Двойной гидролиз солей егэ

Темы кодификатора ЕГЭ: Гидролиз солей. Среда водных растворов: кислая, основная и щелочная.

Гидролиз – взаимодействие веществ с водой. Гидролизу подвергаются разные классы неорганических и органических веществ: соли, бинарные соединения, углеводы, жиры, белки, эфиры и другие вещества. Гидролиз солей происходит, когда ионы соли способны образовывать с Н⁺ и ОН^— ионами воды малодиссоциированные электролиты.

Гидролиз солей может протекать:

→ обратимо: только небольшая часть частиц исходного вещества гидролизуется.

→ необратимо: практически все частицы исходного вещества гидролизуются.

Для оценки типа гидролиза необходимо рассмотреть соль, как продукт взаимодействия основания и кислоты. Любая соль состоит из металла и кислотного остатка. Металлы соответствует основание или амфотерный гидроксид (с той же степенью окисления, что и в соли), а кислотному остатку — кислота. Например, карбонату натрия Na₂CO₃ соответствует основание — щелочь NaOH и угольная кислота H₂CO₃.

Обратимый гидролиз солей

Механизм обратимого гидролиза будет зависеть от состава исходной соли. Можно выделить 4 основных варианта, которые мы рассмотрим на примерах:

1. Соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой, гидролизуются ПО АНИОНУ.

Примеры таких солей — CH₃COONa, Na₂CO₃, Na₂S, KCN.

Реакция гидролиза:

CH₃COONa + HOH ↔ CH₃COOH + NaOH

в ионной форме:

CH₃COO^— + Na⁺ + HOH ↔ CH₃COOH + Na⁺ + OH^—

сокращенное ионное уравнение:

CH₃COO^— + HOH ↔ CH₃COOH +  OH^—

Таким образом, при гидролизе таких солей в растворе образуется небольшой избыток гидроксид-ионов OH^—. Водородный показатель такого раствора рН>7.

Гидролиз солей многоосновных кислот (H₂CO₃, H₃PO₄ и т.п.) протекает ступенчато, с образованием кислых солей:

CO₃^2- + HOH ↔ HCO₃^2- + OH^—

или в молекулярной форме:

Na₂CO₃ + HOH ↔ NaHCO₃  + NaOH

2 ступень:

HCO₃^— + HOH ↔ H₂CO₃ + OH^—

или в молекулярной форме:

NaHCO₃ + HOH ↔ H₂CO₃ + NaOH

Продукты гидролиза по первой ступени подавляют вторую ступень гидролиза, в результате вторая ступень гидролиза протекает незначительно.

2. Соли, образованные слабым основанием и сильной кислотой, гидролизуются ПО КАТИОНУ. Пример такой соли: NH₄Cl, FeCl₃, Al₂(SO₄)₃ Уравнение гидролиза:

NH₄⁺ + HOH ↔ NH₃·H₂O + H⁺

или в молекулярной форме:

NH₄Cl + HOH ↔ NH₃·H₂O + HCl

При этом катион слабого основания притягивает гидроксид-ионы из воды, а  в растворе возникает избыток ионов Н⁺. Водородный показатель такого раствора рН<7.

 Соли, образованные многокислотными основаниями, гидролизуются ступенчато, образуя катионы основных солей. Например:

I  ступень:

Fe³⁺ + HOH ↔ FeOH²⁺ + H⁺

FeCl₃ + HOH ↔ FeOHCl₂ + HCl

II ступень:

FeOH²⁺ + HOH ↔ Fe(OH)₂⁺ + H⁺

FeOHCl₂ + HOH ↔ Fe(OH)₂Cl+ HCl

III ступень:

Fe(OH)₂⁺ + HOH ↔ Fe(OH)3 + H⁺

Fe(OH)₂Cl + HOH ↔ Fe(OH)₃ + HCl

Гидролиз по второй и, в особенности, по третьей ступени практически не протекает при комнатной температуре.

3. Соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой, гидролизуются И ПО КАТИОНУ, И ПО АНИОНУ.

Примеры таких солей:  CH₃COONH₄, (NH₄)₂CO₃, HCOONH₄,

Уравнение гидролиза:

CH₃COO^— + NH₄⁺ + HOH ↔ CH₃COOH +  NH₃·H₂O

CH₃COONH₄ + HOH ↔ CH₃COOH +  NH₃·H₂O

В этом случае реакция раствора зависит от соотношения констант диссоциации образующихся кислот и оснований. В большинстве случаев реакция раствора будет примерно нейтральной, рН ≅ 7. Точное значение рН зависит от относительной силы основания и кислоты.

4. Гидролиз солей, образованных сильным основанием и сильной кислотой, в водных растворах НЕ ИДЕТ.

Сведем вышеописанную информацию в общую таблицу:

Необратимый гидролиз

Необратимый гидролиз происходит, если при гидролизе выделяется газ, осадок или вода, т.е. вещества, которые при данных условиях не могут взаимодействовать между собой. Необратимый гидролиз является химической реакцией, т.к. реагирующие вещества взаимодействуют практически полностью.

Варианты необратимого гидролиза:

1. Гидролиз, в который вступают растворимые соли 2х-валентных металлов (Be²⁺, Co²⁺, Ni²⁺, Zn²⁺, Pb²⁺, Cu²⁺ и др.) с сильным ионизирующим полем (слабые основания) и растворимые карбонаты/гидрокарбонаты. При этом образуются нерастворимые основные соли (гидроксокарбонаты):

2MgCl₂ + 2Na₂CO₃ + H₂O = Mg₂(OH)₂CO₃ + 4NaCl + CO₂

2МеCl₂ + 2Na₂CO₃ + Н₂О = (МеОН)₂CO₃ + 4NaCl + СО₂ (Ме^II, кроме Fe, Ca,Sr,Ba).

! Исключения: (соли Ca, Sr, Ba и Fe²⁺) – в этом случае получим обычный обменный процесс:

CaCl₂ + Na₂CO₃ = CaCO₃ + 2NaCl,

МеCl₂ + Na₂CO₃ = МеCO₃ + 2NaCl (Ме – Fe, Ca, Sr, Ba).

