Гидролиз солей, уравнения и примеры

Содержание

Процесс образования слабодиссоциированных соединений с изменением водородного показателя среды при взаимодействии воды и соли называется гидролизом.

Гидролиз солей происходит в случае связывания одного иона воды с образованием труднорастворимых или слабодиссоциированных соединений за счет смещения равновесия диссоциации. По большей части этот процесс является обратимым и при разбавлении или увеличении температуры усиливается.

Чтобы узнать, какие соли подвергаются гидролизу, необходимо знать, какие по силе при ее образовании использовались основания и кислоты. Существует несколько видов их взаимодействий.

Получение соли из основания и кислоты слабой силы

Примерами могут служить сульфид алюминия и хрома, а также аммоний ускуснокислый и карбонат аммония. Данные соли при растворении в воде образуют основания и слабодиссоциирующие кислоты. Чтобы проследить обратимость процесса, необходимо составить уравнение реакции гидролиза солей:

Аммоний уксуснокислый + вода ↔ аммиак + уксусная кислота
В ионном виде процесс выглядит как:
CH3COO- + NH4+ + Н2О ↔ CH3COOH + NH4OH.
В вышеприведенной реакции гидролизации образуются аммиак и уксусная кислота, то есть слабодиссоциирующие вещества.

Водородный показатель водных растворов (рН) напрямую зависит от относительной силы, то есть констант диссоциации продуктов реакции. Приведенная выше реакция будет слабощелочной, так как постоянная распада уксусной кислоты меньше константы гидроокиси аммония, то есть 1,75 ∙ 10-5 меньше, чем 6,3 ∙ 10-5. Если основания и кислоты удаляются из раствора, тогда процесс происходит до конца.

Рассмотрим пример необратимого гидролиза:
Сульфат алюминия + вода = гидроокись алюминия + сероводород
В этом случае процесс необратим, потому как один из продуктов реакции удаляется, то есть выпадает в осадок.

Гидролиз соединений, полученных взаимодествием слабого основания с сильной кислотой

Этот тип гидролиза описывают реакции разложения сульфата алюминия, хлорида или бромида меди, а также хлорида железа или аммония. Рассмотрим реакцию хлорида железа, которая протекает в две стадии:
Стадия первая:
Хлорид железа + вода ↔ гидроксохлорид железа + соляная кислота
Ионное уравнение гидролиза солей хлорида железа принимает вид:
Fe2+ + Н2О + 2Cl- ↔ Fe(OH)+ + Н+ + 2Cl-
Вторая стадия гидролиза:
Fe(OH)+ + Н2О + Cl- ↔ Fe(OH)2 + Н+ + Cl-

По причине дефицита ионов гидроксогруппы и накапливания ионов водорода гидролиз FeCl2 протекает по первой стадии. Образуется сильная соляная кислота и слабое основание – гидрокись железа. В случае подобных реакций среда получается кислой.

Негидролизующиеся соли, полученные путем взаимодействия сильных оснований и кислот

Примером таких солей могут быть хлориды кальция или натрия, сульфат калия и бромид рубидия. Однако приведенные вещества не гидролизуются, так как при растворении в воде имеют нейтральную среду.

Единственным малодиссоциирующим веществом в этом случае является вода.

Для подтверждения этого утверждения можно составить уравнение гидролиза солей хлорида натрия с образованием кислоты соляной и гидроокиси натрия:

NaCl + Н2О ↔ NaOH + HCl
Реакция в ионном виде:
Na+ + Cl- + Н2О↔ Na+ + ОН- + Н+ + Cl-
Н2О ↔ Н+ + ОН-

Соли как продукт реакции сильной щелочи и кислоты слабой силы

В данном случае гидролиз солей протекает по аниону, что соответствует щелочной среде водородного показателя. В качестве примеров можно назвать ацетат, сульфат и карбонат натрия, силикат и сульфат калия, а также натриевую соль синильной кислоты. Например, составим ионно-молекулярные уравнения гидролиза солей сульфида и ацетата натрия:

