednostek formalnych fosforanu (V) potasu dysocjuje na 3 mole (3 K we wzorze) jednododatnich kationów potasu (potas jest I-wartościowy) i 1 mol (1 reszta kwasowa we wzorze) anionów fosforanowych (V) o ładunku (3-). Suma ładunków dodatnich (3 · 1+ = 3+) i ujemnych (3-) wynosi zero.

Zadanie 2

Z podanych związków wybierz te, które rozpuszczone w wodzie dysocjują na jony. Napisz dla nich odpowiednie równania dysocjacji: KBr, CH₄, H₃PO₄, O₂, Fe(NO₃)₃, LiOH.

Bromek potasu należy do soli, które w roztworach wodnych dysocjują na kationy metalu (powstaje 1 mol kationów bromu) i aniony reszt kwasowych (powstaje 1 mol anionów bromkowych).

CH₄ - związek organiczny, nie dysocjuje. Wśród związków organicznych dysocjują jedynie kwasy karboksylowe i ich sole.

Kwasy, a więc i kwas fosforowy (V), dysocjują na kationy wodoru i aniony reszt kwasowych. W wyniku dysocjacji 1 mola cząsteczek H3PO4 powstają 3 mole kationów wodoru (3H we wzorze kwasu) i 1 mol anionów reszty kwasowej (1 reszta kwasowa we wzorze) o ładunku 3- (reszta kwasowa jest III-wartościowa).

Cząsteczka tlenu O₂ nie dysocjuje. Do elektrolitów należą bowiem wodne roztwory kwasów, zasad i soli.

1 mol cząsteczek azotanu (V) żelaza (III) dysocjuje na 1 mol kationów żelaza (1Fe we wzorze soli) o ładunku 3+ (wartościowość żelaza w tym związku wynosi III) i 3 mole (3 reszty kwasowe we wzorze soli) anionów azotanowych (V) o ładunku 1- (reszta kwasowa jest I-wartościowa). LiOH jest przedstawicielem zasad, które w roztworze wodnym dysocjują na kationy metalu (Li+) i aniony wodorotlenkowe (OH-).

Napisz wielostopniową dysocjację:

a) kwasu fosforowego (V)

b) wodorotlenku wapnia

Rozwiązanie:

W pierwszym etapie dysocjacji następuje odszczepienie jednego mola kationów wodoru, a powstający anion zawiera jeszcze dwa mole kationów wodoru, stąd jego nazwa to anion dwuwodorofosforanowy (V). Ładunek tego jonu wynosi 1- (na skutek oderwania 1 mola kationów wodoru od obojętnej cząsteczki kwasu). W II etapie następuje odszczepienie kolejnego mola kationów wodoru, a zatem powstający anion zawiera już tylko jeden mol kationów wodoru, stąd jego nazwa to anion wodorofosforanowy (V). Ładunek tego jonu wzrasta zatem na 2-.

W trzecim etapie (kwas trójprotonowy) odszczepieniu ulega ostatni z moli kationów wodoru, powstający anion nosi zatem nazwę anionu fosforanowego (V). Ładunek tego jonu wynosi 3- ponieważ w wyniku całego procesu dysocjacji uległy odszczepieniu 3 mole kationów wodoru. 1 mol cząsteczek kwasu fosforowego (V) dysocjuje na 3 mole kationów wodoru i 1 mol anionów fosforanowych (V). W pierwszym etapie dysocjacji następuje odszczepienie 1 mola anionów wodorotlenkowych, drugi mol anionów OH- wchodzi w skład powstającego kationu (w nazwie umieszczamy przedrostek hydrokso-). W drugim, ostatnim etapie dysocjacji następuje odszczepienie od (CaOH)+ 1 mola anionów wodorotlenkowych. 1 mol cząsteczek wodorotlenku wapnia dysocjuje na 1 mol kationów wapnia i 2 mole anionów wodorotlenkowych.

Stopień dysocjacji

Wśród elektrolitów możemy wyróżnić elektrolity mocne i słabe.

Elektrolity mocne bardzo dobrze przewodzą prąd elektryczny, ponieważ dysocjują prawie całkowicie na jony.