1. Взаимный гидролиз, протекающий при смешивании двух солей, гидролизованных по катиону и по аниону. Продукты гидролиза по второй ступени усиливают гидролиз по первой ступени и наоборот. Поэтому в таких процессах образуются не просто продукты обменной реакции, а продукты гидролиза (совместный или взаимный гидролиз).Соли металлов со степенью окисления +3 (Al³⁺, Cr³⁺)   и соли летучих кислот (карбонаты, сульфиды, сульфиты) при смешивании в растворе (взаимном гидролизе) образуют осадок гидроксида и газ (H₂S, SO₂, CO₂):

2AlCl₃ + 3K₂S +6H₂O  = 2Al(OH)₃ + 3H₂S↑  + 6KCl,

2CrCl₃ + 3K₂CO₃ + 3H₂O = 2Сr(ОН)₃ + 3СO₂ + 6KCl,

2МеCl₃ + 3Na₂CO₃ + 3Н₂О=2Ме(ОН)₃ + 6NaCl + 3СО₂ (Ме^III),

2МеCl₃ + 3Na₂SO₃ + 3Н₂О=2Ме(ОН)₃ + 6NaCl + 3SО₂ (Ме^III),

2МеCl₃ + 3Na₂S + 3Н₂О=2Ме(ОН)₃ + 6NaCl + 3H₂S (Ме^III).

Соли Fe³⁺ при взаимодействии с карбонатами также при смешивании в растворе (взаимном гидролизе) образуют осадок гидроксида и газ:

2FeCl₃ + 3K₂CO₃ + 3H₂O = 2Fe(ОН)₃ + 3СO₂ + 6KCl

! Исключения: при взаимодействии солей трехвалентного железа с сульфидами реализуется окислительно-восстановительная реакция:

2FeCl₃ + 3K₂S_(изб) = 2FeS + S↓ + 6KCl (при избытке сульфида калия)

При взаимодействии солей трехвалентного железа с сульфитами также реализуется окислительно-восстановительная реакция.

Полные уравнения таких реакций выглядят довольно сложно. Поначалу я рекомендую составлять такие уравнения в 2 этапа: сначала составляем обменную реацию без участия воды, затем разлагаем полученный продукт обменной реакции водой. Сложив эти две реакции и сократив одинаковые вещества, мы получаем полное уравнение необратимого гидролиза.

3. Гидролиз галогенангидридов и тиоангидридов происходит также необратимо. Галогенангидриды разлагаются водой по схеме ионного обмена (H⁺OH^—) до соответствующих кислот (в случае водного гидролиза) и солей (в случае щелочного гидролиза). Степень окисления центрального элемента и остальных при этом не изменяется!

SO₂Cl₂ + 2 H₂O = H₂SO₄ + 2 HCl,

SOCl₂ + 2 H₂O = H₂SO₃ + 2HCl,

PCl₅ + 4 H₂O = H₃PO₄ + 5HCl,

CrO₂Cl₂ + 2H₂O = H₂CrO₄ + 2HCl,

PCl₅ + 8NaOH = Na₃PO₄ + 5NaCl + 4H₂O,

Галогенангидрид – это соединение, которое получается, если в кислоте ОН-группу заменить на галоген. При гидролизе галогенангидридов кислот образуются соответствующие данным элементам и степеням окисления кислоты и галогеноводородные кислоты.

POCl₃ + 3H₂O = H₃PO₄ + 3HCl

Галогенангидриды некоторых кислот:

Кислота	Галогенангидриды
H2SO4	SO2Cl2
H2SO3	SOCl2
H2CO3	COCl2
H3PO4	POCl3, PCl5

Тиоангидриды (сульфангидриды) — так называются, по аналогии с безводными окислами (ангидридами), сернистые соединения элементов (например, Sb₂S₃, As₂S₅, SnS₂, CS₂ и т. п.).

1. Необратимый гидролиз бинарных соединений, образованных металлом и неметаллом:

• сульфиды трехвалентных металлов вводе необратимо гидролизуются до сероводорода и и гидроксида металла:

Al₂S₃ + 6H₂O = 2Al(OH)₃ + 3H₂S

при этом возможен кислотный гидролиз, в таком случае образуются соль металла и сероводород:

Al₂S₃ + 6HCl = 2AlCl₃ + 3H₂S

• гидролиз карбидов приводит к образованию гидроксида металла в водной среде, соли металла в кислой де и соответствующего углеводорода — метана, ацетилена или пропина:

Ca⁺²C^-1₂ + H₂O = Ca⁺²(OH)₂ + C^-1₂H₂

Al⁺³₄C^-4₃ + 12H₂O = 4Al⁺³(OH)₃ + 3C^-4H₄,

Ca₃N₂ + H₂O =

Ca₃P₂ + H₂O =

Mg₂Si + H₂O =

1. Некоторые соли необратимо гидролизуются с образованием оксосолей:

BiCl₃ + H₂O = BiOCl + 2HCl,

SbCl₃ + H₂O = SbOCl  + 2HCl.

Алюмокалиевые квасцы:

KAl(SO₄)₂ + K₂S  + H₂O =

MgCl₂ + NaНCO₃ + H₂O =

ZnSO₄ + CsНCO₃ + H₂O =

CdSO₄ + RbНCO₃ + H₂O =

CaSO₄ + Rb₂CO₃   + H₂O =

FeCl₂ + Rb₂CO₃  + H₂O =

Количественно гидролиз характеризуется величиной, называемой степенью гидролиза.

Степень гидролиза (α) — отношение количества (концентрации) соли, подвергающейся гидролизу, к общему количеству (концентрации) растворенной соли. В случае необратимого гидролиза α≅1.

Факторы, влияющие на степень гидролиза:

1. Температура

Гидролиз — эндотермическая реакция! Нагревание раствора приводит к интенсификации процесса.

Пример: изменение степени гидролиза 0,01 М CrCl₃ в зависимости от температуры:

2. Концентрация соли

Чем меньше концентрация соли, тем выше степень ее гидролиза.

Пример: изменение степени гидролиза Na₂CO₃ в зависимости от температуры:

По этой причине для предотвращения нежелательного гидролиза хранить соли рекомендуется в концентрированном виде.

3. Добавление к реакционной смеси кислоты или щелочи

Изменяя концентрация одного из продуктов, можно смещать равновесие реакции гидролиза в ту или иную сторону.

Пройти тест по теме Гидролиз:

Здесь вы можете потренироваться в решении тестовых заданий в формате ЕГЭ по теме Гидролиз.

Тренировочные тесты по теме «Гидролиз»( с ответами)

Гидролиз

Темы кодификатора ЕГЭ: Гидролиз солей. Среда водных растворов: кислая, основная и щелочная.

