Гидролизом называется взаимодействие соли с водой, в результате которого ионы водорода воды соединяются с анионами кислотного остатка соли, а ионы гидроксила – с катионом металла соли. При этом образуются кислоты (или кислая соль) и основание (основная соль). При составлении уравнений гидролиза необходимо определить какие ионы соли могут связывать ионы воды (Н + или ОН -) в слабодиссоциирующее соединение. Это могут быть либо ионы слабой кислоты, либо ионы слабого основания.
К сильным основаниям относятся щелочи (основания щелочных и щелочоземельных металлов): LiOH, NaOH, KOH, CsOH, FrOH, Ca(OH) 2 , Ba(OH) 2 , Sr(OH) 2 , Ra(OH) 2 . Остальные основания – это слабые электролиты (NH 4 OH, Fe(OH) 3 , Cu(OH) 2 , Pb(OH) 2 , Zn(OH) 2 и.т.д).
К сильным кислотам относятся HNO 3 , HCl, HBr, HJ, H 2 SO 4 , H 2 SeO 4 , HClO 3 , HCLO 4 , HMnO 4 , H 2 CrO 4 , H 2 Cr 2 O 7 . Остальные кислоты – это слабые электролиты (H 2 CO 3 , H 2 SO 3 , H 2 SiO 3 , H 2 S, HCN, CH 3 COOH, HNO 2 , H 3 PO 4 и.т.д). Так как сильные кислоты и сильные основания полностью диссоциируют в растворе на ионы, то с ионами воды могут соединяться в слабодиссоциирующие соединения только ионы кислотных остатков слабых кислот и ионы металлов, образующих слабые основания. Эти слабые электролиты, связывая и удерживая ионы Н + или ОН - , нарушают равновесие между молекулами воды и ее ионами, обуславливая кислую или щелочную реакцию раствора соли. Поэтому гидролизу подвергаются те соли, в состав которых входят ионы слабого электролита, т.е. соли образованные:
1) слабой кислотой и сильным основанием (например, K 2 SiO 3);
2) слабым основанием и сильной кислотой (например, CuSO 4);
3) слабым основанием и слабой кислотой (например, СН 3 СООNН 4).
Соли сильной кислоты и сильного основания гидролизу не подвергаются (например, KNO 3).
Ионные уравнения реакций гидролиза составляются по тем же правилам, что и ионные уравнения обычных реакций обмена. Если соль образована многоосновной слабой кислотой или многокислотным слабым основанием, то гидролиз протекает ступенчато с образованием кислых и основных солей.
Примеры решения задач
Пример 1. Гидролиз сульфида калия K 2 S.
I ступень гидролиза: образуются слабодиссоциирующие ионы HS - .
Молекулярная форма реакции:
K 2 S+H 2 O=KHS+KOH
Ионные уравнения:
Полная ионная форма:
2K + +S 2- +H 2 O=K + +HS - +K + +OH -
Сокращенная ионная форма:
S 2- +H 2 O=HS - +OH -
Т.к. в результате гидролиза в растворе соли образуется избыток ионов ОН - , то реакция раствора щелочная рН>7.
II ступень: образуется слабодиссоциирующие молекулы H 2 S.
Молекулярная форма реакции
KHS+H 2 O=H 2 S+KOH
Ионные уравнения
Полная ионная форма:
K + +HS - +H 2 О=H 2 S+K + +OH -
Сокращенная ионная форма:
HS - +H 2 O=H 2 S+OH -
Среда щелочная, рН>7.
Пример 2. Гидролиз сульфата меди CuSO 4 .
I ступень гидролиза: образуются слабодиссоциирующие ионы (СuOH) + .
Молекулярная форма реакции:
2CuSO 4 +2H 2 O= 2 SO 4 +H 2 SO 4
Ионные уравнения
Полная ионная форма:
2Cu 2+ +2SO 4 2- +2H 2 O=2(CuOH) + +SO 4 2- +2H + +SO 4 2-
Сокращенная ионная форма:
Cu 2+ +H 2 O=(CuOH) + +H +
Т.к. в результате гидролиза в растворе соли образуется избыток ионов Н + , то реакция раствора кислая рН<7.
II ступень гидролиза: образуется слабодиссоциирующие молекулы Сu(OH) 2 .
Молекулярная форма реакции
2 SO 4 +2H 2 O=2Cu(OH) 2 +H 2 SO 4
Ионные уравнения
Полная ионная форма:
2(CuOH) + +SO 4 2- +2H 2 O= 2Cu(OH) 2 +2H + +SO 4 2-
Сокращенная ионная форма:
(CuOH) + +H 2 O=Cu(OH) 2 +H +
Среда кислая, рН<7.
Пример 3. Гидролиз ацетата свинца Pb(CH 3 COO) 2 .
I ступень гидролиза: образуются слабодиссоциирующие ионы (PbOH) + и слабая кислота СН 3 СООН.
Молекулярная форма реакции:
Pb(CH 3 COO) 2 +H 2 O=Pb(OH)CH 3 COO+CH 3 COOH
Ионные уравнения
Полная ионная форма:
Pb 2+ +2CH 3 COO - +H 2 O=(PbOH) + +CH 3 COO - +CH 3 СOOH
Сокращенная ионная форма:
Pb 2+ +CH 3 COO - +H 2 O=(PbOH) + +CH 3 COOH
При кипячении раствора гидролиз практически идет до конца, образуется осадок Pb(OH) 2
II ступень гидролиза:
Pb(OH)CH 3 COO+H 2 O=Pb(OH) 2 +CH 3 COOH
Задание 201.
Составьте ионно-молекулярное и молекулярное уравнения гидролиза, происходящего при смешивании растворов К
2 S и СгС1
3 . Каждая из взятых солей гидролизуется необратимо до конца с образованием соответствующих основания и кислоты.
Решение:
K 2 S – соль сильного основания и слабой кислоты гидролизуется по аниону, а CrCl 3 – соль слабого основания и сильной кислоты гидролизуется по катиону:
K 2 S ⇔ 2K + + S 2- ; CrCl3 ⇔ Cr 3+ + 3Cl - ;
а) S 2- + H 2 O ⇔ HS - + OH - ;
б) Cr 3+ + H 2 O ⇔ CrOH 2+ + H + .
Если растворы этих солей находятся в одном сосуде, то идёт взаимное усиление гидролиза каждой из них, ибо ионы Н+ и ОН-, связываясь друг с другом, образуют молекулы слабого электролита Н 2 О (Н + + ОН - ⇔ Н 2 О). При образовании дополнительного количества воды гидролитическое равновесие обеих солей сдвигается вправо, и гидролиз каждой соли идёт до конца с образованием осадка и газа:
3S 2- + 2Cr 3+ + 6H 2 O ⇔ 2Cr(OH) 3 ↓
+ 3H 2 S (ионно-молекулярная форма);
3K 2 S + 2CrCl 3 + 6Н 2 О ⇔
2Cr(OH) 3 ↓
+ 3H 2 S + 6KCl (молекулярная форма).
Задание 202.
К раствору FeCl 3 добавили следующие вещества: a) HCl; б) КОН; в) ZnCl 2 ; г) Na 2 СО 3 . В каких случаях гидролиз хлорида железа (III) усилится? Почему? Составьте ионно-молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей.