Do elektrolitów mocnych należą:

- wszystkie sole

- wodorotlenki litowców i berylowców, z wyjątkiem Be(OH)₂ i Mg(OH)₂

- niektóre kwasy, np. HCl, HBr, HNO₃, H₂SO₄, HClO₄

Pozostałe kwasy i zasady, w tym wszystkie kwasy organiczne należą do elektrolitów słabych, które dysocjują w roztworach tylko częściowo (dlatego znacznie gorzej przewodzą prąd elektryczny niż elektrolity mocne).

A zatem w roztworach słabych elektrolitów ustala się stan równowagi chemicznej między niezdysocjowanymi cząsteczkami a powstającymi jonami (w równaniu dysocjacji słabego elektrolitu wyrażamy to za pomocą symbolu...) np. HNO2 ... H+ + NO2-.

Ilościową miarą mocy elektrolitu jest stopień dysocjacji α. Jest to stosunek liczby moli cząsteczek zdysocjowanych na jony do całkowitej liczby moli cząsteczek wprowadzonych do roztworu.

Dysocjacja elektrolityczna. Stopień dysocjacji.

gdzie:

α - stopień dysocjacji (liczba niemianowana lub w procentach)

n_z - liczba moli cząsteczek zdysocjowanych na jony

n_w - całkowita liczba moli cząsteczek wprowadzonych do roztworu

Stopień dysocjacji zależy od:

- rodzaju elektrolitu - elektrolity słabe (α ≤ 30%), elektrolity mocne (α ≥ 30%)

- temperatury - rośnie wraz z jej wzrostem

- stężenia elektrolitu - rośnie, gdy stężenie roztworu maleje, w bardzo rozcieńczonych roztworach jest bliski 100% (lub 1)

Zadanie 3

Oblicz stopień dysocjacji 0,1-molowego kwasu HX, wiedząc, że stężenie jonów H⁺ w tym roztworze wynosi 0,02 mol/dm³. Na jego podstawie określ, czy kwas ten jest słabym czy mocnym elektrolitem.

Rozwiązanie:

Z definicji stężenia molowego wynika, że w 1 dm3 roztworu znajduje się 0,1 mola cząsteczek kwasu HX wprowadzonych do roztworu (nw), a liczba moli cząsteczek zdysocjowanych na jony jest równa stężeniu jonów H+ (nz), ponieważ w wyniku dysocjacji 1 mola cząsteczek HX powstaje 1 mol kationów wodoru. Stopień dysocjacji obliczamy ze wzoru.

Odp.: Stopień dysocjacji 0,1-molowego roztworu kwasu HX wynosi 20%, a zatem jest on słabym elektrolitem.

Zadanie 4

W 0,2-molowym wodnym roztworze kwasu octowego (CH₃COOH) stopień dysocjacji wynosi 1,5%. Oblicz ilość moli kationów wodoru w tym roztworze.

Rozwiązanie:

Wypisujemy dane, wiedząc z definicji stężenia molowego, że liczba moli cząsteczek niezdysocjowanych, znajdujących się w 1 dm3 roztworu wynosi 0,2. Ilość moli kationów wodoru, które mamy obliczyć jest równa liczbie moli cząsteczek zdysocjowanych (nz). Wynika to z równania dysocjacji kwasu octowego. Przekształcamy wzór na stopień dysocjacji i obliczamy ilość moli cząsteczek zdysocjowanych (kationów wodoru).

Odp.: W 0,2-molowym roztworze kwasu octowego, w którym stopień dysocjacji wynosi 1,5%, stężenie kationów wodoru wynosi 0,003 mol/dm³.

Odczyn roztworu

Proces dysocjacji wody, która jest bardzo słabym elektrolitem, opisuje równanie:

Iloczyn stężenia kationów wodoru [H⁺] i stężenia anionów wodorotlenkowych [OH^-] nosi nazwę iloczynu jonowego wody i jest wielkością stałą w danej temperaturze, a w temperaturze 25°C wynosi:

[H⁺] · [OH^-] = 10^-14 (mol/dm³)²

Z równania dysocjacji wody wynika, że w czystej wodzie [H⁺] = [OH^-] (czytaj: stężenie kationów wodoru jest równe stężeniu anionów wodorotlenkowych), a z iloczynu jonowego wody obliczymy, że:

[H⁺] = 10^-7 mol/dm³ oraz [OH^-] = 10^-7 mol/dm³

Jeśli do czystej wody dodamy kwasu, to wzrośnie stężenie jonów H⁺, a zatem:

[H⁺] > 10^-7 mol/dm³ - roztwór ma odczyn kwasowy.