Диссоциация сульфида натрия:
Na2S ↔ 2Na+ + S2-
Первая стадия гидролиза многоосновной соли, происходит по катиону:
Na2S + Н2О ↔ NaHS + NaOH
Запись в ионном виде:
S2- + Н2О ↔ HS- + ОН-
Вторая ступень осуществима в случае повышения температуры реакции:
HS- + Н2О ↔ H2S + ОН-
Рассмотрим еще одну реакцию гидролиза на примере натрия уксуснокислого:
Натрий уксуснокислый + вода ↔ уксусная кислота + едкий натр.
В ионном виде:
CH3COO- + Н2О ↔ CH3COOH + ОН-

В результате реакции образуется слабая уксусная кислота. В обоих случаях реакции будут иметь щелочную среду.

Равновесие реакции по принципу Ле-Шателье

Гидролиз, как и остальные химические реакции, бывает обратимым и необратимым. В случае обратимых реакций один из реагентов расходуется не весь, в то время как необратимые процессы протекают с полным расходом вещества. Это связано со смещением равновесия реакций, которое основано на изменении физических характеристик, таких как давление, температура и массовая доля реагентов.

Согласно понятию принципа Ле-Шателье, система будет считаться равновесной до тех пор, пока на нее не будет изменено одно или несколько внешних условий протекания процесса.

К примеру, при уменьшении концентрации одного из веществ равновесие системы постепенно начнет смещаться в сторону образования этого же реагента.

Гидролиз солей также имеет способность подчиняться принципу Ле-Шателье, с помощью которого можно ослабить или усилить протекание процесса.

Усиление гидролиза

Гидролиз можно усилить до полной необратимости несколькими способами:

Повысить скорость образования ионов ОН- и Н+. Для этого нагревают раствор, и за счет увеличения поглощения теплоты водой, то есть эндотермической диссоциации, этот показатель повышается.
Прибавить воды.
Перевести один из продуктов в газообразное состояние либо связать в тяжело растворимое вещество.

Подавление гидролиза

Подавить процесс гидролизации, так же как и усилить, можно несколькими способами.

Ввести в раствор один из образующихся в процессе веществ. Например, подщелачивать раствор, в случае если рН˃7, или же наоборот подкислять, где реакционная среда меньше 7 по водородному показателю.

Взаимное усиление гидролиза

Взаимное усиление гидролизации применяется в том случае, если система стала равновесной.
Разберем конкретный пример, где системы в разных сосудах стали равновесны:
Al3+ + Н2О ↔ AlOH2+ + Н+
СО32- + Н2О ↔ НСО3- + ОН-
Обе системы мало гидролизованы, поэтому, если смешать их друг с другом, произойдет связывание гидроксоинов и ионов водорода.

В результате получим молекулярное уравнение гидролиза солей:
Хлорид алюминия + карбонат натрия + вода = хлорид натрия + гидроокись алюминия + диоксид углерода.

По принипу Ле-Шателье равновесие системы перейдет в сторону продуктов реакции, а гидролиз пройдет до конца с образованием гидроксида алюминия, выпавшего в осадок. Такое усиление процесса возможно лишь в том случае, если одна из реакций протекает по аниону, а другая по катиону.

Гидролиз по аниону

Гидролиз водных растворов солей осуществляется за счет соединения их ионов с молекулами воды. Один из способов гидролизации производится по аниону, то есть прибавление водного иона Н+.

В большинстве своем этому способу гидролиза подвержены соли, которые образуются посредством взаимодействия сильного гидроксида и слабой кислоты. Примером солей, разлагающихся по аниону, может выступать сульфат или сульфит натрия, а также карбонат или фосфат калия. Водородный показатель при этом более семи. В качестве примера разберем диссоциацию натрия уксуснокислого:

В растворе это соединение разделяется на катион – Na+, и анион – СН3СОО-.
Катион диссоциированного натрия уксуснокислого, образованный сильным основанием, не может вступить в реакцию с водой.
При этом анионы кислоты с легкостью реагируют с молекулами Н2О:
СН3СОО- + НОН = СН3СООН +ОН-
Следовательно, гидролизация осуществляется по аниону, и уравнение принимает вид:
CH3COONa + НОН = СН3СООН + NaOH

В случае, если гидролизу подвергаются многоосновные кислоты, процесс происходит в несколько стадий. В нормальных условиях подобные вещества гидролизуются по первой стадии.