Решение:
а) Соль FeCl 3 гидролизуется по катиону, а HCl диссоциирует в водном растворе:
FeCl 3 ⇔ Fe 3+ + 3Cl - ;
HCl ⇔ H + + Cl -
Если растворы этих веществ находятся в одном сосуде, то идёт угнетение гидролиза соли FeCl 3 , ибо образуется избыток ионов водорода Н + и равновесие гидролиза сдвигается влево:
б) Соль FeCl 3 гидролизуется по катиону, а KOH диссоциирует в водном растворе с образованием ОН - :
FeCl 3 ⇔ Fe 3+ + 3Cl - ;
Fe 3+ + H 2 O ⇔ FeOH 2+ + H + ;
KOH ⇔ K + + OH -
Если растворы этих веществ находятся в одном сосуде, то идёт гидролиза соли FeCl3 и диссоциации КОН, ибо ионы Н+ и ОН-, связываясь друг с другом, образуют молекулы слабого электролита Н 2 О (Н + + ОН - ⇔ Н 2 О). При этом гидролитическое равновесие соли FeCl 3 и диссоциация КОН сдвигаются вправо и гидролиз соли и диссоциация основания идут до конца с образованием осадка Fe(OH) 3 . По сути, при смешивании FeCl3 и КОН протекает реакция обмена. Ионно-
Fe 3+ + 3OH - ⇔ Fe(OH) 3 ↓;
Молекулярное уравнение процесса:
FeCl 3 + 3KOH ⇔ Fr(OH) 3 ↓ + 3KCl.
в) Соль FeCl 3 и соль ZnCl 2 гидролизуется по катиону:
Fe 3+ + H 2 O ⇔ FeOH 2+ + H + ;
Zn 2+ + H 2 O ⇔ ZnOH + + H +
Если растворы этих солей находятся в одном сосуде, то идёт взаимное угнетение гидролиза каждой из них, ибо избыточное количество ионов Н + вызывает смещение гидролитического равновесие влево, в сторону уменьшения концентрации ионов водорода Н + .
г) Соль FeCl 3 гидролизуется по катиону, а соль Na 2 СO 3 – по аниону:
Fe 3+ + H 2 O ⇔
FeOH 2+ + H + ;
СO 3 2- + H 2 O ⇔
HСO 3 - + ОH -
Если растворы этих солей находятся в одном сосуде, то идёт взаимное усиление гидролиза каждой из них, ибо ионы Н + и ОН - , связываясь друг с другом, образуют молекулы слабого электролита Н 2 О (Н + + ОН - ⇔ Н 2 О). При образовании дополнительного количества воды гидролитическое равновесие обеих солей сдвигается вправо, и гидролиз каждой соли идёт до конца с образованием осадка Fe(OH)3↓, слабого электролита H 2 CО 3:
2Fe 3+ + 3СO 3 2- + 3H 2 O ⇔ 2Fe(OH) 3 ↓ + 3CO 2 (ионно-молекулярная форма);
2FeCl 3 + 3Na 2 CO 3 + 3H 2 O ⇔ 2Fe(OH) 3 ↓ + 3CO 2 + 6NaCl (молекулярная форма).
Задание 203.
Какие из солей Al 2 (SO4) 3 , K 2 S, Pb(NO 3) 2 , КСl подвергаются гидролизу? Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей. Какое значение рН (> 7 <)
имеют растворы этих солей?
Решение:
а) Al 2 (SO 4) 3 - соль слабого основания и сильной кислоты. В этом случае катионы Al 3+ связывают ионы ОН - воды, образуя катионы основной соли AlOH 2+ . Образование Al(OH) 2+ и Al(OH) 3 не происходит, потому что ионы AlOH 2+ диссоциируют гораздо труднее, чем ионы Al(OH) 2+ и молекулы Al(OH) 3 . В обычных условиях гидролиз идёт по первой ступени. Соль гидролизуется по катиону. Ионно-молекулярное уравнение гидролиза:
Al2(SO 4) 3 ⇔
Al 3+ + 3SO 4 2- ;
или в молекулярной форме:
Al 2 (SO 4) 3 + 2Н 2 О ⇔ 2AlOHSO 4 + H 2 SO 4
В растворе появляется избыток ионов водорода, которые придают раствору Al2(SO4)3 кислую среду, рН < 7 .
б) K 2 S – соль сильного однокислотного основания KOH и слабой многоосновной кислоты H 2 S. В этом случае анионы S2- связывают ионы водорода Н+ воды, образуя анионы кислой соли НS-. Образование H2S не происходит, так как ионы НS- диссоциируют гораздо труднее, чем молекулы H2S. В обычных условиях гидролиз идёт по первой ступени. Соль гидролизуется по аниону. Ионно-молекулярное уравнение гидролиза:
K 2 S ⇔
2К + + S 2- ;
S 2- + H 2 O ⇔
Н S- + ОH -
или в молекулярной форме:
K 2 S + 2Н 2 О ⇔ КНS + КОН
В растворе появляется избыток гидроксид-ионов, которые придают раствору K 2 S щелочную среду, рН > 7.
в) Pb(NO 3) 2 - соль слабого основания и сильной кислоты. В этом случае катионы Pb 2+ связывают ионы ОН- воды, образуя катионы основной соли PbOH + . Образование Pb(OH) 2 не происходит, потому что ионы PbOH + диссоциируют гораздо труднее, чем молекулы Pb(OH) 2 . В обычных условиях гидролиз идёт по первой ступени. Соль гидролизуется по катиону. Ионно-молекулярное уравнение гидролиза:
Pb 2+ + H 2 O ⇔
PbOH + + H +
или в молекулярной форме:
< 7.
г) КCl – соль сильного основания и сильной кислоты гидролизу не подвергается, так как ионы К + , Cl - не связываются ионами воды H + и OH - . Ионы К + , Cl - , H + и OH - останутся в растворе. Так как в растворе соли присутствуют равные количества ионов H + и OH - , то раствор имеет нейтральную среду, рН = 0.
Задание 204.
При смешивании растворов FeCl 3 и Na 2 СО 3 каждая из взятых солей гидролизуется необратимо до конца с образованием соответствующих основания и кислоты. Выразите этот совместный гидролиз ионно-молекулярным и молекулярным уравнениями.
Решение:
FeCl 3 - соль слабого основания и сильной кислоты. В этом случае катионы Fe 3+ связывают ионы ОН - воды, образуя катионы основной соли FeOH 2+ . Образование Fe(OH)2+ и Fe(OH)3 не происходит, потому что ионы FeOH 2+ диссоциируют гораздо труднее, чем ионы Fe(OH) 2+ и молекулы Fe(OH) 3 . В обычных условиях гидролиз идёт по первой ступени. Соль гидролизуется по катиону. Ионно-молекулярное уравнение гидролиза:
FeC l3 ⇔
Fe 3+ + 3Cl -
Fe 3+ + H 2 O ⇔
FeOH 2+ + H +
Na 2 CO 3 - соль сильного основания и слабой кислоты. В этом случае анионы CO 3 2- связывают ионы водорода Н + воды, образуя анионы кислой соли HCO 3 - . Образование H 2 CO 3 не происходит, так как ионы HCO 3 - диссоциируют гораздо труднее, чем молекулы H 2 CO 3 . В обычных условиях гидролиз идёт по первой ступени. Соль гидролизуется по аниону. Ионно-молекулярное уравнение гидролиза:
2Fe 3+ + 3CO 3 2- + 3H 2 O 2Fe(OH) 3 ⇔
+ 3CO 2 (ионно-молекулярная форма);
2FeCl 3 + 3Na 2 CO 3 +3H 2 O ⇔
2Fe(OH) 3 + + 3CO 2 + 6NaCl.