Jeśli do czystej wody dodamy zasadę, to wzrośnie stężenie jonów OH^-, a więc stężenie jonów H⁺ musi zmaleć:

[H⁺] < 10^-7 mol/dm³ - roztwór ma odczyn zasadowy.

Odczyn czystej wody, w której [H⁺] = [OH^-] = 10^-7 mol/dm³ jest obojętny.

Miarą kwasowości i zasadowości roztworu jest jego pH.

pH = -log [H⁺]

A zatem w roztworze o pH = 3 stężenie jonów H⁺ wynosi 10^-3 mol/dm³.

Jeżeli stężenie jonów H⁺ wynosi 10^-12 mol/dm³, to pH = 12.

Odczyn kwasowy, odczyn obojętny, odczyn zasadowy. Wzrost kwasowości, wzrost zasadowości.

pH < 7 odczyn kwasowy roztworu

pH = 7 odczyn obojętny roztworu

pH > 7 odczyn zasadowy

Najprostszym sposobem określania pH i odczynu roztworu w praktyce są wskaźniki kwasowo-zasadowe. Przyjmują one charakterystyczną barwę w roztworach różnym pH, np.:

Wskaźnik	Barwa w roztworze o odczynie kwasowym	Barwa w roztworze o odczynie zasadowym	Barwa w roztworze o odczynie obojętnym
Oranż metylowy	Czerwona	Pomarańczowa	Żółta
Fenoloftaleina	Bezbarwna	Malinowa	Bezbarwna
Papierek uniwersalny	Czerwona	Ciemnoniebieska	Żółtozielona

Reakcje jonowe

Reakcje jonowe to reakcje biegnące pomiędzy jonami w roztworach wodnych (szybkość reakcji jest duża).

Ogólne zasady reakcji jonowych:

- reakcję sól + sól piszemy tylko wtedy, gdy powstaje substancja niezdysocjowana, np. wytrąca się osad lub powstaje substancja niezdysocjowana w roztworze,

- mocniejszy kwas wypiera z soli kwas słabszy,

- silniejsza zasada wypiera z soli słabszą,

- mniej lotna zasada wypiera bardziej lotną,

- mniej lotny kwas wypiera bardziej lotny,

- można pisać równania wodorotlenek + wodorotlenek i kwas + kwas (jedna substancja zawiera pierwiastek amfoteryczny),

- równanie sól + kwas lub sól + wodorotlenek piszemy również gdy powstaje substancja niezdysocjowana.

Formy równań reakcji jonowych:

- forma cząsteczkowa,

- forma jonowa (czasami mówi się o formie jonowej pełnej i skróconej).

Rodzaje reakcji jonowych:

- reakcje zobojętniania (neutralizacji);

- reakcje strącania osadów;

- reakcje wydzielania gazów;

- otrzymywania słabych, niezdysocjowanych elektrolitów;

- reakcje utlenienia i redukcji (omówione oddzielnie);

- reakcje hydrolizy;

- reakcje kompleksonowania.

„lotne” kwasy - H₂S, HCl, (H₂CO₃) - CO₂, SO₂

„lotne” zasady - NH₃

mocne kwasy - HNO₃, H₂SO₄ w pierwszym etapie dysocjacji, HCl, HBr, HI, HClO₄, HMnO₄, H₂Cr₂O₇, H₂CrO₄

mocne zasady - wodorotlenki 1 i 2 grupy układu okresowego z wyjątkiem amfoterycznego wodorotlenku berylu i magnezu

Hydroliza soli

Reakcje hydrolizy soli - reakcje jonów niektórych soli z cząsteczkami wody prowadzące do utworzenia słabego elektrolitu. O odczynie decyduje składnik soli pochodzący z mocnego elektrolitu, a hydrolizie ulega ten jon, który pochodzi od elektrolitu słabego.