Гидролиз по катиону

Катионному гидролизу в основном подвержены соли, образованные путем взаимодействия сильной кислоты и основания малой силы. Примером служит бромид аммония, нитрат меди, а также хлорид цинка. При этом среда в растворе при гидролизации соответствует менее семи. Рассмотрим процесс гидролиза по катиону на примере хлорида алюминия:

В водном растворе он диссоциирует на анион – 3Cl- и катион – Al3+.
Ионы сильной хлороводородной кислоты не взаимодействуют с водой.
Ионы (катионы) основания, напротив, подвержены гидролизу:
Al3+ + НОН = AlOH2+ + Н+
В молекулярном виде гидролизация хлорида алюминия выглядит следующим образом:
AlCl3 + Н2О = AlOHCl + HCl
При нормальных условиях предпочтительно пренебрегать гидролизацией по второй и третьей ступени.

Степень диссоциации

Любая реакция гидролиза солей характеризуется степенью диссоциации, которая показывает отношение между общим числом молекул и молекулами, способными переходить в ионное состояние. Степень диссоциации характеризуется несколькими показателями:

Температура, при которой осуществляется гидролиз.
Концентрация диссоциируемого раствора.
Происхождение растворяемой соли.
Природа самого растворителя.

По степени диссоциации все растворы делятся на сильные и слабые электролиты, которые, в свою очередь, при растворении в различных растворителях проявляют разную степень.

Вещества со степенью диссоциации более 30% являются сильными электролитами. Например, едкий натр, едкий калий, гидроксид бария и кальция, а также серная, соляная и азотная кислоты.
Электролиты, степень которых менее 2%, называются слабыми. К ним относятся органические кислоты, гидроксид аммония, сероводород и угольная кислота, а также ряд оснований р-, d-, f-элементов периодической системы.

Константа диссоциации

Количественным показателем возможности вещества распадаться на ионы является константа диссоциации, также называемая константой равновесия. Говоря простым языком, постоянная равновесия есть отношение разложившихся на ионы электролитов к непродиссоциированным молекулам.

В отличие от степени диссоциации, этот параметр не зависит от внешних условий и концентрации солевого раствора в процессе гидролизации. При диссоциации многоосновных кислот степень диссоциации на каждой ступени становится на порядок меньше.

Показатель кислотно-основных свойств растворов

Водородный показатель или рН – мера для определения кислотно-основных свойств раствора. Вода в ограниченном количестве диссоциирует на ионы и является слабым электролитом. При расчете водородного показателя используют формулу, которая является отрицательным десятичным логарифмом скопления водородных ионов в растворах:

рН = -lg[Н+]

Для щелочной среды этот показатель будет равен более семи. Например, [Н+] = 10-8 моль/л, тогда рН = -lg[10-8] = 8, то есть рН ˃ 7.
Для кислой среды, напротив, водородный показатель должен быть менее семи. Например, [Н+] = 10-4 моль/л, тогда рН = -lg[10-4] = 4, то есть рН ˂ 7.
Для нейтральной среды, рН = 7.

Очень часто для определения рН-растворов используют экспресс-метод по индикаторам, которые, в зависимости от рН, меняют свой цвет. Для более точного определения пользуются иономерами и рН-метрами.

Количественные характеристики гидролиза

Гидролиз солей, как и любой другой химический процесс, имеет ряд характеристик, в соответствии с которыми протекание процесса становится возможным. К наиболее значимым количественным характеристикам относится константа и степень гидролиза. Остановимся подробнее на каждом из них.

Степень гидролиза

Чтобы узнать, какие соли подвергаются гидролизу и в каком количестве, используют количественный показатель – степень гидролиза, который характеризует полноту протекания гидролизации. Степенью гидролиза называют часть вещества от общего количества молекул, способного к гидролизации, записывается в процентном соотношении:
h = n/N∙ 100%,
где степень гидролиза – h;
количество частиц соли, подвергнутых гидролизации – n;
общая сумма молекул соли, участвующих в реакции – N.
К факторам, влияющим на степень гидролизации, относятся:

постоянная гидролизации;
температура, при повышении которой степень возрастает за счет усиления взаимодействия ионов;
концентрация соли в растворе.