Задание 205.
К раствору Nа 2 СО 3 добавили следующие вещества: a)HCl; б)NaOH; в) Cu(NО 3) 2 ; г)K 2 S. В каких случаях гидролиз карбоната натрия усилится? Почему? Составьте ионно-молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей.
Решение:
а) Соль Na 2 CO 3 гидролизуется по аниону, а HCl диссоциирует в водном растворе:
Na 2 CO 3 ⇔
2Na + + CO 3 2- ;
CO
3 2- + H 2 O ⇔
HCO 3 - + ОH - ;
HCl ⇔
H + + Cl -
Если растворы этих веществ находятся в одном сосуде, то идёт взаимное усиление гидролиза каждой из них, ибо ионы Н + и ОН - , связываясь друг с другом, образуют молекулы слабого электролита Н 2 О (Н + + ОН - ⇔ Н 2 О). При этом гидролитическое равновесие соли Na 2 CO 3 и диссоциация HCl сдвигаются вправо и гидролиз соли и диссоциация кислоты идут до конца с образованием газообразного углекислого газа. Ионно-молекулярное уравнение процесса:
CO 3 2- + 2Н + ⇔ СО 2 + Н 2 О
Молекулярное уравнение процесса:
Na 2 CO 3 + 2HCl ⇔ 2NaCl + СО 2 + Н 2 О
б) Соль Na 2 CO 3 гидролизуется по аниону, а NaOH диссоциирует в водном растворе:
NaOH ⇔
Na + + OH - .
Если растворы этих веществ смешать, то образуется избыток ионов ОН - , что сдвигает равновесие гидролиза Na 2 CO 3 влево и гидролиз соли будет угнетаться.
в) Соль Na 2 CO 3 гидролизуется по аниону, а соль Cu(NO 3) 2 – по катиону:
CO 3 2- + H 2 O ⇔
HCO 3 - + ОH - ;
Сu 2+ + H 2 O ⇔
CuOH + + H + .
Если растворы этих солей находятся в одном сосуде, то идёт взаимное усиление гидролиза каждой из них, ибо ионы Н + и ОН - , связываясь друг с другом, образуют молекулы слабого электролита Н 2 О (Н + + ОН - ⇔ Н 2 О). При образовании дополнительного количества воды гидролитическое равновесие обеих солей сдвигается вправо, и гидролиз каждой соли идёт до конца с образованием осадка и газа:
Cu 2+ + CO 3 2- + H 2 O ⇔
Cu(OH) 2 ↓
+ CO 2 (ионно-молекулярная форма);
Cu(NO 3) 2 + Na 2 CO 3 + Н 2 О ⇔
Cu(OH) 2 ↓
+ CO 2 + 2NaNO 3 (молекулярная форма).
г) Na 2 CO 3 и К 2 S - соли сильного основания и слабой кислоты, поэтому обе гидролизуются по аниону:
CO 3 2- + H 2 O ⇔
HCO 3 - + ОH - ;
S 2- + H 2 O ⇔
HS - + OH - .
Если растворы этих солей находятся в одном сосуде, то идёт взаимное угнетение гидролиза каждой из них, ибо избыток ионов ОН - , согласно принципу Ле Шателье, смещает равновесие гидролиза обеих солей влево, в сторону уменьшения концентрации ионов ОН - , т. е. гидролиз обеих солей будет угнетаться.
Задание 206.
Какое значение рН (> 7 <) имеют растворы солей Na 2 S, АlСl 3 , NiSO 4 ? Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза этих солей.
Решение:
а) Na 2 S – соль сильного однокислотного основания
NaOH и слабой многоосновной кислоты
H 2 S. В этом случае анионы S 2- связывают ионы водорода Н+ воды, образуя анионы кислой соли НS-. Образование H 2 S не происходит, так как ионы НS - диссоциируют гораздо труднее, чем молекулы H 2 S. В обычных условиях гидролиз идёт по первой ступени. Соль гидролизуется по аниону. Ионно-молекулярное уравнение гидролиза:
Na 2 S ⇔
2Na + + S 2- ;
S 2- + H 2 O ⇔
НS - + ОH -
или в молекулярной форме:
Na 2 S + 2Н 2 О ⇔ NaНS + КОН
В растворе появляется избыток гидроксид-ионов, которые придают раствору Na2S щелочную среду, рН > 7.
б) AlCl 3 - соль слабого основания и сильной кислоты. В этом случае катионы Al3+ связывают ионы ОН- воды, образуя катионы основной соли AlOH2+. Образование Al(OH) 2+ и Al(OH) 3 не происходит, потому что ионы AlOH 2+ диссоциируют гораздо труднее, чем ионы Al(OH) 2+ и молекулы Al(OH) 3 . В обычных условиях гидролиз идёт по первой ступени. Соль гидролизуется по катиону. Ионно-молекулярное уравнение гидролиза:
AlCl 3 ⇔
Al 3+ + 3Cl - ;
Al 3+ + H 2 O ⇔
AlOH 2+ + H +
или в молекулярной форме:
AlCl 3 + Н 2 О ⇔ 2AlOHCl 2 + HCl
В растворе появляется избыток ионов водорода, которые придают раствору Al2(SO4)3 кислую среду, рН < 7.
в) NiSO4 - соль слабого многокислотного основания Ni(OH)2 и сильной двуходноосновной кислоты H2SO4. В этом случае катионы Ni2+ связывают ионы ОН- воды, образуя катионы основной соли NiOH+. Образование Ni(OH)2 не происходит, потому что ионы NiOH+ диссоциируют гораздо труднее, чем молекулы Ni(OH)2. В обычных условиях гидролиз идёт по первой ступени. Соль гидролизуется по катиону. Ионно-молекулярное уравнение гидролиза:
Ni(NO 3) 2 ⇔
Ni 2+ + 2NO 3 - ;
Ni 2+ + H 2 O ⇔
NiOH + + H +
или в молекулярной форме:
2NiSO 4 + 2Н 2 О (NiOH) 2 SO 4 + H 2 SO 4
В растворе появляется избыток ионов водорода, которые придают раствору NiSO 4 кислую среду, рН < 7.
Задание 207.
Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза солей Pb(NO 3) 2 , Na 2 CO 3 , Fe 2 (SO 4) 3 . Какое значение рН (> 7 <) имеют растворы этих солей?
Решение:
а) Pb(NO 3) 2 - соль слабого основания и сильной кислоты. В этом случае катионы Pb 2+ связывают ионы ОН - воды, образуя катионы основной соли PbOH + . Образование Pb(OH) 2 не происходит, потому что ионы PbOH + диссоциируют гораздо труднее, чем молекулы Pb(OH) 2 . В обычных условиях гидролиз идёт по первой ступени. Соль гидролизуется по катиону. Ионно-молекулярное уравнение гидролиза:
Pb(NO 3) 2 ⇔
Pb 2+ + 2NO 3 - ;
Pb 2+ + H 2 O ⇔
PbOH + + H +
или в молекулярной форме:
Pb(NO 3) 2 + Н 2 О ⇔ PbOHNO 3 + HNO 3
В растворе появляется избыток ионов водорода, которые придают раствору Pb(NO 3) 2 кислую среду, рН < 7.