Гидролиз – взаимодействие веществ с водой. Гидролизу подвергаются разные классы неорганических и органических веществ: соли, бинарные соединения, углеводы, жиры, белки, эфиры и другие вещества. Гидролиз солей происходит, когда ионы соли способны образовывать с Н + и ОН — ионами воды малодиссоциированные электролиты.

Гидролиз солей может протекать:

→ обратимо : только небольшая часть частиц исходного вещества гидролизуется.

→ необратимо : практически все частицы исходного вещества гидролизуются.

Для оценки типа гидролиза необходимо рассмотреть соль, как продукт взаимодействия основания и кислоты. Любая соль состоит из металла и кислотного остатка. Металлы соответствует основание или амфотерный гидроксид (с той же степенью окисления, что и в соли), а кислотному остатку — кислота. Например, карбонату натрия Na₂CO₃ соответствует основание — щелочь NaOH и угольная кислота H₂CO₃.

Обратимый гидролиз солей

Механизм обратимого гидролиза будет зависеть от состава исходной соли. Можно выделить 4 основных варианта, которые мы рассмотрим на примерах:

1. Соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой , гидролизуются ПО АНИОНУ .

CH₃COONa + HOH ↔ CH₃COOH + NaOH

CH₃COO — + Na + + HOH ↔ CH₃COOH + Na + + OH —

сокращенное ионное уравнение:

CH₃COO — + HOH ↔ CH₃COOH + OH —

Таким образом, при гидролизе таких солей в растворе образуется небольшой избыток гидроксид-ионов OH — . Водородный показатель такого раствора рН>7 .

Гидролиз солей многоосновных кислот (H₂CO₃, H₃PO₄ и т.п.) протекает ступенчато, с образованием кислых солей:

CO₃ 2- + HOH ↔ HCO₃ 2- + OH —

или в молекулярной форме:

или в молекулярной форме:

Продукты гидролиза по первой ступени подавляют вторую ступень гидролиза, в результате вторая ступень гидролиза протекает незначительно.

2. Соли, образованные слабым основанием и сильной кислотой , гидролизуются ПО КАТИОНУ . Пример такой соли: NH₄Cl, FeCl₃, Al₂(SO₄)₃ Уравнение гидролиза:

или в молекулярной форме:

При этом катион слабого основания притягивает гидроксид-ионы из воды, а в растворе возникает избыток ионов Н + . Водородный показатель такого раствора рН .

Соли, образованные многокислотными основаниями, гидролизуются ступенчато, образуя катионы основных солей. Например:

Fe 3+ + HOH ↔ FeOH 2+ + H +

FeCl₃ + HOH ↔ FeOHCl₂ + H Cl

FeOH 2+ + HOH ↔ Fe(OH)₂ + + H +

FeOHCl₂ + HOH ↔ Fe(OH)₂Cl+ HCl

Fe(OH)₂ + + HOH ↔ Fe(OH)3 + H +

Fe(OH)₂Cl + HOH ↔ Fe(OH)₃ + HCl

Гидролиз по второй и, в особенности, по третьей ступени практически не протекает при комнатной температуре.

3. Соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой , гидролизуются И ПО КАТИОНУ, И ПО АНИОНУ .

В этом случае реакция раствора зависит от соотношения констант диссоциации образующихся кислот и оснований. В большинстве случаев реакция раствора будет примерно нейтральной, рН ≅ 7 . Точное значение рН зависит от относительной силы основания и кислоты.

4. Гидролиз солей, образованных сильным основанием и сильной кислотой , в водных растворах НЕ ИДЕТ .

Сведем вышеописанную информацию в общую таблицу:

Необратимый гидролиз

Необратимый гидролиз происходит, если при гидролизе выделяется газ, осадок или вода, т.е. вещества, которые при данных условиях не могут взаимодействовать между собой. Необратимый гидролиз является химической реакцией, т.к. реагирующие вещества взаимодействуют практически полностью.

Варианты необратимого гидролиза:

1. Гидролиз, в который вступают растворимые соли 2х-валентных металлов (Be 2+ , Co 2+ , Ni 2+ , Zn 2+ , Pb 2+ , Cu 2+ и др.) с сильным ионизирующим полем (слабые основания) и растворимые карбонаты/гидрокарбонаты. При этом образуются нерастворимые основные соли (гидроксокарбонаты):

! Исключения: (соли Ca, Sr, Ba и Fe 2+ ) – в этом случае получим обычный обменный процесс:

МеCl₂ + Na₂CO₃ = МеCO₃ + 2NaCl (Ме – Fe, Ca, Sr, Ba).

1. Взаимный гидролиз , протекающий при смешивании двух солей, гидролизованных по катиону и по аниону. Продукты гидролиза по второй ступени усиливают гидролиз по первой ступени и наоборот. Поэтому в таких процессах образуются не просто продукты обменной реакции, а продукты гидролиза (совместный или взаимный гидролиз). Соли металлов со степенью окисления +3 (Al 3+ , Cr 3+ ) и соли летучих кислот (карбонаты, сульфиды, сульфиты) при смешивании в растворе (взаимном гидролизе) образуют осадок гидроксида и газ (H₂S, SO₂, CO₂):

Соли Fe 3+ при взаимодействии с карбонатами также при смешивании в растворе (взаимном гидролизе) образуют осадок гидроксида и газ:

! Исключения: при взаимодействии солей трехвалентного железа с сульфидами реализуется окислительно-восстановительная реакция:

2FeCl₃ + 3K₂S_(изб) = 2FeS + S↓ + 6KCl (при избытке сульфида калия)

При взаимодействии солей трехвалентного железа с сульфитами также реализуется окислительно-восстановительная реакция.

Полные уравнения таких реакций выглядят довольно сложно. Поначалу я рекомендую составлять такие уравнения в 2 этапа: сначала составляем обменную реацию без участия воды, затем разлагаем полученный продукт обменной реакции водой. Сложив эти две реакции и сократив одинаковые вещества, мы получаем полное уравнение необратимого гидролиза.

3. Гидролиз галогенангидридов и тиоангидридов происходит также необратимо. Галогенангидриды разлагаются водой по схеме ионного обмена (H + OH — ) до соответствующих кислот (в случае водного гидролиза) и солей (в случае щелочного гидролиза). Степень окисления центрального элемента и остальных при этом не изменяется!

Галогенангидрид – это соединение, которое получается, если в кислоте ОН-группу заменить на галоген. При гидролизе галогенангидридов кислот образуются соответствующие данным элементам и степеням окисления кислоты и галогеноводородные кислоты.