Константа гидролиза

Она является второй по значимости количественной характеристикой. В общем виде уравнения гидролиза солей можно записать как:

МА + НОН ↔ МОН + НА

Отсюда следует, что константа равновесия и концетрация воды в одном и том же растворе есть величины постоянные. Соответственно, произведение этих двух показателей будет также постоянной величиной, что и означает константу гидролиза. В общем виде Кг можно записать, как:

Кг = ([НА]∙[МОН])/[МА],
где НА – кислота,
МОН – основание.

В физическом смысле константа гидролиза описывает способность определенной соли подвергаться процессу гидролизации. Этот параметр зависит от природы вещества и его концентрации.

Источник: https://www.syl.ru/article/174079/new_gidroliz-soley-kakie-soli-podvergayutsya-gidrolizu

Алгоритм составления уравнения реакции гидролиза

⇐ ПредыдущаяСтр 2 из 3Следующая ⇒

ВНИМАНИЕ! Диссоциация молекул воды – не происходит. Уравнение диссоциации воды записывается только для того, чтобы правильно составить уравнение гидролиза!!!

1. Анализируют состав соли:

Na2CO3
H2CO3 (слабая кислота)
2. Выбирают ион, подвергающийся гидролизу:
Соль образована сильным основанием и слабой кислотой – гидролиз по аниону

Na2CO3 ↔ 2Na+ + CO32-
HOH ↔ H+ + OH-
2Na+ + CO32- + HOH ↔ 2Na+ + HCO3- + OH-
3. Из полученного уравнения составляют молекулярное, используя те ионы, которые принимали участие в гидролизе:
Na2CO3 + HOH ↔ NaHCO3 + NaOH
среда раствора
соли – щелочная

4. Данный алгоритм не относится к случаю так называемого полного гидролиза.

Типы солей и характер их гидролиза

Соль образована катионом сильного основания и анионом сильной кислоты.

Соли этого типа гидролизу не подвергаются, так как при их взаимодействии с водой равновесие ионов H+ и ОН- не нарушается. В растворах таких солей среда остается нейтральной (рН = 7).

NaNO3
HNO3 (сильная кислота)
NaNO3 + HOH

Соль, образованная катионом сильного основания и анионом слабой кислоты.

Гидролиз этого типа солей иначе называется гидролизом по аниону. Рассмотрим в качестве примера гидролиз K2SO3

К2SO3
H2SO3 (слабая кислота)
K2SO3 ↔ 2K+ + SO32-
HOH ↔ H+ + OH-
2K+ + SO32- + HOH ↔ 2K+ + HSO3- + OH-
K2SO3 + HOH ↔ KHSO3 + KOH
среда раствора
соли – щелочная

Таким образом, каждый ион Н+ нейтрализует одну единицу отрицательного заряда иона кислотного остатка СО32-, а из молекулы воды НОН освобождаются гидроксид-ион ОН-. Эти ионы гидроксида ОН-, будучи в избытке, придают щелочную реакцию (рН>7).

Следовательно, растворы солей, образованные сильным основанием и слабой кислотой, имеют щелочную реакцию.
Данный случай гидролиза обратим.
Соль, образованная катионом слабого основания и анионом сильной кислоты.
Гидролиз этого типа солей иначе называют гидролизом по катиону. Рассмотрим гидролиз хлорида меди (II) CuCI2

Cu(OH)2 (слабое основание)
СuSO4
H2SO4 (сильная кислота)
CuSO4 ↔ Cu2+ + SO42-
HOH ↔ H+ + OH-
Cu2+ + SO42- + HOH ↔ CuOH+ + SO42- + H+
2CuSO4 + 2HOH ↔ (CuOH)2SO4 + H2SO4
среда раствора
соли – кислая

В растворе наблюдается избыток ионов Н+. Следовательно, растворы солей, образованные слабым основанием и сильной кислотой, имеют кислую реакцию (рН

Источник: https://lektsia.com/3x60e9.html

Гидролиз солей, уравнения и примеры

Гидролизу подвергаются средние и кислые соли, в образовании которых участвовали сильная кислота и слабое основание (FeSO4, ZnCl2), слабая кислота и сильное основание (NaCO3, CaSO3), слабая кислота и слабое основание ((NH4)2CO3, BeSiO3). Если соль получена путем взаимодействия сильных кислоты и основания (NaCl, K2SO4) реакция гидролиза не протекает.