б) Na 2 CO 3 - соль сильного основания и слабой кислоты. В этом случае анионы CO 3 2- связывают ионы водорода Н + воды, образуя анионы кислой соли HCO 3 - . Образование H 2 CO 3 не происходит, так как ионы HCO 3 - диссоциируют гораздо труднее, чем молекулы H 2 CO 3 . В обычных условиях гидролиз идёт по первой ступени. Соль гидролизуется по аниону. Ионно-молекулярное уравнение гидролиза:
Na 2 CO 3 ⇔
2Na + + CO 3 2- ;
CO 3 2- + H 2 O ⇔
HCO 3 - + ОH -
или в молекулярной форме:
Na 2 CO 3 + Н 2 О ⇔ СО 2 + 2NaOH
В растворе появляется избыток гидроксид-ионов, которые придают раствору Na2CO3 щелочную среду, рН > 7.
в) Fe 2 (SO 4) 3 - соль слабого основания и сильной кислоты. В этом случае катионы Fe 3+ связывают ионы ОН - воды, образуя катионы основной соли FeOH 2+ . Образование Fe(OH) 2+ и Fe(OH) 3 не происходит, потому что ионы FeOH 2+ диссоциируют гораздо труднее, чем ионы Fe(OH) 2+ и молекулы Fe(OH) 3 . В обычных условиях гидролиз идёт по первой ступени. Соль гидролизуется по катиону. Ионно-молекулярное уравнение гидролиза:
Fe 2 (SO 4) 3 ⇔
2Fe 3+ + 3SO 4 2 -
Fe 3+ + H 2 O ⇔
FeOH 2+ + H +
Молекулярная форма процесса:
Fe 2 (SO 4) 3 + 2H 2 O ⇔ 2FeOHSO 4 + H 2 SO 4 .
В растворе появляется избыток ионов водорода, которые придают раствору Fe2(SO4)3 кислую среду, рН < 7.
Задание 208.
Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза солей НСООК, ZnSО 4 , Аl(NO 3) 3 . Какое значение рН (> 7 <) имеют растворы этих солей?
Решение:
а) НСООК – соль сильного однокислотного основания
KOH и слабой одноосновной кислоты
НСООН. В этом случае анионы НСОО - связывают ионы водорода Н + воды, образуя слабый электролит НСООН. Ионно-молекулярное уравнение гидролиза:
НСООК ⇔
К + + НСОО - ;
НСОО - + H 2 O ⇔
НСООН + ОH -
или в молекулярной форме:
НСООК + Н 2 О НСООН + КОН
В растворе появляется избыток гидроксид-ионов, которые придают раствору НСООК щелочную среду, рН > 7.
б) ZnSО 4 - соль слабого многокислотного основания Zn(OH)2 и сильной многосновной кислоты. В этом случае катионы Zn 2+ связывают ионы ОН - воды, образуя катионы основной соли ZnOH + . Образование Zn(OH) 2 не происходит, потому что ионы СоOH + диссоциируют гораздо труднее, чем молекулы Zn(OH) 2 . В обычных условиях гидролиз идёт по первой ступени. Соль гидролизуется по катиону. Ионно-молекулярное уравнение гидролиза:
ZnSО 4 Zn 2+ + SO 4 2- ;
Zn 2+ + H 2 O ZnOH + + H +
или в молекулярной форме:
2ZnSО4 + 2Н2О (ZnOH)2SO4 + H2SO4
В растворе появляется избыток ионов водорода, которые придают раствору ZnSО 4 кислую среду, рН < 7.
в) Аl(NO 3) 3 - соль слабого многокислотного основания Al(OH) 3 и сильной одноосновной кислоты HNO 3 . В этом случае катионы Al 3+ связывают ионы ОН - воды, образуя катионы основной соли AlOH2+. Образование Al(OH) 2+ и Al(OH) 3 не происходит, потому что ионы AlOH 2+ диссоциируют гораздо труднее, чем ионы Al(OH) 2+ и молекулы Al(OH) 3 . В обычных условиях гидролиз идёт по первой ступени. Соль гидролизуется по катиону. Ионно-молекулярное уравнение гидролиза:
Al(NO3) 3 ⇔
Cr 3+ + 3NO 3 -
Al 3+ + H 2 O ⇔
AlOH 2+ + H +
Al(NO 3) 3 + Н 2 О ⇔ AlOH(NO 3) 2 + HNO 3
< 7.
Задание 209.
Какое значение рН (> 7 <) имеют растворы солей Na 3 PO 4 , K 2 S, CuSO 4 ? Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза этих солей.
Решение:
а) Ортофосфат натрия Na
3 PO
4 – соль слабой многоосновной кислоты Н 3 РО 4 и сильного однокислотного основания. В этом случае анионы РО 4 3- связывают ионы водорода Н + воды, образуя анионы кислой соли HРО 4 2- . Образование H 2 РО 4 - и Н 3 РО 4 не происходит, так как ионы HРО 4 2 - диссоциируют гораздо труднее, чем ионы H
2 РО
4 - и молекулы Н 3 РО 4 . В обычных условиях гидролиз идёт по первой ступени. Соль гидролизуется по аниону. Ионно-молекулярное уравнение гидролиза:
Na 3 PO 4 ⇔
3Na + + РО 4 3- ;
РО 4 3- + H 2 O ⇔
HРО 4 2- + ОH -
или в молекулярной форме:
Na 3 PO 4 + Н 2 О ⇔ Na 2 HPO 4 + NaOH
В растворе появляется избыток гидроксид-ионов, которые придают раствору Na 3 PO 4 щелочную среду, рН > 7.
б) K2S – соль сильного однокислотного основания KOH и слабой многоосновной кислоты H 2 S. В этом случае анионы S 2- связывают ионы водорода Н + воды, образуя анионы кислой соли НS - . Образование H 2 S не происходит, так как ионы НS - диссоциируют гораздо труднее, чем молекулы H 2 S. В обычных условиях гидролиз идёт по первой ступени. Соль гидролизуется по аниону. Ионно-молекулярное уравнение гидролиза:
K 2 S ⇔
2К
+ + S
2- ;
S 2- + H 2 O ⇔
НS - + ОH -
или в молекулярной форме:
K2S + 2Н 2 О ⇔ КНS + КОН
В растворе появляется избыток гидроксид-ионов, которые придают раствору K2S щелочную среду, рН > 7.
в) CuSO 4 - соль слабого основания и сильной кислоты. В этом случае катионы Cu 2+ связывают ионы ОН - воды, образуя катионы основной соли CuOH + . Образование Cu(OH) 2 не происходит, потому что ионы CuOH + диссоциируют гораздо труднее, чем молекулы Cu(OH) 2 . В обычных условиях гидролиз идёт по первой ступени. Соль гидролизуется по катиону. Ионно-молекулярное уравнение гидролиза:
CuSO 4 ⇔
Cu 2+ + SO 4 2- ;
Cu 2+ + H 2 O ⇔
CuOH +
+ H
+
или в молекулярной форме:
2CuSO 4 + 2Н 2 О ⇔ (CuOH) 2 SO 4 + H 2 SO 4
В растворе появляется избыток ионов водорода, которые придают раствору CuSO 4 кислую среду, рН < 7.
Задание 210.
Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза солей CuCl 2 , Сs 2 СО 3 , Сr(NО 3) 3 . Какое значение рН (> 7 <) имеют растворы этих солей?