Галогенангидриды некоторых кислот:

Кислота	Галогенангидриды
H2SO4	SO2Cl2
H2SO3	SOCl2
H2CO3	COCl2
H3PO4	POCl3, PCl5

Тиоангидриды (сульфангидриды) — так называются, по аналогии с безводными окислами (ангидридами), сернистые соединения элементов (например, Sb₂S₃, As₂S₅, SnS₂, CS₂ и т. п.).

1. Необратимый гидролиз бинарных соединений, образованных металлом и неметаллом:

• сульфиды трехвалентных металлов вводе необратимо гидролизуются до сероводорода и и гидроксида металла:

при этом возможен кислотный гидролиз, в таком случае образуются соль металла и сероводород:

• гидролиз карбидов приводит к образованию гидроксида металла в водной среде, соли металла в кислой де и соответствующего углеводорода — метана, ацетилена или пропина:

1. Некоторые соли необратимо гидролизуются с образованием оксосолей :

BiCl₃ + H₂O = BiOCl + 2HCl,

SbCl₃ + H₂O = SbOCl + 2HCl.

Алюмокалиевые квасцы:

Количественно гидролиз характеризуется величиной, называемой степенью гидролиза .

Степень гидролиза (α) — отношение количества (концентрации) соли, подвергающейся гидролизу, к общему количеству (концентрации) растворенной соли. В случае необратимого гидролиза α≅1.

Факторы, влияющие на степень гидролиза:

1. Температура

Гидролиз — эндотермическая реакция! Нагревание раствора приводит к интенсификации процесса.

Пример : изменение степени гидролиза 0,01 М CrCl₃ в зависимости от температуры:

2. Концентрация соли

Чем меньше концентрация соли, тем выше степень ее гидролиза.

Пример : изменение степени гидролиза Na₂CO₃ в зависимости от температуры:

По этой причине для предотвращения нежелательного гидролиза хранить соли рекомендуется в концентрированном виде.

3. Добавление к реакционной смеси кислоты или щелочи

Изменяя концентрация одного из продуктов, можно смещать равновесие реакции гидролиза в ту или иную сторону.

Совместный гидролиз двух солей примеры уравнений

В ходе урока мы изучим тему «Гидролиз. Среда водных растворов. Водородный показатель». Вы узнаете о гидролизе – обменной реакции вещества с водой, приводящей к разложению химического вещества. Кроме того, будет введено определение водородному показателю – так называемому РН.

I. Механизм гидролиза

Гид­ро­лиз – это об­мен­ная ре­ак­ция ве­ще­ства с водой, при­во­дя­щая к его раз­ло­же­нию.

По­про­бу­ем разо­брать­ся в при­чине дан­но­го яв­ле­ния.

Элек­тро­ли­ты де­лят­ся на силь­ные элек­тро­ли­ты и сла­бые. См. Табл. 1.

СИЛЬ­НЫЕ ЭЛЕК­ТРО­ЛИ­ТЫ

СЛА­БЫЕ ЭЛЕК­ТРО­ЛИ­ТЫ

Сте­пень дис­со­ци­а­ции при 180С в рас­тво­рах с кон­цен­тра­ци­ей элек­тро­ли­та 0,1 моль/л близ­ка к 100%. Дис­со­ци­и­ру­ют прак­ти­че­ски необ­ра­ти­мо.

Сте­пень дис­со­ци­а­ции при 180С в рас­тво­рах с кон­цен­тра­ци­ей элек­тро­ли­та 0,1 моль/л зна­чи­тель­но мень­ше 100%. Дис­со­ци­и­а­ция необ­ра­ти­ма.

• Ще­ло­чи
• Соли
• Неко­то­рые неор­га­ни­че­ские кис­ло­ты (НNO₃, HClO₄,HI, HCl, HBr, H₂SO₄)

• Гид­рок­си­ды ме­тал­лов, кроме IA и IIA групп, рас­твор ам­ми­а­ка
• Мно­гие неор­га­ни­че­ские кис­ло­ты (H₂S, HCN, HClO, HNO₂)
• Ор­га­ни­че­ские кис­ло­ты (HCOOH, CH₃COOH)
• Вода

Вода от­но­сит­ся к сла­бым элек­тро­ли­там и по­это­му дис­со­ци­и­ру­ет на ионы лишь в незна­чи­тель­ной сте­пе­ни

Н₂О ↔ Н + + ОН —

Ионы ве­ществ, по­па­да­ю­щие в рас­твор, гид­ра­ти­ру­ют­ся мо­ле­ку­ла­ми воды. Но при этом может про­ис­хо­дить и дру­гой про­цесс. На­при­мер, ани­о­ны соли, ко­то­рые об­ра­зу­ют­ся при её дис­со­ци­а­ции, могут вза­и­мо­дей­ство­вать с ка­ти­о­на­ми во­до­ро­да, ко­то­рые, пусть и в незна­чи­тель­ной сте­пе­ни, но все-та­ки об­ра­зу­ют­ся при дис­со­ци­а­ции воды. При этом может про­ис­хо­дить сме­ще­ние рав­но­ве­сия дис­со­ци­а­ции воды. Обо­зна­чим анион кис­ло­ты Х-.

Пред­по­ло­жим, что кис­ло­та силь­ная. Тогда она по опре­де­ле­нию прак­ти­че­ски пол­но­стью рас­па­да­ет­ся на ионы. Если кис­ло­та сла­бая, то она дис­со­ци­и­ру­ет непол­но­стью. Она будет об­ра­зо­вы­вать­ся при при­бав­ле­нии в воду из ани­о­нов соли и ионов во­до­ро­да, по­лу­ча­ю­щих­ся при дис­со­ци­а­ции воды. За счет её об­ра­зо­ва­ния, в рас­тво­ре будут свя­зы­вать­ся ионы во­до­ро­да, и их кон­цен­тра­ция будет умень­шать­ся. Н + + Х — ↔ НХ

Но, по пра­ви­лу Ле Ша­те­лье, при умень­ше­нии кон­цен­тра­ции ионов во­до­ро­да рав­но­ве­сие сме­ща­ет­ся в пер­вой ре­ак­ции в сто­ро­ну их об­ра­зо­ва­ния, т. е. впра­во. Ионы во­до­ро­да будут свя­зы­вать­ся с иона­ми во­до­ро­да воды, а гид­рок­сид ионы – нет, и их ста­нет боль­ше, чем было в воде до при­бав­ле­ния соли. Зна­чит, среда рас­тво­ра будет ще­лоч­ная. Ин­ди­ка­тор фе­нол­фта­ле­ин ста­нет ма­ли­но­вым.