Уравнения гидролиза солей

Уравнение диссоциации воды, в результате которого образуются гидроксид-ион и ион водорода, записывается следующим образом:

H2O ↔ H+ + OH—.

Однако вода малодиссоциирующее соединение, поэтому выше написанное уравнение в некоторой степени условно. Можно обозначать воду как HOH.

Существует несколько вариантов записи уравнений гидролиза солей. В первом случае первоначально указывают продукты диссоциации соли и воды, после чего – полное и сокращенное ионное уравнения гидролиза и, наконец, его же, но в молекулярном виде.

Рассмотрим на примере гидролиза ацетата натрия (CH3COONa) – одноосновной соли, образованной слабой кислотой – уксусной (CH3COOH) и сильным основанием – гидроксидом натрия (NaOH).

Гидролиз всегда (!) протекает по слабому иону (в данном случае – аниону).

CH3COONa ↔ CH3COO— + Na+ (1).
H2O ↔ H+ + OH— (2).
CH3COO— + Na+ + H+ + OH— ↔ CH3COOH + NaOH (3).
CH3COONa + H2O ↔ CH3COOH + NaOH (4).

В данном случае полное и сокращенное ионное уравнения совпали (3). Образование в продуктах реакции NaOH свидетельствует о наличии щелочной среды.

Рис. 1. Проверка характера среды раствора опытным путем – добавление индикатора фенолфталеина. Малиновая окраска – кислая среда.

Если бы гидролизующаяся соль была двухосновной, как, например, ZnSO4, то уравнение гидролиза можно было бы записать для двух ступеней. Рассмотрим второй вариант записи уравнения на этом примере:
ZnSO4 ↔ Zn2+ + SO42-.
Соль образована сильной кислотой и слабым основанием, следовательно, гидролиз протекает по катиону:
Zn2+ + HOH ↔ ZnOH+ + H+.
ZnSO4 + HOH ↔ (ZnOH)2SO4 + H2SO4.

Это первая ступень гидролиза. Наличие ионов водорода свидетельствует о кислотном характере среды.

Теоретически (!) возможна вторая ступень гидролиза:
ZnOH+ + HOH ↔ Zn(OH)2 + H2SO4.
(ZnOH)2SO4 + HOH ↔ Zn(OH)2 + H2SO4.

Степень гидролиза солей

Гидролиз – обратимая реакция, о чем при записи уравнения свидетельствует двойная стрелка (↔). Между веществами устанавливается химическое равновесие.

Это говорит о том, что соль подвергается гидролизу не полностью, а только некоторая его часть, которую принято называть степенью гидролиза.

Это безразмерная величина, зависящая от константы равновесия, концентрации раствора и температуры.

Чтобы вывести формулу для расчета константы гидролиза, запишем уравнение гидролиза соли в общем виде. Пусть МА – соль, образованная основанием МОН и кислотой НА.

МА + H2O ↔ МОН + НА.
Тогда константа равновесия будет выглядеть следующим образом:
Кр = [МОН]×[НА]/[МА]×[H2O].
Известно, что концентрация воды в разбавленных растворах – величина постоянная:
K×[H2O]=Kg.
Получаем:
Kg = [МОН]×[НА]/[МА] – константа гидролиза.

Эта величина позволяет выявить степень подверженности соли гидролизу. Чем выше ее значение, тем при одинаковых температуре и концентрации раствора протекает гидролиз данной соли.

Примеры решения задач

Понравился сайт? Расскажи друзьям!