Решение:
а) CuCl 2 - соль слабого многокислотного основания Сu(OH) 2 и сильной одноосновной кислоты HCl. В этом случае катионы Cu 2+ связывают ионы ОН - воды, образуя катионы основной соли CuOH + . Образование Cu(OH) 2 не происходит, потому что ионы CuOH + диссоциируют гораздо труднее, чем молекулы Cu(OH) 2 . В обычных условиях гидролиз идёт по первой ступени. Соль гидролизуется по катиону. Ионно-молекулярное уравнение гидролиза:
CuCl 2 ⇔
Cu 2+ + 2Cl - ;
Cu 2+ + H 2 O ⇔
CuOH + + H +
или в молекулярной форме:
CuCl 2 + Н 2 О ⇔ CuOHCl + HCl
В растворе появляется избыток ионов водорода H+, которые придают раствору CuCl 2 кислую среду, рН < 7.
б) Сs 2 CO 3 - соль сильного однокислотного основания CsOH и слабой двухосновной кислоты Н 2 СО 3 . В этом случае анионы CO 3 2- связывают ионы водорода Н + воды, образуя анионы кислой соли HCO 3 - . Образование H 2 CO 3 не происходит, так как ионы HCO 3 - диссоциируют гораздо труднее, чем молекулы H 2 CO 3 . В обычных условиях гидролиз идёт по первой ступени. Соль гидролизуется по аниону. Ионно-молекулярное уравнение гидролиза:
Cs 2 CO 3 ⇔
2Cs + + CO 3 2- ;
CO 3 2- + H 2 O ⇔
HCO 3 - + ОH -
или в молекулярной форме:
Cs2CO 3 + Н 2 О ⇔ СО 2 + 2CsOH
В растворе появляется избыток гидроксид-ионов, которые придают раствору Сs2CO3 щелочную среду, рН > 7.
в) Cr(NO 3) 3 - соль слабого многокислотного основания Cr(OH) 3 и сильной одноосновной кислоты HNO 3 . В этом случае катионы Cr 3+ связывают ионы ОН - воды, образуя катионы основной соли CrOH 2+ . Образование Cr(OH) 2 + и Cr(OH) 3 не происходит, потому что ионы CrOH 2+ диссоциируют гораздо труднее, чем ионы Cr(OH) 2 + и молекулы Cr(OH) 3 . В обычных условиях гидролиз идёт по первой ступени. Соль гидролизуется по катиону. Ионно-молекулярное уравнение гидролиза:
Cr(NO 3) 3 ⇔
Cr 3+ + 3NO 3 -
Cr 3+ + H 2 O ⇔
CrOH 2+ + H +
Молекулярное уравнение реакции:
Cr(NO 3) 3 + Н 2 О ⇔ CrOH(NO 3) 2 + HNO 3
В растворе появляется избыток ионов водорода, которые придают раствору Cr(NO 3) 3 кислую среду, рН < 7.
Достаточно часто школьникам и студентам приходится составлять т. н. ионные уравнения реакций. В частности, именно этой теме посвящена задача 31, предлагаемая на ЕГЭ по химии. В данной статье мы подробно обсудим алгоритм написания кратких и полных ионных уравнений, разберем много примеров разного уровня сложности.
Зачем нужны ионные уравнения
Напомню, что при растворении многих веществ в воде (и не только в воде!) происходит процесс диссоциации - вещества распадаются на ионы. Например, молекулы HCl в водной среде диссоциируют на катионы водорода (H + , точнее, H 3 O +) и анионы хлора (Cl -). Бромид натрия (NaBr) находится в водном растворе не в виде молекул, а в виде гидратированных ионов Na + и Br - (кстати, в твердом бромиде натрия тоже присутствуют ионы).
Записывая "обычные" (молекулярные) уравнения, мы не учитываем, что в реакцию вступают не молекулы, а ионы. Вот, например, как выглядит уравнение реакции между соляной кислотой и гидроксидом натрия:
HCl + NaOH = NaCl + H 2 O. (1)
Разумеется, эта схема не совсем верно описывает процесс. Как мы уже сказали, в водном растворе практически нет молекул HCl, а есть ионы H + и Cl - . Так же обстоят дела и с NaOH. Правильнее было бы записать следующее:
H + + Cl - + Na + + OH - = Na + + Cl - + H 2 O. (2)
Это и есть полное ионное уравнение . Вместо "виртуальных" молекул мы видим частицы, которые реально присутствуют в растворе (катионы и анионы). Не будем пока останавливаться на вопросе, почему H 2 O мы записали в молекулярной форме. Чуть позже это будет объяснено. Как видите, нет ничего сложного: мы заменили молекулы ионами, которые образуются при их диссоциации.
Впрочем, даже полное ионное уравнение не является безупречным. Действительно, присмотритесь повнимательнее: и в левой, и в правой частях уравнения (2) присутствуют одинаковые частицы - катионы Na + и анионы Cl - . В процессе реакции эти ионы не изменяются. Зачем тогда они вообще нужны? Уберем их и получим краткое ионное уравнение:
H + + OH - = H 2 O. (3)
Как видите, все сводится к взаимодействию ионов H + и OH - c образованием воды (реакция нейтрализации).
Все, полное и краткое ионные уравнения записаны. Если бы мы решали задачу 31 на ЕГЭ по химии, то получили бы за нее максимальную оценку - 2 балла.
Итак, еще раз о терминологии:
- HCl + NaOH = NaCl + H 2 O - молекулярное уравнение ("обычное" уравнения, схематично отражающее суть реакции);
- H + + Cl - + Na + + OH - = Na + + Cl - + H 2 O - полное ионное уравнение (видны реальные частицы, находящиеся в растворе);
- H + + OH - = H 2 O - краткое ионное уравнение (мы убрали весь "мусор" - частицы, которые не участвуют в процессе).
Алгоритм написания ионных уравнений
- Составляем молекулярное уравнение реакции.
- Все частицы, диссоциирующие в растворе в ощутимой степени, записываем в виде ионов; вещества, не склонные к диссоциации, оставляем "в виде молекул".
- Убираем из двух частей уравнения т. н. ионы-наблюдатели, т. е. частицы, которые не участвуют в процессе.
- Проверяем коэффициенты и получаем окончательный ответ - краткое ионное уравнение.
Пример 1 . Составьте полное и краткое ионные уравнения, описывающие взаимодействие водных растворов хлорида бария и сульфата натрия.
Решение . Будем действовать в соответствии с предложенным алгоритмом. Составим сначала молекулярное уравнение. Хлорид бария и сульфат натрия - это две соли. Заглянем в раздел справочника "Свойства неорганических соединений" . Видим, что соли могут взаимодействовать друг с другом, если в ходе реакции образуется осадок. Проверим:
Упражнение 2 . Дополните уравнения следующих реакций:
- KOH + H 2 SO 4 =
- H 3 PO 4 + Na 2 O=
- Ba(OH) 2 + CO 2 =
- NaOH + CuBr 2 =
- K 2 S + Hg(NO 3) 2 =
- Zn + FeCl 2 =
Упражнение 3 . Напишите молекулярные уравнения реакций (в водном растворе) между: а) карбонатом натрия и азотной кислотой, б) хлоридом никеля (II) и гидроксидом натрия, в) ортофосфорной кислотой и гидроксидом кальция, г) нитратом серебра и хлоридом калия, д) оксидом фосфора (V) и гидроксидом калия.