Ана­ло­гич­но можно рас­смот­реть вза­и­мо­дей­ствие ка­ти­о­нов с водой. Не по­вто­ряя всю це­поч­ку рас­суж­де­ний, поды­то­жи­ва­ем, что если ос­но­ва­ние сла­бое, то в рас­тво­ре будут на­кап­ли­вать­ся ионы во­до­ро­да, и среда будет кис­лая.

II. Классификация катионов и анионов

К сильным кислотам относятся:

• H₂SO₄ (серная кислота),
• HClO₄ (хлорная кислота),
• HClO₃ (хлорноватая кислота),
• HNO₃ (азотная кислота),
• HCl (соляная кислота),
• HBr (бромоводородная кислота),
• HI (иодоводородная кислота).

Ниже приведен список слабых кислот:

• H₂SO₃ (сернистая кислота),
• H₂CO₃ (угольная кислота),
• H₂SiO₃ (кремниевая кислота),
• H₃PO₃ (фосфористая кислота),
• H₃PO₄ (ортофосфорная кислота),
• HClO₂ (хлористая кислота),
• HClO (хлорноватистая кислота),
• HNO₂ (азотистая кислота),
• HF (фтороводородная кислота),
• H₂S (сероводородная кислота),
• большинство органических кислот, напр., уксусная (CH₃COOH).

​Слабые основания — это:

• все нерастворимые в воде гидроксиды (напр., Fe(OH)₃, Cu(OH)₂ и т. д.),
• NH₄OH (гидроксид аммония).

III. Отношение к гидролизу солей разных типов

По­сколь­ку и ка­ти­о­ны и ани­о­ны, со­глас­но дан­ной клас­си­фи­ка­ции, бы­ва­ют двух типов, то всего су­ще­ству­ет 4 раз­но­об­раз­ных ком­би­на­ции при об­ра­зо­ва­нии их солей. Рас­смот­рим, как от­но­сит­ся к гид­ро­ли­зу каж­дый из клас­сов этих солей.

1. Гидролиз не возможен (гидролиз соли, образованной сильным основанием и сильной кислотой)

Соль, образованная сильным основанием и сильной кислотой (KBr, NaCl, NaNO₃), гидролизу подвергаться не будет, так как в этом случае слабый электролит не образуется.

рН таких растворов = 7. Реакция среды остается нейтральной.

2. Гидролиз по катиону (в реакцию с водой вступает только катион, т.е. это гидролиз соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой)

В соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой (FeCl₂, NH₄Cl, Al₂(SO₄)₃,MgSO₄) гидролизу подвергается катион:

FeCl₂ + HOH Fe(OH)Cl + HCl
Fe 2+ + 2Cl — + H + + OH — FeOH + + 2Cl — + Н +

В результате гидролиза образуется слабый электролит, ион H + и другие ионы.

рН раствора Подведем итог тому, что вы узнали о гидролизе по катиону:

1) по катиону соли, как правило, гидролизуются обратимо;

2) химическое равновесие реакций сильно смеще­но влево;

3) реакция среды в растворах таких солей кислот­ная (рН Гидролиз по аниону (в реакцию с водой вступает только анион, т.е. это гидролиз соли, образованной сильным основанием и слабой кислотой)

Соль, образованная сильным основанием и слабой кислотой (КClO, K₂SiO₃, Na₂CO₃,CH₃COONa) подвергается гидролизу по аниону, в результате чего образуется слабый электролит, гидроксид-ион ОН — и другие ионы.

K₂SiO₃ + НОH KHSiO₃ + KОН
2K + +SiO₃ 2- + Н + + ОH — НSiO₃ — + 2K + + ОН —

рН таких растворов > 7 (раствор приобретает щелочную реакцию).

Подведем итог тому, что вы узнали о гидролизе по аниону:

1) по аниону соли, как правило, гидролизуются обратимо;

2) химическое равновесие в таких реакциях силь­но смещено влево;

3) реакция среды в растворах подобных солей ще­лочная (рН > 7);

4) при гидролизе солей, образованных слабыми многоосновными кислотами, получаются кис­лые соли.

4. Совместный гидролиз: и по катиону, и по аниону (в реакцию с водой вступает и катион и анион, т.е. это гидролиз соли, образованной слабым основанием и слабой кислотой)

Соль, образованная слабым основанием и слабой кислотой (СН₃СООNН₄, (NН₄)₂СО₃,Al₂S₃), гидролизуется и по катиону, и по аниону. В результате образуются малодиссоциирующие основание и кислота. рН растворов таких солей зависит от относительной силы кислоты и основания. Мерой силы кислоты и основания является константа диссоциации соответствующего реактива.

Реакция среды этих растворов может быть нейтральной, слабокислой или слабощелочной:

Гидролиз — процесс обратимый.

Гидролиз протекает необратимо, если в результате реакции образуется нерастворимое основание и (или) летучая кислота

Видео — Эксперимент: «Гидролиз солей»

IV. Алгоритм составления уравнений гидролиза солей

Ход рассуждений

Пример

1. Определяем силу электролита – основания и кислоты, которыми образована рассматриваемая соль.

Помните!

Гидролиз всегда протекает по слабому электролиту, сильный электролит находится в растворе в виде ионов, которые не связываются водой.

Кислота

Основания

Слабые – все нерастворимые в воде основания и NH₄OH

Na₂CO₃ – карбонат натрия, соль образованная сильным основанием (NaOH) и слабой кислотой (H₂CO₃)

2. Записываем диссоциацию соли в водном растворе, определяем ион слабого электролита, входящий в состав соли

2Na + + CO₃ 2- + H + OH — ↔

Это гидролиз по аниону

От слабого электролита в соли присутствует анион CO₃ 2- , он будет связываться молекулами воды в слабый электролит – происходит гидролиз по аниону.