Источник: http://ru.solverbook.com/spravochnik/ximiya/11-klass/gidroliz/gidroliz-solej/

Составление ионно-молекулярных и молекулярных уравнений гидролиза солей

Задание 201. Составьте ионно-молекулярное и молекулярное уравнения гидролиза, происходящего при смешивании растворов К2S и СгС13.

Каждая из взятых солей гидролизуется необратимо до конца с образованием соответствующих основания и кислоты.

Решение:K2S – соль сильного основания и слабой кислоты гидролизуется по аниону, а CrCl3 – соль слабого основания и сильной кислоты гидролизуется по катиону:

K2S ⇔ 2K+ + S2-; CrCl3 ⇔ Cr3+ + 3Cl-;а) S2- + H2O ⇔ HS- + OH-; б) Cr3+ + H2O ⇔ CrOH2+ + 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 Н2О (Н+ + ОН- ⇔ Н2О). При образовании дополнительного количества воды гидролитическое равновесие обеих солей сдвигается вправо, и гидролиз каждой соли идёт до конца с образованием осадка и газа:
3S2- + 2Cr3+ + 6H2O ⇔ 2Cr(OH)3↓ + 3H2S↑ (ионно-молекулярная форма);3K2S + 2CrCl3 + 6Н2О ⇔ 2Cr(OH)3↓ + 3H2S↑ + 6KCl (молекулярная форма).

Задание 202. К раствору FeCl3 добавили следующие вещества: a) HCl; б) КОН; в) ZnCl2; г) Na2СО3. В каких случаях гидролиз хлорида железа (III) усилится? Почему? Составьте ионно-молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей.Решение: а) Соль FeCl3 гидролизуется по катиону, а HCl диссоциирует в водном растворе:

FeCl3 ⇔ Fe3+ + 3Cl-;Fe3+ + H2O ⇔ FeOH2+ + H+;HCl ⇔ H+ + Cl-
Если растворы этих веществ находятся в одном сосуде, то идёт угнетение гидролиза соли FeCl3, ибо образуется избыток ионов водорода Н+ и равновесие гидролиза сдвигается влево:б) Соль FeCl3 гидролизуется по катиону, а KOH диссоциирует в водном растворе с образованием ОН-:
FeCl3 ⇔ Fe3+ + 3Cl-;Fe3+ + H2O ⇔ FeOH2+ + 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 Н2О (Н+ + ОН- ⇔ Н2О).

При этом гидролитическое равновесие соли FeCl3 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-молекулярное уравнение процесса:

Fe3+ + 3OH- ⇔ Fe(OH)3↓;
Молекулярное уравнение процесса:
FeCl3+ 3KOH ⇔ Fr(OH)3↓ + 3KCl.
в) Соль FeCl3 и соль ZnCl2 гидролизуется по катиону:
Fe3+ + H2O ⇔ FeOH2+ + H+;Zn2+ + H2O ⇔ 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 FeCl3 гидролизуется по катиону, а соль Na2СO3 – по аниону:
Fe3+ + H2O ⇔ FeOH2+ + H+;СO32- + H2O ⇔ HСO3- + 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 Н2О (Н+ + ОН- ⇔ Н2О). 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 H2CО3:
2Fe3+ + 3СO32- + 3H2O ⇔ 2Fe(OH)3↓ + 3CO2↑ (ионно-молекулярная форма);2FeCl3+ 3Na2CO3 + 3H2O ⇔ 2Fe(OH)3↓ + 3CO2↑ + 6NaCl (молекулярная форма).

Задание 203.Какие из солей Al2(SO4)3, K2S, Pb(NO3)2, КСl подвергаются гидролизу? Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей. Какое значение рН (> 7 7.

в) Pb(NO3)2 — соль слабого основания и сильной кислоты.

В этом случае катионы Pb2+ 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(NO3)2 ⇔ Pb2+ + 2NO3-;Pb2++ H2O ⇔ PbOH+ + H+
или в молекулярной форме:
Pb(NO3)2 + Н2О ⇔ PbOHNO3 + HNO3
В растворе появляется избыток ионов водорода, которые придают раствору Pb(NO3)2 кислую среду, рН < 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 FeCl3 и Na2СО3 каждая из взятых солей гидролизуется необратимо до конца с образованием соответствующих основания и кислоты. Выразите этот совместный гидролиз ионно-молекулярным и молекулярным уравнениями.Решение:FeCl3 — соль слабого основания и сильной кислоты.