Искренне надеюсь, что у вас не возникло проблем с выполнением этих трех заданий. Если это не так, необходимо вернуться к теме "Химические свойства основных классов неорганических соединений".
Как превратить молекулярное уравнение в полное ионное уравнение
Начинается самое интересное. Мы должны понять, какие вещества следует записывать в виде ионов, а какие - оставить в "молекулярной форме". Придется запомнить следующее.
В виде ионов записывают:
- растворимые соли (подчеркиваю, только соли хорошо растворимые в воде);
- щелочи (напомню, что щелочами называют растворимые в воде основания, но не NH 4 OH);
- сильные кислоты (H 2 SO 4 , HNO 3 , HCl, HBr, HI, HClO 4 , HClO 3 , H 2 SeO 4 , ...).
Как видите, запомнить этот список совсем несложно: в него входят сильные кислоты и основания и все растворимые соли. Кстати, особо бдительным юным химикам, которых может возмутить тот факт, что сильные электролиты (нерастворимые соли) не вошли в этот перечень, могу сообщить следующее: НЕвключение нерастворимых солей в данный список вовсе не отвергает того, что они являются сильными электролитами.
Все остальные вещества должны присутствовать в ионных уравнениях в виде молекул. Тем требовательным читателям, которых не устраивает расплывчатый термин "все остальные вещества", и которые, следуя примеру героя известного фильма, требуют "огласить полный список" даю следующую информацию.
В виде молекул записывают:
- все нерастворимые соли;
- все слабые основания (включая нерастворимые гидроксиды, NH 4 OH и сходные с ним вещества);
- все слабые кислоты (H 2 СO 3 , HNO 2 , H 2 S, H 2 SiO 3 , HCN, HClO, практически все органические кислоты...);
- вообще, все слабые электролиты (включая воду!!!);
- оксиды (всех типов);
- все газообразные соединения (в частности, H 2 , CO 2 , SO 2 , H 2 S, CO);
- простые вещества (металлы и неметаллы);
- практически все органические соединения (исключение - растворимые в воде соли органических кислот).
Уф-ф, кажется, я ничего не забыл! Хотя проще, по-моему, все же запомнить список N 1. Из принципиально важного в списке N 2 еще раз отмечу воду.
Давайте тренироваться!
Пример 2 . Составьте полное ионное уравнение, описывающие взаимодействие гидроксида меди (II) и соляной кислоты.
Решение . Начнем, естественно, с молекулярного уравнения. Гидроксид меди (II) - нерастворимое основание. Все нерастворимые основания реагируют с сильными кислотами с образованием соли и воды:
Cu(OH) 2 + 2HCl = CuCl 2 + 2H 2 O.
А теперь выясняем, какие вещества записывать в виде ионов, а какие - в виде молекул. Нам помогут приведенные выше списки. Гидроксид меди (II) - нерастворимое основание (см. таблицу растворимости), слабый электролит. Нерастворимые основания записывают в молекулярной форме. HCl - сильная кислота, в растворе практически полностью диссоциирует на ионы. CuCl 2 - растворимая соль. Записываем в ионной форме. Вода - только в виде молекул! Получаем полное ионное уравнение:
Сu(OH) 2 + 2H + + 2Cl - = Cu 2+ + 2Cl - + 2H 2 O.
Пример 3 . Составьте полное ионное уравнение реакции диоксида углерода с водным раствором NaOH.
Решение . Диоксид углерода - типичный кислотный оксид, NaOH - щелочь. При взаимодействии кислотных оксидов с водными растворами щелочей образуются соль и вода. Составляем молекулярное уравнение реакции (не забывайте, кстати, о коэффициентах):
CO 2 + 2NaOH = Na 2 CO 3 + H 2 O.
CO 2 - оксид, газообразное соединение; сохраняем молекулярную форму. NaOH - сильное основание (щелочь); записываем в виде ионов. Na 2 CO 3 - растворимая соль; пишем в виде ионов. Вода - слабый электролит, практически не диссоциирует; оставляем в молекулярной форме. Получаем следующее:
СO 2 + 2Na + + 2OH - = Na 2+ + CO 3 2- + H 2 O.
Пример 4 . Сульфид натрия в водном растворе реагирует с хлоридом цинка с образованием осадка. Составьте полное ионное уравнение данной реакции.
Решение . Сульфид натрия и хлорид цинка - это соли. При взаимодействии этих солей выпадает осадок сульфида цинка:
Na 2 S + ZnCl 2 = ZnS↓ + 2NaCl.
Я сразу запишу полное ионное уравнение, а вы самостоятельно проанализируете его:
2Na + + S 2- + Zn 2+ + 2Cl - = ZnS↓ + 2Na + + 2Cl - .
Предлагаю вам несколько заданий для самостоятельной работы и небольшой тест.
Упражнение 4 . Составьте молекулярные и полные ионные уравнения следующих реакций:
- NaOH + HNO 3 =
- H 2 SO 4 + MgO =
- Ca(NO 3) 2 + Na 3 PO 4 =
- CoBr 2 + Ca(OH) 2 =
Упражнение 5 . Напишите полные ионные уравнения, описывающие взаимодействие: а) оксида азота (V) с водным раствором гидроксида бария, б) раствора гидроксида цезия с иодоводородной кислотой, в) водных растворов сульфата меди и сульфида калия, г) гидроксида кальция и водного раствора нитрата железа (III).