3. Записываем полное ионное уравнение гидролиза – ион слабого электролита связывается молекулами воды

2Na + + CO₃ 2- + H + OH — ↔ (HCO₃) — + 2Na + + OH —

В продуктах реакции присутствуют ионы ОН — , следовательно, среда щелочная pH>7

4. Записываем молекулярное гидролиза

V. Практическое применение гидролиза

На практике с гидролизом учителю приходится сталкиваться, например при приготовлении растворов гидролизующихся солей (ацетат свинца, например). Обычная “методика”: в колбу наливается вода, засыпается соль, взбалтывается. Остается белый осадок. Добавляем еще воды, взбалтываем, осадок не исчезает. Добавляем из чайника горячей воды – осадка кажется еще больше… А причина в том, что одновременно с растворением идет гидролиз соли, и белый осадок, который мы видим это уже продукты гидролиза – малорастворимые основные соли. Все наши дальнейшие действия, разбавление, нагревание, только усиливают степень гидролиза. Как же подавить гидролиз? Не нагревать, не готовить слишком разбавленных растворов, и поскольку главным образом мешает гидролиз по катиону – добавить кислоты. Лучше соответствующей, то есть уксусной.

В других случаях степень гидролиза желательно увеличить, и чтобы сделать щелочной моющий раствор бельевой соды более активным, мы его нагреваем – степень гидролиза карбоната натрия при этом возрастает.

Важную роль играет гидролиз в процессе обезжелезивания воды методом аэрации. При насыщении воды кислородом, содержащийся в ней гидрокарбонат железа(II) окисляется до соли железа(III), значительно сильнее подвергающегося гидролизу. В результате происходит полный гидролиз и железо отделяется в виде осадка гидроксида железа(III).

На этом же основано применение солей алюминия в качестве коагулянтов в процессах очистки воды. Добавляемые в воду соли алюминия в присутствии гидрокарбонат-ионов полностью гидролизуются и объемистый гидроксид алюминия коагулирует, увлекая с собой в осадок различные примеси.

VI. Задания для закрепления

Задание №1. Запишите уравнения гидролиза солей и определите среду водных растворов (рН) и тип гидролиза:
Na₂SiO₃ , AlCl₃, K₂S.

Задание №2. Составьте уравнения гидролиза солей, определите тип гидролиза и среду раствора:
Сульфита калия, хлорида натрия, бромида железа (III)

Задание №3. Составьте уравнения гидролиза, определите тип гидролиза и среду водного раствора соли для следующих веществ:
сульфид калия — K₂S, бромид алюминия — AlBr₃, хлорид лития – LiCl, фосфат натрия — Na₃PO₄, сульфат калия — K₂SO₄, хлорид цинка — ZnCl₂, сульфит натрия — Na₂SO₃, сульфат аммония — (NH₄)₂SO₄, бромид бария — BaBr₂

Совместный гидролиз двух солей

Рассмотрим реакцию, происходящую в водном растворе двух солей:

В ионно-молекулярном виде:

Процесс совместного гидролиза двух солей FeCl₃ и Na₂CO₃ можно представить следующим образом. Сначала записывают уравнение реакции вза-имодействия этих солей

а затем уравнение реакции гидролиза Fe₂(CO₃)₃:

Fe₂(CO₃)₃ + 6НОН = 2Fe(ОН)₃ + 3Н₂CO₃. (2)

Соль NaCl гидролизу не подвергается. Для получения общего уравнения гидролиза FeCl₃ и Na₂CO₃ следует просуммировать уравнения (1) и (2).

Гидролиз принадлежит к числу обратимых процессов, поэтому положение его равновесия может быть смещено в ту или иную сторону изменением концентрации исходных веществ, а также температуры раствора. Разбавление раствора, повышение температуры увеличивает степень гидролиза. Наоборот, добавляя кислоту в растворы, имеющие кислую реакцию, или щелочь в растворы со щелочной реакцией, можно понизить степень гидролиза.

Если кислота и основание, образующие соль, не только слабые электроли-ты, но и малорастворимы или неустойчивы и разлагаются с образованием летучих продуктов, то гидролиз соли часто протекает необратимо, в результате чего про-исходит полное разложение соли водой, т.е. такие соли разлагаются водой:

202. Вычислить рН растворов, в которых концентрация ионов Н + (в моль/л) равна: а) 4,6×10 -4 ; б) 9,3×10 -9 .

203. Вычислить рН растворов, в которых концентрация ионов ОН — (в моль/л) равна: а) 2×10 -7 ; б) 8,1×10 -3 .

204. Определите [H + ] и [OH — ] в растворе, рН которого равен 7,5.

205. Составьте ионное и молекулярное уравнения совместного гидролиза, происходящего при смешивании растворов K₂S и CrCl₃. Каждая из взятых солей гидролизуется необратимо до конца.

206. При смешивании растворов CuSO₄ и K₂CO₃ выпадает осадок основной соли – гидроксокарбонат меди(II) и выделяется диоксид углерода. Составьте ион-ное и молекулярное уравнения происходящего гидролиза.

207. Какое значение рН (больше или меньше 7) имеют растворы солей Li₂S, AlCl₃, NiSO₄? Составьте ионные и молекулярные уравнения гидролиза этих солей.

208. Какое значение рН (больше или меньше 7) имеют растворы следующих солей K₃PO₄, Pb(NO₃)₂, Na₂S? Составьте ионные и молекулярные уравнения гидролиза солей.

209. Какая из солей K₂SO₄, CH₃COOK, (NH₄)₂SO₄ при растворении в воде имеет рН > 7? Составьте уравнение гидролиза для этой соли в ионном и молекулярном виде.

210. Составьте ионные и молекулярные уравнения гидролиза солей Na₂CO₃, ZnCl₂. Какое значение рН (больше или меньше 7) имеют растворы этих солей?

211. Составьте ионные и молекулярные уравнения гидролиза солей : ацетата калия, сульфата цинка и нитрата алюминия. Какое значение рН (больше или меньше 7) имеют растворы этих солей?

212. Какие из солей – RbCl, Cr₂(SO₄)₃, Ni(NO₃)₂ – подвергаются гидролизу? Составьте ионные и молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей.

213. Составьте ионные и молекулярные уравнения гидролиза солей K₂S, NiCl₂, Pb(CH₃COO)₂. Какое значение рН (больше или меньше 7) имеют растворы этих солей?

214. Какое значение рН (больше или меньше 7) имеют растворы солей MnCl₂, Na₂CO₃, Ni(NO₃)₂? Составьте ионные и молекулярные уравнения гидролиза этих солей.

215. Какие из солей — Al₂(SO₄)₃, K₂S, Pb(NO₃)₂, KCl подвергаются гидроли-зу? Составьте ионные и молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей.

216. Какие из солей — KNO₃, CrCl₃, Cu(NO₃)₂, NaCN – подвергаются гидролизу? Составьте ионные и молекулярные уравнения гидролиза соответ-ствующих солей.