Na podstawie równania reakcji hydrolizy można określić odczyn wodnego roztworu soli, np.:

Sól mocnego kwasu HCl i słabej zasady Cu(OH)₂ - CuCl₂ reaguje z wodą, w wyniku czego powstaje HCl i Cu(OH)₂ a zatem zapis cząsteczkowy reakcji hydrolizy CuCl₂:

Hydroliza soli. Mocny elektrolit, słaby elektrolit.

W roztworze wodnym sól CuCl₂ jako mocny elektrolit dysocjuje, a jej jony reagują z wodą. Powstający HCl jest również mocnym elektrolitem, a zatem w roztworze wodnym występuje w postaci jonów. Drugi z produktów reakcji Cu(OH)₂ jako słaby elektrolit dysocjuje w niewielkim stopniu, a więc pozostaje w postaci cząsteczkowej (podobnie jak woda).

Otrzymujemy zapis jonowy reakcji hydrolizy:

Cu²⁺ + 2Cl^- + 2H₂O → Cu(OH)₂ + 2H⁺ + 2Cl^-

Jony chlorkowe (występujące po obu stronach równania) nie biorą udziału w reakcji, dlatego pomijamy je w równaniu i otrzymujemy skrócony zapis jonowy reakcji hydrolizy:

Cu²⁺ + 2H₂O → Cu(OH)₂ + 2H⁺

Jest to hydroliza kationowa, bo reakcji ulegają kationy. Powstający nadmiar jonów H⁺ powoduje odczyn kwasowy roztworu, a zatem możemy stwierdzić, że sole pochodzące od mocnych kwasów i słabych zasad hydrolizują z odczynem kwasowym.

Sól słabego kwasu H₂CO₃ i mocnej zasady NaOH - Na₂CO₃ reaguje z wodą, w wyniku czego powstaje H₂CO₃ i NaOH.

Zapis jonowy reakcji hydrolizy:

2Na⁺ + CO₃^2- + 2H₂O → 2Na⁺ + 2OH^- + H₂CO₃

Mocne elektrolity w roztworze wodnym występują w postaci jonów, dlatego piszemy je w formie jonowej, jedynie słabe elektrolity (H₂CO i H₂O) zapisujemy w formie cząsteczkowej.

Zapis jonowy reakcji hydrolizy:

2Na⁺ + CO₃^2- + 2H₂O → 2Na⁺ + 2OH^- + H₂CO₃

Jony, które nie biorą udziału w reakcji (powtarzają się po obu stronach równania) pomijamy w równaniu i otrzymujemy zapis jonowy skrócony:

Jest to hydroliza anionowa, bo reakcji ulegają aniony. Powstający nadmiar jonów OH^- powoduje odczyn zasadowy roztworu, a zatem możemy stwierdzić, że sole pochodzące od słabego kwasu i mocnej zasady hydrolizują z odczynem zasadowym.

Sól słabego kwasu octowego CH₃COOH i słabej zasady NH₃ · H₂O (amoniak) - CH₃COONH₄ reaguje z wodą, w wyniku czego powstaje CH₃COOH i NH₃ · H₂O.

Zapis cząsteczkowy:

W roztworze wodnym w postaci jonowej występuje jedynie mocny elektrolit, którym jest CH₃COONH₄ (octan amonu), wszystkie pozostałe elektrolity są słabe, a zatem zapiszemy je w postaci cząsteczkowej.

CH3COO^- + NH⁴⁺ + H₂O → CH₃COOH + NH₃ · H₂O

Jest to hydroliza kationowo-anionowa, bo reakcji ulegają zarówno kationy, jak i aniony. Odczyn roztworu jest obojętny, gdyż moc powstających elektrolitów jest zbliżona (słaby kwas i słaba zasada). Możemy zatem stwierdzić, że sole pochodzące od słabego kwasu i słabej zasady hydrolizują z odczynem obojętnym.

Sól mocnego kwasu HCl i mocnej zasady NaOH - NaCl nie hydrolizuje, ponieważ jony pochodzące od mocnych elektrolitów nie reagują z wodą. W roztworze ustala się stan równowagi między jonami H⁺ i OH^-, a zatem odczyn roztworu jest obojętny. Możemy więc stwierdzić, że sole pochodzące od mocnego kwasu i mocnej zasady nie hydrolizują, a odczyn ich wodnych roztworów jest obojętny.