В этом случае катионы Fe3+ связывают ионы ОН- воды, образуя катионы основной соли FeOH2+. Образование Fe(OH)2+ и Fe(OH)3 не происходит, потому что ионы FeOH2+ 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:

FeCl3 ⇔ Fe3+ + 3Cl- Fe3+ + H2O ⇔ FeOH2+ + H+

Na2CO3 — соль сильного основания и слабой кислоты. В этом случае анионы CO32- связывают ионы водорода Н+ воды, образуя анионы кислой соли HCO3-. Образование H2CO3 не происходит, так как ионы HCO3- диссоциируют гораздо труднее, чем молекулы H2CO3. В обычных условиях гидролиз идёт по первой ступени. Соль гидролизуется по аниону. Ионно-молекулярное уравнение гидролиза:

Na2CO3 ⇔ 2Na+ + CO32-;CO32- + H2O ⇔ HCO3- + 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 Н2О (Н+ + ОН- ⇔ Н2О). При образовании дополнительного количества воды гидролитическое равновесие обеих солей сдвигается вправо, и гидролиз каждой соли идёт до конца с образованием осадка и газа:
2Fe3+ + 3CO32- + 3H2O  2Fe(OH)3⇔ + 3CO2↑ (ионно-молекулярная форма);2FeCl3 + 3Na2CO3 +3H2O ⇔ 2Fe(OH)3 + + 3CO2↑ + 6NaCl.

Задание 205. К раствору Nа2СО3 добавили следующие вещества: a)HCl; б)NaOH; в) Cu(NО3)2; г)K2S. В каких случаях гидролиз карбоната натрия усилится? Почему? Составьте ионно-молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей.Решение:

а) Соль Na2CO3 гидролизуется по аниону, а HCl диссоциирует в водном растворе:

Na2CO3 ⇔ 2Na+ + CO32-;CO32- + H2O ⇔ HCO3- + 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 Н2О (Н+ + ОН- ⇔ Н2О).

При этом гидролитическое равновесие соли Na2CO3 и диссоциация HCl сдвигаются вправо и гидролиз соли и диссоциация кислоты идут до конца с образованием газообразного углекислого газа.

Ионно-молекулярное уравнение процесса:

CO32- + 2Н+ ⇔ СО2↑ + Н2О
Молекулярное уравнение процесса:
Na2CO3 + 2HCl ⇔ 2NaCl + СО2↑ + Н2О
б) Соль Na2CO3 гидролизуется по аниону, а NaOH диссоциирует в водном растворе:
CO32- + H2O ⇔ HCO3- + ОH-;NaOH ⇔ Na+ + OH-.
Если растворы этих веществ смешать, то образуется избыток ионов ОН-, что сдвигает равновесие гидролиза Na2CO3 влево и гидролиз соли будет угнетаться.
в) Соль Na2CO3 гидролизуется по аниону, а соль Cu(NO3)2 – по катиону:
CO32- + H2O ⇔ HCO3- + ОH-;Сu2++ H2O ⇔ 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 Н2О (Н+ + ОН- ⇔ Н2О). При образовании дополнительного количества воды гидролитическое равновесие обеих солей сдвигается вправо, и гидролиз каждой соли идёт до конца с образованием осадка и газа:
Cu2+ + CO32- + H2O ⇔ Cu(OH)2↓ + CO2↑ (ионно-молекулярная форма);Cu(NO3)2 + Na2CO3 + Н2О ⇔ Cu(OH)2↓ + CO2↑ + 2NaNO3 (молекулярная форма).
г) Na2CO3 и К2S — соли сильного основания и слабой кислоты, поэтому обе гидролизуются по аниону:
CO32- + H2O ⇔ HCO3- + ОH-;S2- + H2O ⇔ 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 7.

б) AlCl3 — 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 AlOH2+ 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:

AlCl3 ⇔ Al3+ + 3Cl-;Al3+ + H2O ⇔ AlOH2+ + H+
или в молекулярной форме:
AlCl3+ Н2О ⇔ 2AlOHCl2 + 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(NO3)2 ⇔ Ni2+ + 2NO3-;Ni2++ H2O ⇔ NiOH+ + H+
или в молекулярной форме:
2NiSO4 + 2Н2О  (NiOH)2SO4 + H2SO4
В растворе появляется избыток ионов водорода, которые придают раствору NiSO4 кислую среду, рН < 7.

Задание 207.Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза солей Pb(NO3)2, Na2CO3, Fe2(SO4)3. Какое значение рН (> 7 7.

в) Fe2(SO4)3 — соль слабого основания и сильной кислоты.

Соль гидролизуется по катиону.

Ионно-молекулярное уравнение гидролиза:

Fe2(SO4)3 ⇔ 2Fe3+ + 3SO42- Fe3+ + H2O ⇔ FeOH2+ + H+
Молекулярная форма процесса:
Fe2(SO4)3 + 2H2O ⇔ 2FeOHSO4 + H2SO4.
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, ZnSО4, Аl(NO3)3. Какое значение рН (> 7 7.

б) ZnSО4 — соль слабого многокислотного основания Zn(OH)2 и сильной многосновной кислоты.

В этом случае катионы Zn2+ 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:

ZnSО4  Zn2+ + SO42-;Zn2++ H2O  ZnOH+ + H+
или в молекулярной форме:
2ZnSО4 + 2Н2О  (ZnOH)2SO4 + H2SO4
В растворе появляется избыток ионов водорода, которые придают раствору ZnSО4 кислую среду, рН < 7.

в) Аl(NO3)3 — соль слабого многокислотного основания Al(OH)3 и сильной одноосновной кислоты HNO3. В этом случае катионы Al3+ связывают ионы ОН- воды, образуя катионы основной соли AlOH2+.

Ионно-молекулярное уравнение гидролиза:

Al(NO3)3 ⇔ Cr3+ + 3NO3- Al3+ + H2O ⇔ AlOH2+ + H+
Молекулярное уравнение реакции:
Al(NO3)3 + Н2О ⇔ AlOH(NO3)2 + HNO3
В растворе появляется избыток ионов водорода, которые придают раствору Cr(NO3)3 кислую среду, рН < 7.

Задание 209. Какое значение рН (> 7 7.

б) K2S – соль сильного однокислотного основания KOH и слабой многоосновной кислоты H2S.

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:

K2S ⇔ 2К+ + S2-;S2- + H2O ⇔ НS- + ОH-
или в молекулярной форме:
K2S + 2Н2О ⇔  КНS + КОН
В растворе появляется избыток гидроксид-ионов, которые придают раствору K2S щелочную среду, рН > 7.

в) CuSO4 — соль слабого основания и сильной кислоты. В этом случае катионы Cu2+ 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:

CuSO4 ⇔ Cu2+ + SO42-;Cu2++ H2O ⇔ CuOH+ + H+
или в молекулярной форме:
2CuSO4 + 2Н2О ⇔ (CuOH)2SO4 + H2SO4
В растворе появляется избыток ионов водорода, которые придают раствору CuSO4 кислую среду, рН < 7.

Задание 210. Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза солей CuCl2, Сs2СО3, Сr(NО3)3. Какое значение рН (> 7 7.

в) Cr(NO3)3 — соль слабого многокислотного основания Cr(OH)3 и сильной одноосновной кислоты HNO3.

В этом случае катионы Cr3+ связывают ионы ОН- воды, образуя катионы основной соли CrOH2+. Образование Cr(OH)2+ и Cr(OH)3 не происходит, потому что ионы CrOH2+ 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(NO3)3 ⇔ Cr3+ + 3NO3- Cr3+ + H2O ⇔ CrOH2+ + H+
Молекулярное уравнение реакции:
Cr(NO3)3 + Н2О ⇔ CrOH(NO3)2 + HNO3
В растворе появляется избыток ионов водорода, которые придают раствору Cr(NO3)3 кислую среду, рН < 7.

Источник: http://buzani.ru/zadachi/khimiya-shimanovich/931-gidr