217. Какие из солей — K₂CO₃, FeCl₃, K₂SO₄, ZnCl₂ — подвергаются гидролизу? Составьте молекулярные и ионные уравнения гидролиза соответствующих солей.

218. При смешивании растворов Al₂(SO₄)₃ и Na₂CO₃ каждая из взятых солей гидролизуется необратимо до конца. Составьте ионное и молекулярное уравнения происходящего совместного гидролиза.

219. При смешивании растворов Al₂(SO₄)₃, и Na₂S образуются Al(ОН)₃ и Н₂S. Выразите этот гидролиз ионным и молекулярным уравнениями.

220. Какое значение рН (больше или меньше 7) имеют растворы следующих солей: Na₃РO₄, K₂S, CuSO₄? Составьте ионные и молекулярные уравнения гидро-лиза этих солей.

Гидролиз (греч. hydor — вода и lysis — разрушение) — процесс расщепления молекул сложных химических веществ за счет
реакции с молекулами воды.

В химии, как и в жизни, разрушается чаще всего нестойкое и слабое (стойкое и сильное выдерживает удар). Запомните, что гидролиз
(вода) разрушает «слабое» — это правило вам очень пригодится.

Любая соль состоит из остатка основания и кислоты. Абсолютно любая:

• NaCl — производное основания NaOH и кислоты HCl
• KNO₃ — производное основания KOH и кислоты HNO₃
• CuSO₄ — производное основания Cu(OH)₂ и кислоты H₂SO₄
• Al₃PO₄ — производное основания Al(OH)₃ и кислоты H₃PO₄
• Ca(NO₂)₂ — производное основания Ca(OH)₂ и кислоты HNO₂

Чтобы успешно решать задания по теме гидролиза и писать реакции, вам следует запомнить, какие основания и кислоты являются
слабыми, а какие — сильными.

При изучении гидролиза я рекомендую ученикам сохранить на гаджет схему, которую вы видите ниже. Для того, чтобы приобрести
нужный опыт — она незаменима. Пользуйтесь ей как можно чаще, подглядывайте в нее и она незаметно окажется в вашем
интеллектуальном составляющем

По катиону, по аниону или нет гидролиза?

Итак, если в состав соли входит остаток сильного основания и остаток сильной кислоты — гидролиза не происходит. Примеры: NaCl, KBr,
CaSO₄. Также гидролиза не происходит, если соль нерастворима (вне зависимости от того, чем она образована): AlPO₄,
FeSO₃, CaSO₃.

Если в состав соли входит остаток слабого основания и остаток сильной кислоты, то гидролиз идет по катиону. Помните, что гидролиз
разрушает слабое, в данном случае — катион. Примеры: AlCl₃, MgBr₂, Cr₂SO₄, NH₄NO₃.

Катион NH₄⁺ и его основание NH₄OH , несмотря на растворимость, является слабым, поэтому гидролиз будет идти
по катиону в соли NH₄Cl. Замечу также, что Ca(OH)₂ считается растворимым основанием, поэтому гидролиза соли CaCl₂
не происходит.

Если в состав соли входит остаток сильного основания и остаток слабой кислоты, то гидролиз идет по аниону. Примеры: K₃PO₄,
NaNO₂, Ca(OCl)₂, Ba(CH₃COO)₂, K₂SiO₃.

Если соль образована остатком слабого основания и слабой кислоты, то гидролиз идет и по катиону, и по аниону. Примеры: Mg(NO₂)₂,
Al₂S₃, Cr₂(SO₃)₃, CH₃COONH₄.

Самостоятельно определите тип гидролиза для CaI₂, Li₂SiO₃, Ba(NO₂)₂, CuBr₂, Zn(H₂PO₄)₂.
Ниже вы найдете решение.

Среда раствора

Среда раствора может быть нейтральной, кислой или щелочной. Определяется типом гидролиза. Некоторые задания могут быть построены так, что, увидев соль,
вы должны будете определить ее тип раствора.

Обрадую вас: если вы усвоили тему гидролиза, сделать это проще простого. В случае, когда гидролиз не идет или идет и по катиону, и по аниону среда
раствора — нейтральная.

Если гидролиз идет по катиону (разрушается остаток основания) среда — кислая, если гидролиз идет по аниону (разрушается остаток кислоты), то среда
раствора будет щелочная. Изучите примеры.

Однако замечу, что в дигидрофосфатах, гидросульфитах и гидросульфатах среда всегда кислая из-за особенностей диссоциации. Примеры:
NH₄H₂PO₄, LiHSO₄. В гидрофосфатах среда щелочная из-за того, что константа диссоциации по третьей ступени меньше, чем константа гидролиза. Примеры: K₂HPO₄, Na₂HPO₄.

Попробуйте определить среду раствора для соединений из самостоятельного задания, которое вы только что решили.
Ниже будет располагаться решение.

С целью запутать в заданиях часто бывают даны синонимы. Так «среду раствора» могут заменить водородным показателем pH.

Запомните, что кислая среда характеризуется pH < 7. В нейтральной pH = 7. В щелочной pH > 7.

Например, в соли CaCl₂ среда раствора будет нейтральной (pH=7), а в растворе AlCl₃ — кислой (pH < 7).

Индикаторы (лат. indicator — указатель)

Индикатор — вещество, используемое в химии для определения среды раствора. В зависимости от среды раствора индикатор способен
менять его цвет, что наглядно отражает характер среды в определенный момент времени.

Наиболее известные и широко применяемые индикаторы: лакмус, фенолфталеиновый и метиловый оранжевый. В зависимости от среды
раствора их окраска меняется, что отражает приведенная ниже таблица.

Для тех, кто обладает хорошей зрительной памятью, будет несложно запомнить эту схему. Но что делать аудиалам и кинестетикам?
От волнения на экзамене такая таблица легко может раствориться и перепутаться в океане мыслей, поэтому своим ученикам я рекомендую
запомнить индикаторы по стихам.

Только представьте, как приятно будет прочитать стих на экзамене, и убедиться в его безошибочности. Это придаст уверенности и поднимет
настроение

Лакмус

Индикатор лакмус красный
Кислоту укажет ясно.
Индикатор лакмус синий —
Щелочь здесь, не будь разиней!
Когда ж нейтральная среда,
Он фиолетовый всегда.

Фенолфталеин

Фенолфталеиновый
В щелочах малиновый
Несмотря на это —
В кислотах он без цвета.