Растворение веществ в воде часто сопровождается химическим взаимодействием обменного характера. Подобные процессы объединяют под названием гидролиза. Гидролизу подвергаются самые различные виды веществ: соли, углеводы, белки, сложные эфиры, жиры и т. д. Одним из важнейших случаев гидролиза является гидролиз солей. Под ним понимают обменное взаимодействие ионов растворенной соли с водой с образованием слабого электролита. В результате гидролиза образуются - либо слабое основание, либо слабая кислота, либо то и другое, вследствие чего имеет место смещение равновесия диссоциации воды: Рассмотрим следующие случаи гидролиза солей. Q При растворении соли, образованной катионом сильного основания и анионом сильной кислоты (например, KN03, CsCl, Rb2S04 и др.), равновесие диссоциации воды существенно не смещается, так как ионы такой соли с водой не образуют малодиссоциированных продуктов. Поэтому, например, в системе: CsCl + НОН СзОН + НС1 или cs+ 4- сг + нон т± сз+ + он" + н+ + сг, нон он~ единственным малодиссоциированным соединением является вода. В результате равновесие реакции нацело сдвинуто влево, т. е. гидролиз CsCl практически не происходит, и раствор не содержит заметного избытка ни ионов водорода, ни гидроксид-ионов, т. е. имеет нейтральную реакцию. Соли, образованные катионами сильных оснований и анионами слабых кислот (СН3СООК, Na2C03, K2S и др.), подвергаются гидролизу. Уравнение гидролиза таких солей на примере ацетата калия можно представить следующим образом: СН3СОК + НОН +± СН3СООН + КОН, СН3СОО" + К+ + НОН т± СН3СООН + К* + ОН" или сн3соо- + нон сн3соон 4- он-. (1) Уравнение показывает, что в данном случае гидролизу подвергается анион соли; реакция сопровождается образованием малодиссоциированной кислоты. При этом связываются ионы водорода воды и в растворе накапливаются гидроксид-ионы, которые и придают ему щелочную реакцию. Соли, образованные катионами слабых оснований и анионами слабых кислот (CH3COONH4, AI2s3, А1(СН3СОО)3 и др.), наиболее легко подвергаются гидролизу, так как их ионы связывают одновременно в слабые электролиты и Н+ и ОН~, образующиеся при диссоциации. Образование в результате гидролиза слабой кислоты и слабого гидроксида обеспечивает сдвиг равновесия этого процесса вправо. Реакция среды в растворах подобных солей зависит от относительной силы кислоты и основания. При равной их силе она может быть и нейтральной, что имеет место, например, при гидролизе CH3COONH4: Практически приходится чаще всего иметь дело с гидролизом солей, содержащих в своем составе многозарядный ион слабого компонента (основания или кислоты) и однозарядные ионы сильного. При гидролизе подобных соединений - например К2С03 или Cu(N03)2, образуются, как правило, соответственно кислые и основные соли: или Дальше, до образования свободной слабой кислоты или основания, гидролиз обычно не идет из-за накопления в растворе, соответственно, ионов ОН" или Н"1". Исключения имеют место, когда основные или кислотные свойства многовалентных ионов выражены крайне слабо или когда процесс гидролиза усиливают специально (например, нагреванием). В подобных случаях гидролиз идет ступенчато и часто практически до конца: FeCl3 + НОН?± FeOHCl2 + НС1, (I ступень) FeOHCl2 + НОН £ Fe(OH)2Cl + НС1, (II ступень) Fe(OH)2Cl + НОН Fe(OH)3 I + НС1. (Ill ступень) Кислые соли слабых кислот также подвергаются гидролизу. Однако здесь наряду с гидролизом происходит и диссоциация аниона кислой соли. Так, в растворе гидрокарбоната калия одновременно протекают гидролиз иона НС03~, приводящий к накоплению гидроксид-ионов: НС03- + НОН Н2С03 + ОН" и его диссоциация, в результате которой образуются ионы Н+: НС03" т± С032" + Н+. Таким образом, реакция раствора кислой соли может быть как щелочной (если гидролиз аниона преобладает над его диссоциацией - именно это и происходит в растворе гидрокарбоната), так и кислой (в обратном случае). Количественно процесс гидролиза характеризуется с помощью степени гидролиза h и константы КГ. Степенью гидролиза соли называется отношение числа гидро-лизованных молекул соли к общему числу растворенных молекул соли. Ее обычно выражают в процентах: число гидролизованных молекул. общее число растворенных молекул В большинстве случаев степень гидролиза солей незначительна. Так, в 1 % -ном растворе ацетата натрия h составляет 0,01 % при 25 °С. Степень гидролиза зависит от природы растворенной соли, ее концентрации и температуры раствора. Выражение для константы гидролиза соли (Кг) получают исходя из процесса гидролиза, константы равновесия и постоянства концентрации молекул воды: МАп + НОН МОН + НАп [МОН][НАп] [МАп][НОН] " К[Н20] = Влияние химической природы составляющих данную соль ионов на степень и константу гидролиза было уже подробно рассмотрено выше. Ввиду обратимости гидролиза равновесие этого процесса зависит от всех тех факторов, которые влияют на равновесие реакций ионного обмена. Например, оно смещается в сторону разложения исходной соли, если получающиеся продукты (чаще всего в виде основных солей) малорастворимы. Добавляя к системе избыток одного из образующихся при реакции веществ (обычно кислоты или щелочи), можно, в соответствии с законом действующих масс, сместить равновесие в сторону обратной реакции. Напротив, добавление избытка воды, т. е. разбавление раствора, в соответствии с законом действующих масс, ведет к тому, что гидролиз протекает полнее. Влияние температуры на степень гидролиза вытекает из принципа JTe Шателье. Процесс гидролиза является эндотермическим (поскольку реакция нейтрализации, являющаяся обратной процессу гидролиза, экзотермич-на). С повышением температуры равновесие смещается в сторону эндотермической реакции, т. е. процесс гидролиза усиливается. Из изложенного выше вытекают общие правила, касающиеся смещения гидролитического равновесия. Если желательно сместить его в сторону возможно более полного разложения соли, то нужно работать с разбавленными растворами и при высокой температуре. Напротив, чтобы гидролиз протекал как можно меньше, следует работать с концентрированными растворами и «на холо- ду». Вопросы и задачи для самостоятельного решения 1. Какие ученые разработали теорию электролитической диссоциации? 2. Приведите примеры электролитов, относящихся к различным классам неорганических соединений. 3. Как влияет природа химической связи на диссоциацию веществ в растворах? 4. Изобразите схему диссоциации в воде электролитов, имеющих ионную кристаллическую решетку. 5. Изобразите схему диссоциации в воде полярных молекул электролитов. 6. Какова роль диэлектрической проницаемости растворителя в процессе электролитической диссоциации? 7. Как и почему изменяется степень диссоциации слабых электролитов при изменении концентрации раствора? Приведи примеры веществ, являющихся слабыми электролитами. 8. Каково влияние температуры на процесс электролитической диссоциации? 9. При каких условиях возможно сравнение значений степеней диссоциации слабых электролитов? 10. Каково принципиальное отличие сильных электролитов от слабых? 11. Почему разделение электролитов на сильные и слабые в значительной степени условно? 12. Каковы особенности поведения растворов сильных электролитов? 13. Изобразите схемы процессов диссоциации следующих веществ: а) Н3Р04; б) Си(ОН)2; в) MgS04; г) NaHS03; д) MgOHCl. 14. К какому классу неорганических соединений относят воду? Почему? 15. Рассчитайте концентрации ионов в растворах следующих электролитов: а) К+ в растворе карбоната калия с массовой долей К2С03Ю% (р-1,09 г/мл); б) S042~ - в 0,5 М растворе K2S04 A12(SG4)3. Ответ: 1,58; 2. 16. Концентрация сульфат-ионов в растворе сульфата железа (III) составляет 0,16 моль/л. Сколько граммов этой соли содержится в 1 л раствора? Диссоциация соли полная. Ответ: 20 г. 17. Определите степень диссоциации муравьиной кислоты в растворе с концентрацией 0,01 моль/л, если в 1 мл раствора содержится 6,82 1018 растворенных частиц (не-диссоциированных молекул и ионов). Ответ: 13,3%. 18. В 1л 0,01 М раствора уксусной кислоты содержится 6,26 1021 ее молекул и ионов. Определите степень диссоциации уксусной кислоты. Ответ: 4 %. 19. Рассчитайте массовую долю (%) раствора муравьиной кислоты (р= 1,0 г/мл), если концентрация ионов водорода в нем составляет 8,4 10"3 моль/л. Ответ: 1,55%. 20. Рассчитайте рН раствора, если концентрация ионов водорода равна 4,2 10~5 моль/л. Ответ: 4,37. 21. Определите рН раствора, если концентрация ОН" равна 10"4 моль/л. Ответ: рН=10. 22. Определите концентрации ионов Н+ и ОН"в растворах, рН которых равна 5,8; 11,4. Ответ: 1,58 10~6 моль/л; 6,33 10~9 моль/л; 3,98 10~12 моль/л; 0,25 10~2 моль/л. 23. Напишите в молекулярной и ионно-молекулярной формах уравнения реакции взаимодействия следующих веществ: а) K2S + NiS04 - д) Ca(N03)2 + К2С03 - б) K2S03 + НС1 - е) HN03 + Ва(ОН)2 в) AgN03 + KI ж) Fe(N03)2 + Na3P04 - г) Fe(S04)3 + КОН з) H2S04 + RbOH 24 Напишите в сокращенной ионной форме уравнения реакций, представленных следующими схемами: а) KOH + FeCl2- в) НСООК 4- H2S04 - б) СаС03 + НС1 - г) KCN + НС1 25. Что называется гидролизом солей? Почему растворы солей могут иметь кислую, щелочную или нейтральную реакцию среды? 26. Какие соли подвергаются гидролизу частично? Приведите примеры. 27. Какие соли и почему подвергаются гидролизу полностью? Приведите примеры. 28. Какие соли не подвергаются гидролизу? Почему это происходит? Приведите примеры таких солей и докажите справедливость своих суждений, написав соответствующие уравнения реакций. 29. В каких случаях при гидролизе солей образуются: а) кислые соли; б) основные соли? Приведите примеры на каждый случай, написав уравнения реакций. 30. Какие вещества помимо солей подвергаются процессу гидролиза? 31. Какое значение имеет гидролиз: а) в живых организмах; б) в важнейших химических производствах; в) в природе? 32. Что такое степень гидролиза и какие факторы влияют на ее величину? Привести примеры. 33. Что характеризует константа гидролиза? От каких факторов она зависит? 34. Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакции гидролиза следующих солей: Са(СН3СОО)2, КС1, K2C03, Ni(N03)2. Укажите окраску индикаторов в их растворах. 35. Укажите, какие из солей подвергаются гидролизу: FeCl3, K2S, SnCl2, AgN03. Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения процесса гидролиза. 36. Изменится ли окраска фенолфталеина при добавлении к раствору сульфида натрия? 37. Почему раствор хлорида алюминия при добавлении лакмуса окрашивается в красный цвет? 38. Напишите уравнение реакции гидролиза карбоната рубидия и объясните, как влияет на гидролиз разбавление и нагревание раствора. 39. В одну пробирку поместили раствор карбоната цезия, в другую - раствор хлорида никеля (II). Почему при добавлении фенолфталеина малиновую окраску приобретает только один раствор? Какой? Составьте уравнения гидролиза этих солей. 40. Закончите уравнения следующих реакций с учетом возможности необратимого гидролиза образуемых солей: а) A12(S04)8 + Na2S + НОН = б) FeCl3 + (NH4)2C03 + НОН = . 41. Составьте уравнения реакций необратимого гидролиза солей А1(СН3СОО)3и Сг2(С03)3. 42. Почему при добавлении воды к концентрированному водному раствору хлорида олова (И) выпадает осадок основной соли, а при добавлении раствора соляной кислоты выпадение осадка не происходит?
Написать подробный Гидролиз солей. ХИМИЯ и получил лучший ответ
Ответ от Ник[гуру]
Сульфид K2S – соль, образованная сильным основанием КОН и слабой кислотой H2S, и в водном растворе подвергнется гидролизу по аниону. K2S + НОН ↔ KOH + КНS – первая ступень гидролиза S(2-) + HOH ↔ НS(-) + OH(-) (pH > 7 – среда щелочная) При нормальных условиях процесс гидролиза сульфида калия K2S протекает по первой ступени и является обратимым процессом. В растворе устанавливается равновесие. При нагревании процесс гидролиза сульфида калия идет по второй ступени. Гидролиз сульфида калия по второй ступени – необратимый процесс, протекающий с выделением сероводорода H2S, в растворе остается только гидроксид калия. КНS + НОН → KOH + Н2S - вторая ступень гидролиза НS(-) + НОН → OH(-) + Н2S(pH > 7 – среда щелочная) Суммарно K2S + 2НОН → Н2S + 2KOH S(2-) + 2HOH → Н2S + 2OH(-) (pH > 7 – среда щелочная) Хлорид цинка ZnCl2 – соль, образованная слабым основанием Zn(OH)2 и сильной кислотой. Гидролиз протекает по катиону. ZnCl2 + НОН ↔ ZnОНCl + НCl – первая ступень гидролиза Zn(2+) + НОН ↔ ZnОН (+) + Н (+) (pH < 7 – среда кислая) При нормальных условиях процесс гидролиза хлорида цинка ZnCl2 протекает по первой ступени и является обратимым процессом. В растворе устанавливается равновесие. По второй ступени гидролиз хлорида цинка, если и протекает, то в очень незначительной степени, равновесие реакции сильно смещено влево. ZnОНCl + НОН ↔ Zn(ОН) 2↓ + НCl – вторая ступень гидролиза ZnОН (+) + НОН ↔ Zn(ОН) 2↓ + Н (+) (pH < 7 – среда кислая) Суммарно ZnCl2 + 2НОН ↔ Zn(ОН) 2↓ + 2НCl Zn(2+) + 2НОН ↔ Zn(ОН) 2↓ + 2Н (+) (pH < 7 – среда кислая) Сульфит аммония (NH4)2SO3 – соль, образованная слабым основанием NH4OH и слабой кислотой H2SO3, гидролиз протекает как по катиону, так и по аниону. (NH4)2SO3 + НОН ↔ (NH4)HSO3 + NH4OH – первая ступень гидролиза SO3(2-) + НОН ↔ HSO3(-) + ОН (-) NH4(+) + НОН ↔ NH4OH + Н (+) Реакцию среды в данном случае определяют по константам диссоциации основания NH4OH и кислоты H2SO3. Кd(NH4OH) = 1,79*10(–5) Кd1(Н2SO3) = 1,3*10(-2) Поскольку константа диссоциации кислоты Н2SO3 по первой ступени больше, чем константа диссоциации основания NH4OH, то среда раствора будет слабокислая рН ≤ 7 При нагревании процесс гидролиза сульфита аммония идет по второй ступени. Гидролиз сульфита аммония по второй ступени – необратимый процесс, протекающий с выделением аммиака NH3 и оксида серы (IV) SO2, (NH4)HSO3 + HOH → NH3 + SO2 + 2H2O – вторая ступень гидролиза NH4(+) + SO3(2-) + H(+) → NH3 + SO2 + H2O (pH = 7 – среда нейтральная) Суммарно (NH4)2SO3 + НОН → 2NH3 + SO2 + 2H2O 2NH4(+) + SO3(2-) → 2NH3 + SO2 + H2O (pH = 7 – среда нейтральная) Фосфат калия К3РО4 – соль, образованная сильным основанием КОН и слабой кислотой Н3РО4, и в водном растворе подвергнется гидролизу по аниону. K3РО4 + НОН ↔ KOH + К2НРО4 – первая ступень гидролиза РО4(3-) + HOH ↔ НРО4(2-) + OH(-) (pH > 7 – среда щелочная) К2НРО4 + НОН ↔ KOH + КН2РО4 – вторая ступень гидролиза НРО4(2-) + НОН ↔ Н2РО4(-) + OH(-) (pH > 7 – среда щелочная) По третьей ступени гидролиз протекает при нагревании КН2РО4 + НОН ↔ KOH + Н3РО4 – третья ступень гидролиза Н2РО4(-)+ НОН ↔ Н3РО4 + OH(-) (pH > 7 – среда щелочная) Суммарно K3РО4 + 3НОН ↔ 3KOH + Н3РО4 РО4(3-) + 3HOH ↔ Н3РО4 + 3OH(-) (pH > 7 – среда щелочная)