Метиловый оранжевый

От щелочи я желт как в лихорадке
Я розовею от кислот, как от стыда
И я бросаюсь в воду без оглядки —
Здесь я оранжевый практически всегда!

Совместный гидролиз двух солей

Рассмотрим
реакцию, происходящую в водном растворе
двух солей:

2FeCl₃
+ 3Na₂CO₃
+3Н₂О
= 2Fe(ОН)₃
+ 3CO₂
+ 6NaCl.

В
ионно-молекулярном виде:

2Fe³⁺
+ 3CO₃^2-
+ 3Н₂О
= 2Fe(ОН)₃
+ 3CO₂.

Процесс
совместного гидролиза двух солей FeCl₃
и Na₂CO₃
можно представить следующим образом.
Сначала записывают уравнение реакции
взаимодействия этих солей

2FeCl₃
+ 3Na₂CO₃
= Fe₂(CO₃)₃
+ 6NaCl,
(1)

а
затем уравнение реакции гидролиза
Fe₂(CO₃)₃:

F

e₂(CO₃)₃
+ 6НОН = 2Fe(ОН)₃
+ 3Н₂CO₃.
(2)

3CO₂

3Н₂О

Соль
NaCl
гидролизу не подвергается. Для получения
общего уравнения гидролиза FeCl₃
и Na₂CO₃
следует просуммировать уравнения (1) и
(2).

Гидролиз
принадлежит к числу обратимых процессов,
поэтому положение его равновесия может
быть смещено в ту или иную сторону
изменением концентрации исходных
веществ, а также температуры раствора.
Разбавление раствора, повышение
температуры увеличивает степень
гидролиза. Наоборот, добавляя кислоту
в растворы, имеющие кислую реакцию, или
щелочь в растворы со щелочной реакцией,
можно понизить степень гидролиза.

Если
кислота и основание, образующие соль,
не только слабые электролиты, но и
малорастворимы или неустойчивы и
разлагаются с образованием летучих
продуктов, то гидролиз соли часто
протекает необратимо, в результате чего
происходит полное разложение соли
водой, т.е. такие соли разлагаются водой:

Cr₂S₃
+ 6H₂O
= 2Cr(OH)₃↓
+ 3H₂S↓.

Задания

1. Составьте
   молекулярные и ионные уравнения
   гидролиза солей: СН₃СООК,
   Сr₂(SO₄)₃,
   А1(NО₃)₃.
   Какое значение рН (больше или меньше
   7) имеют растворы этих солей?
   

2. Какое
   значение рН (больше или меньше 7) имеют
   растворы солей: К₂S,
   А1₂(SO₄)₃,
   FеС1₃?
   Составьте
   молекулярные и ионные уравнения
   гидролиза солей.

3. Составьте
   молекулярные и ионные уравнения
   гидролиза солей: Рb(NО₃)₂,
   Nа₂SO₃
   , ZnSO₄.
   Какое значение рН (больше или меньше
   7) имеют растворы этих солей?
   

4. Вычислить
   рН растворов, в которых концентрация
   ионов Н⁺
   (в моль/л) равна: а) 4,610^-4;
   б) 9,310^-9.

5. Определите
   [H⁺]
   и [OH^—]
   в растворе, рН которого равен 7,5.

6. При
   смешивании растворов сульфата алюминия
   и карбоната натрия образуются А1(ОН)₃
   и СО₂.
   Составьте молекулярное и ионное
   уравнения происходящей реакции.

7. Какие
   из солей NаВr, Nа₂S,
   К₂СО₃,
   СоС1₂,
   К₂SO₄
   подвергаются гидролизу? Составьте
   молекулярные и ионные уравнения
   гидролиза соответствующих солей.
   

8. Какие
   из солей NаNО₃,
   СrС1₃,
   Сu(NО₃)₂,
   КС1, КI подвергаются гидролизу? Составьте
   молекулярные и ионные уравнения
   гидролиза соответствующих солей.
   

9. Составьте
   молекулярные и ионные уравнения реакций,
   происходящих при смешивании растворов
   СrС1₃
   и Nа₂S.
   (образуются Сr(ОН)₃
   и
   H₂S).

10. Какое
    значение рН (больше или меньше 7) имеют
    растворы солей: МnС1₂,
    К₂СО₃,
    Ni(NО₃)₂?
    Составьте
    молекулярные и ионные уравнения
    гидролиза солей.

11. Какие
    из солей Nа₂SО₄,
    А1С1₃,
    МnSO₄
    КNО₂,
    КС1 подвергаются гидролизу? Составьте
    молекулярные и ионные уравнения
    гидролиза соответствующих солей.

12. При
    смешивании концентрированных растворов
    FеС1₃
    и Nа₂СО₃
    образуются Fе(ОН)₃
    и СО₂.
    Составьте молекулярное и ионное
    уравнения происходящей реакции.

13. Какие
    из солей NаI, FеС1₂,
    К₂SO₄
    КNО₃,
    Со(NО₃)₂
    подвергаются гидролизу? Составьте
    молекулярные и ионные уравнения
    гидролиза соответствующих солей.

14. При
    смешивании растворов сульфата алюминия
    и сульфида натрия образуются А1(ОН)₃
    и Н₂S.
    Составьте молекулярное и ионное
    уравнения происходящей реакции.

15. Составьте
    молекулярные и ионные уравнения
    гидролиза соли, в результате которого
    образуется: кислая соль; основная соль.

16. Вычислить
    рН растворов, в которых концентрация
    ионов ОН^—
    (в моль/л) равна: а) 210^-7;
    б) 8,110^-3.

17. Какое
    значение рН (больше или меньше 7) имеют
    растворы солей: NiSО₄,
    К₃РO₄,
    NаОС1?
    Составьте
    молекулярные и ионные уравнения
    гидролиза солей.

18. Составьте
    молекулярные и ионные уравнения
    гидролиза солей: СН₃СООК,
    СuSO₄,
    Nа₃РО₄,
    Li₂S.
    Какое значение рН (больше или меньше
    7) имеют растворы этих солей?
    

19. Какие
    из солей NаС1, Сr₂(SO₄)₃,
    CuС1₂,
    КВr, Zn(NО₃)₂,
    подвергаются гидролизу? Составьте
    молекулярные и ионные уравнения
    гидролиза соответствующих солей.

20. При
    смешивании растворов сульфата меди и
    карбоната натрия образуются (СuОН)₂СО₃
    и выделяется СО₂.
    Составьте молекулярное и ионное
    уравнения происходящей реакции.

Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]

• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #