Количественные характеристики гидролиза

Министерство образования и науки Российской Федерации

Федеральное государственное бюджетное образовательное учреждение высшего профессионального образования

«Уфимский государственный нефтяной технический университет»

Кафедра «Общая и аналитическая химия»

ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ

Учебно-методическое пособие

Уфа

Издательство УГНТУ

2015

Учебно-методические пособие разработано на кафедре «Общая и аналитическая химия» и предназначено для выполнения лабораторной работы по теме «Гидролиз солей», а также для самостоятельной работы студентов направлений БАГ, БАТ, БАЭ, БГБ, БГГ, БГР, БГШ, БМЗ, БМП, БМС, БМТ, БСТ, БТЭ, БУС, ББП, БПБ, БЧС, БМА, БМК, БОС, БТБ, БТК, БТП, БТС, изучающих дисциплины «Химия» и «Общая и неорганическая химия».

Составители: Низаева Э.Р., доц., канд. хим. наук

Шавшукова С.Ю., доц., д-р техн. наук

Рольник Л.З., проф., д-р хим. наук

Рецензент Удалова Е.А., проф., д-р техн. наук

ÓУфимский государственный нефтяной технический университет, 2015

Содержание

Значение гидролиза в природе и промышленности	2
Гидролиз солей	2
Типы гидролиза солей	4
Количественные характеристики гидролиза	6
Особые случаи гидролиза	10
Примеры решения задач	12
Вопросы и задачи	14
Тестовые задания	18
Лабораторная работа «Гидролиз солей» Приложение А	20 22
Список использованных литературных источников	23

Значение гидролиза в природе и промышленности

Гидролиз – широко распространенный процесс в живой природе. Гидролиз белков, жиров и углеводов является необходимой составляющей процессов усвоения продуктов питания живыми организмами. Гидролиз аденозинтрифосфата (АТФ) является основой энергетики клетки живого организма.

В неживой природе гидролиз также широко распространён. В результате взаимодействия с водой происходят процессы разложения и образования горных пород.

Гидролизные производства составляют важную отрасль химической промышленности. Сырьём для гидролизных производств являются отходы непищевого растительного сырья, образующиеся в процессах лесозаготовок, лесопиления и деревообработки (опилки, мелкая стружка, щепа) или переработки сельскохозяйственных культур (солома, шелуха семян и т.д.). Гидролизом такого сырья при дальнейшей химической и биохимической переработке получают пищевые, кормовые и технические продукты, в том числе кормовые дрожжи, этиловый спирт, фурфурол, глюкозу, ксилит, лигнин и др.

Гидролиз солей

Гидролизом («гидро» – вода и «лизис» – распад, разложение) называется процесс разложения различных органических и неорганических соединений водой. В неорганической химии гидролиз наиболее характерен для солей.

Гидролиз является результатом поляризационного взаимодействия ионов соли с молекулами воды в их гидратных оболочках. Поляризуя молекулы воды, катионы металлов разрывают связь Н–ОН и присоединяют гидроксид-ионы, в результате чего в растворе повышается концентрация ионов водорода Н⁺; анионы присоединяют ионы Н⁺, что приводит к повышению в растворе концентрации ОН^–. Таким образом происходит нарушение ионного равновесия воды Н₂О «Н⁺+ ОН^– и изменение рН среды.

При диссоциации абсолютно чистой воды концентрации ионов Н⁺ и ОН^–одинаковы. При 298 К [Н⁺] = [ОН^–] = 10^–7 моль/л. Произведение ионов [Н⁺]•[ОН^–] называется ионным произведением воды. При 298 К:

КН₂О = [Н⁺] • [ОН^–] = 10^–14.

В кислом растворе: [Н+] > 10^–7 моль/л, [ОН–] < 10^–7 моль/л.

В щелочном растворе: [Н+] <10^–7 моль/л, [ОН–] > 10^–7 моль/л.

Для характеристики среды существует понятие водородного показателя рН, который равен отрицательному десятичному логарифму активности ионов водорода, или, упрощенно, концентрации ионов водорода в растворе:

рН = -lg [H⁺].

В нейтральном растворе рН = 7;

в кислых растворах рН < 7;

в щелочных растворах рН > 7.

рОН – гидроксильный показатель, который равен отрицательному десятичному логарифму концентрации гидроксильных ионов в растворе:

рОН = -lg [OH^–],

рН + рОН = 14.

На практике реакцию среды определяют при помощи кислотно-основных индикаторов – веществ, которые изменяют окраску раствора в зависимости от концентрации ионов водорода. К наиболее распространенным индикаторам относятся лакмус, фенолфталеин и метиловый оранжевый (таблица 1).

Таблица 1 – Окраска индикаторов в различных средах

Индикатор	Окраска индикатора
Индикатор	Кислая среда	Нейтральная среда	Щелочная среда
Метиловый оранжевый	Красный (рН < 3,1)	Оранжевый (3,1 < рН < 4,4)	Желтый (рН > 4,4)
Фенолфталеин	Бесцветный (рН < 8,0)	Бледно-малиновый (8,0 < рН <9,8)	Малиновый (рН > 9,8)
Лакмус	Красный (рН < 5,0)	Фиолетовый (5,0 < рН < 8,0)	Синий (рН > 8,0)

С точки зрения термодинамики гидролиз является реакцией, обратной реакции нейтрализации слабых кислот и оснований.

Типы гидролиза солей

Любую соль можно рассматривать как продукт взаимодействия кислоты и основания. В зависимости от природы соли различают 4 типа гидролиза.

1 Соли, образованные сильными кислотами и сильными основаниями (щелочами), такие как NaCl, CaCl₂, Ba(NO₃)₂и др_., гидролизу не подвергаются. Катионы солей этого типа имеют небольшие заряды и значительные размеры, поэтому их поляризующее действие на молекулы воды невелико, то есть взаимодействие соли с водой практически не происходит, и среда в растворах таких солей остается нейтральной (рН = 7).

2 Соли, образованные сильными кислотами и слабыми основаниями NH₄Cl, ZnCl₂, Fe₂(SO₄)₃ и др., подвергаются гидролизу по катиону, в результате чего среда раствора становится кислой (рН < 7).

Рассмотрим гидролиз хлорида меди (II) – соли, образованной слабым основанием Cu(OH)₂ и сильной кислотой HCl. В водном растворе соль диссоциирует на ионы: CuСl₂ ® Cu²⁺ + 2Cl^–.

Затем происходит взаимодействие катиона Cu²⁺ с молекулами воды. Процесс гидролиза можно представить в трёх формах: сокращенной ионной, полной ионной и молекулярной:

Cu²⁺ + HOH «CuOH⁺ + H⁺(сокращенная ионная форма);

Cu²⁺ + Cl^–+ HOH «CuOH⁺ + H⁺ + Cl^–(полная ионная форма);

CuСl₂ + 2H₂O «CuOHCl + HCl (молекулярная форма).

Поскольку катион меди Cu²⁺ двухзарядный, то гидролиз может протекать в две ступени. Вторую ступень гидролиза можно представить так:

CuOH⁺ + HOH «Cu(OH)₂¯ + H⁺

CuOHCl + 2H₂O «Cu(OH)₂¯ + HCl.

3 Соли, образованные сильными основаниями (щелочами) и слабыми кислотами Na₂CO₃, KCN, Ba(CH₃COO)₂ и др., подвергаются гидролизу по аниону, в результате которого среда становится щелочной (рН > 7).

Рассмотрим гидролиз цианида калия KCN – соли, образованной сильным основанием КОН и слабой кислотой HCN. В водном растворе соль диссоциирует на ионы: KCN ® К⁺ + CN^–.

Затем анион CN^– взаимодействует с молекулами воды:

CN^–+ HOH «HCN + OH^–

KCN + H₂O «HCN + KOH.

Таким образом, гидролиз всегда протекает по слабой составляющей.

4 Соли, образованные слабыми кислотами и слабыми основаниями NH₄CN, Al(CH₃COO)_3,CH₃COONH_4, подвергаются гидролизу и по катиону и по аниону одновременно. Среда растворов таких солей зависит от силы образующихся в результате гидролиза основания и кислоты: если константа диссоциации основания больше, то среда будет слабощелочной (рН > 7), если константа диссоциации кислоты больше, то – слабокислой (рН < 7).

Например, соль CH₃COONH₄ образована слабым основанием NH₄OH и слабой кислотой СН₃СООН. Гидролиз идет по катиону NH₄⁺ и аниону СН₃СОО^–с образованием двух слабых электролитов – кислоты и основания:

CH₃COONH₄+ HOH «CH₃COOH + NH₄OH.

Водные растворы солей такого типа в зависимости от степени диссоциации образующихся слабых электролитов имеют нейтральную, слабокислую или слабощелочную среду. Для того чтобы оценить реакцию среды в растворе соли такого типа, нужно сравнить константы диссоциации образующихся слабых электролитов (см. приложение А).

В данном случае константы диссоциации практически равны:

КNH₄OH = 1,79×10^-5,

КCH₃COOH = 1,86×10^-5,

поэтому реакция раствора близка к нейтральной (рН» 7).

Если соли образованы многозарядными катионами и анионами, то их гидролиз протекает ступенчато. При этом на первой ступени происходит образование кислой (гидролиз по аниону) или основной (гидролиз по катиону) соли. Последующие ступени гидролиза многозарядных ионов в стандартных условиях протекают незначительно, поэтому их можно не учитывать.

Например, гидролиз хлорида алюминия АlCl₃теоретически может протекать в три ступени:

Первая:

АlCl₃ + 2H₂O «AlOHCl₂ + HCl,

Аl³⁺^–+ HOH «AlOH²⁺+ H⁺.

Вторая:

AlOHCl₂+ H₂O «Al(OH)₂Cl + HCl,

AlOH²⁺+ HOH «Al(OH)₂⁺+ H⁺.

Третья:

Al(OH)₂Cl + 2H₂O «Al(OH)₃ + HCl,

Al(OH)₂⁺+ HOH «Al(OH)₃ + H⁺.

На практике гидролиз по первой ступени идет полностью, по второй –частично, по третьей не идёт совсем. Этот факт объясняется принципом Ле Шателье: накопление катионов водорода на первой ступени препятствует образованию их на второй. Кроме того, катион AlOH²⁺ имеет больший размер и меньший заряд по сравнению с Аl³⁺, поэтому обладает меньшим поляризующим действием. Усилить гидролиз, то есть сместить равновесие указанных обратимых реакций вправо, можно, например, удаляя из раствора ионы водорода (подщелачивая раствор). Таким образом можно добиться полного превращения хлорида алюминия в гидроксид алюминия.

Однако следует отметить, что в действительности состав частиц раствора, приведённых в вышеуказанных уравнениях гидролиза АlCl₃, является более сложным.

Как правило, гидролиз – обратимая реакция. Но процесс гидролиза может протекать необратимо. Это происходит, если продукты гидролиза являются труднорастворимыми либо газообразными продуктами, то есть выводятся из зоны реакции, например:

ZnSiO₃ + 2H₂O ® Zn(OH)₂¯ + H₂SiO₃¯,

Al(CN)₃ + 3H₂O ® Al(OH)₃¯ + 3HCN.

Такие соли не могут существовать в водном растворе.

Количественные характеристики гидролиза

Количественными характеристиками обратимого гидролиза солей являются константа гидролиза и степень гидролиза. Константа гидролиза К_г – это константа равновесия обратимой реакции гидролиза. Степень гидролиза h определяется отношением числа молекул, подвергшихся гидролизу, к общему числу молекул растворенной соли. Константа гидролиза зависит от температуры, но не зависит от концентрации раствора. Степень гидролиза не является постоянной величиной, зависит от температуры и концентрации раствора. К_ги h связаны между собой в соответствии с законом разбавления Оствальда.

Рассмотрим эти характеристики на примере реакции гидролиза хлорида аммония NH₄Cl. Эта соль образована слабым основанием NH₄OH и сильной кислотой HCl, следовательно, подвергается гидролизу по катиону:

NH₄⁺ + H₂O «NH₄OH + H⁺.

По закону действия масс выражение для константы равновесия этой обратимой реакции имеет вид

К = . (1)

Так как концентрация воды остается практически неизменной: [H₂O]₀ = [H₂O]_равн., то уравнение (1) можно записать в виде

= К_р[H₂O] = К_г. (2)

Произведение двух констант К_р[H₂O] является постоянной величиной и называется константой гидролиза К_г.

Из уравнения ионного произведения воды выразим концентрацию ионов водорода:

[H⁺] = . (3)

Тогда уравнение (1) можно переписать таким образом:

К_г. = t wx:val="Cambria Math"/><w:i/><w:sz w:val="28"/><w:sz-cs w:val="28"/><w:lang w:fareast="RU"/></w:rPr><m:t>,</m:t></m:r></m:oMath></m:oMathPara></w:p><w:sectPr wsp:rsidR="00000000"><w:pgSz w:w="12240" w:h="15840"/><w:pgMar w:top="1134" w:right="850" w:bottom="1134" w:left="1701" w:header="720" w:footer="720" w:gutter="0"/><w:cols w:space="720"/></w:sectPr></w:body></w:wordDocument>"> (4)

так как

= , (5)

где К_осн_. – константа диссоциации слабого основания NH₄OH.

Тогда выражение (4) примет вид

К_г = (6)

Следовательно, чем меньше К_осн., тем сильнее соль подвергается гидролизу.

В случае гидролиза соли с многозарядным катионом слабого основания, например CuСl₂, константа гидролиза по первой ступени связана с константой диссоциации К_осн_. по второй ступени; константа гидролиза по второй ступени связана с К_осн. по первой ступени:

К_г1 = , (7)

К_г₂= . (8)

Так как К_осн.1 значительно выше, чем К_осн.2, то К_г1>> К_г_2.

Аналогичным образом выводится выражения для константы гидролиза по аниону:

К_г = . (9)

Уравнение для расчёта степени гидролиза h выведем на примере хлорида аммония, исходя из следующих соображений. Если исходная концентрация соли NH₄Cl равна С моль/л, то гидролизовано Сh молей соли, то есть образовалось Сh молей NH₄OH и Сh молей H⁺. В состоянии равновесия [NH₄OH] = [H⁺] = Сh, [NH₄⁺] = (C–Сh). Подставим эти выражения в уравнение (2):

К_г= = = _,(10)

К_г= = . (11)

Чтобы упростить соотношение между константой и степенью гидролиза, можно принять (1–h)» 1, так как в большинстве случаев h << 1. Тогда получим

К_г= = Сh², (12)

h = = (13)

В случае гидролиза по аниону выражения для константы и степени гидролиза выводятся аналогично, и уравнения (6) и (13) имеют вид:

К_г= , (14)

h = = , (15)

где К_кисл. – константа диссоциации слабой кислоты.

Охарактеризуем количественно гидролиз соли, образованной слабым основанием и слабой кислотой, например гидролиз ацетата аммония, протекающий и по катиону и по аниону одновременно:

NH₄⁺ + CH₃COO^– + HOH «NH₄OH + CH₃COOH.

Согласно закону действующих масс константа равновесия этой реакции:

К = . (16)

Так как концентрация воды в растворе соли есть величина постоянная [H₂O] = const, то

К_г = К[H₂O] = . (17)

Умножим числитель и знаменатель этой дроби на ионное произведение воды К_Н2О = [Н⁺] • [ОН^–]. Получим:

К_г = = , (18)

Так как = s w:val="24"/><w:lang w:fareast="RU"/></w:rPr><m:t>РєРёСЃР»</m:t></m:r></m:sub></m:sSub><m:r><w:rPr><w:rFonts w:ascii="Cambria Math" w:fareast="Times New Roman" w:h-ansi="Cambria Math"/><wx:font wx:val="Cambria Math"/><w:i/><w:sz w:val="24"/><w:sz-cs w:val="24"/><w:lang w:fareast="RU"/></w:rPr><m:t>.</m:t></m:r></m:den></m:f></m:oMath></m:oMathPara></w:p><w:sectPr wsp:rsidR="00000000"><w:pgSz w:w="12240" w:h="15840"/><w:pgMar w:top="1134" w:right="850" w:bottom="1134" w:left="1701" w:header="720" w:footer="720" w:gutter="0"/><w:cols w:space="720"/></w:sectPr></w:body></w:wordDocument>"> и = s w:val="24"/><w:lang w:fareast="RU"/></w:rPr><m:t>РѕСЃРЅ.</m:t></m:r></m:sub></m:sSub></m:den></m:f></m:oMath></m:oMathPara></w:p><w:sectPr wsp:rsidR="00000000"><w:pgSz w:w="12240" w:h="15840"/><w:pgMar w:top="1134" w:right="850" w:bottom="1134" w:left="1701" w:header="720" w:footer="720" w:gutter="0"/><w:cols w:space="720"/></w:sectPr></w:body></w:wordDocument>"> . (19)

Таким образом, в этом случае:

К_г = . (20)

Из уравнений (9) и (11) можно сделать следующие выводы: степень гидролиза тем больше:

1) чем больше КH₂O, то есть чем выше температура раствора, поскольку ионное произведение воды прямо пропорционально зависит от температуры;

2) чем меньше К_осн. или К_кисл., то есть чем слабее образующееся в результате гидролиза основание или кислота;

3) чем меньше концентрация соли.

Таким образом, гидролиз соли можно усилить нагреванием или разбавлением раствора. Кроме того, сместить равновесие обратимой реакции гидролиза можно, согласно принципу Ле Шателье, путём связывания продуктов гидролиза, например, подкислением или подщелачиванием раствора.

В общем виде гидролиз солей можно представить в виде таблицы 2.

Таблица 2 – Гидролиз солей

Образующие соль				Продукты гидролиза по 1-ой ступени	Реакция раствора (рН)
Основание	Кислота	Характерные катионы	Характерные анионы	Продукты гидролиза по 1-ой ступени	Реакция раствора (рН)
Сильное	Сильная	Катионы щелочных и щелочно-земельных металлов	Сl^-, Br^-, I^-, NO₃^-, SO₄^2-, ClO₃^-, ClO₄^-, MnO₄^-	–	Нейтральная (рН = 7)
Сильное	Слабая	Катионы щелочных и щелочно-земельных металлов	CO₃^2-, SO₃^2-, NO₂^-, CN^-, PO₄^3- и др.	Кислые соли	Щелочная (рН > 7)
Слабое	Сильная	Cu²⁺, Fe²⁺, Zn²⁺, Mn²⁺, Al³⁺ и др.	Сl^-, Br^-, I^-, NO₃^-, SO₄^2-, ClO₃^-, ClO₄^-, MnO₄^-	Основные соли	Кислая (рН < 7)
Слабое	Слабая	Cu²⁺, Fe²⁺, Zn²⁺, Mn²⁺, Al³⁺ и др.	CO₃^2-, SO₃^2-, NO₂^-, CN^-, PO₄^3- и др.	Основание и кислота	Зависит от соотношения К_осн. и К_кисл.

Особые случаи гидролиза

Гидролиз может протекать необратимо, если продукты гидролиза выпадают в осадок или улетучиваются в виде газа. В этом случае гидролиз называют полным или необратимым. Например:

Al₂S₃ + H₂O ® 2Al(OH)₃¯ + 2H₂S.

Соли такого рода не могут существовать в водных растворах.

Ряд катионов, к которым относится Ве²⁺, Sn²⁺, Pb²⁺, Bi³⁺, Sb³⁺, Fe³⁺, Zr⁴⁺, обладают повышенным поляризующим действием. Они поляризуют и разрывают в молекулах воды не только связь Н–ОН, но и связь О–Н. Поэтому при гидролизе солей, образованных этими катионами, образуются оксосоли или комплексные соли. Например, гидролиз хлорида сурьмы (III) идет с образованием малорастворимого соединения – хлорида оксосурьмы (III) (хлористого антимонила) SbOCl:

SbCl₃ + H₂O «SbOHCl₂ + HCl,

SbOHCl₂ + H₂O «Sb(OH)₂Cl + HCl,

Sb(OH)₂Cl ® SbOCl¯ + H₂O.

Внесение в систему НСl в соответствии с принципом Ле Шателье смещает равновесие влево и приводит к растворению осадка хлористого антимонила, добавление воды смещает равновесие вправо (усиливает гидролиз), что сопровождается выпадением осадка SbOCl.

Аналогично протекает гидролиз хлорида циркония (IV).

При гидролизе солей остальных вышеуказанных катионов образуются комплексные соединения.

Гидролиз соединений с ковалентно-полярными связями, к которым относятся галогениды амфотерных металлов, находящихся в степени окисления +4, например SnCl₄, PbF₄, протекает необратимо. При этом образуются оксикислоты или оксиды металлов.

SnCl₄+ 4H₂O = H₂SnO₃¯ + 4HCl,

TiCl₄ + 2H₂O = TiO₂¯ + 4HCl.

Гидролиз гидридов, нитридов, фосфидов, карбидов также протекает необратимо с образованием гидроксида металла и летучего соединения:

СаH₂ + 2H₂O = Ca(OH)₂ + H₂,

Mg₃N₂ + 6H₂O = 3Mg(OH)₂ + 2NH₃,

Al₄C₃ + 12H₂O = 4Al(OH)₃ + 3CH₄,

Na₂C₂ + 2H₂O = 2NaOH + C₂H₂.

Примеры решения задач

Пример 1. Вычислите константу гидролиза (К_Г), степень гидролиза (h) и рН 0,1 моль/л раствора CH₃COONa.

Решение:

Запишем уравнение гидролиза CH₃COONa в трех формах:

1) молекулярной

CH₃COONa + H₂O ⇄ CH₃COOH + NaOH;

2) ионно-молекулярной

CH₃COO⁻ + Na⁺ + H₂O ⇄ CH₃COOH + Na⁺ + OH⁻;

3) краткой ионно-молекулярной

CH₃COO⁻ + H₂O ⇄ CH₃COOH + OH⁻.

;

, ;

Степень гидролиза определяем по формуле

или h = 0,0074 %.

Пример 2. Степень гидролиза нитрата аммония в растворе с молярной концентрацией, равной 0,001 моль/л, равна 7,5·10^-4. Рассчитать рН.

Решение:

Запишем ионно-молекулярное уравнение гидролиза:

NH₄⁺ + H₂O ⇄ H⁺ + NH₄OH.

Из уравнения следует, что при гидролизе 1 моль NH₄⁺ получается 1 моль H⁺. Поскольку степень гидролиза – это доля подвергшихся гидролизу ионов NH₄⁺ от их общей концентрации 0,001 моль/л, концентрация гидролизуемых ионов аммония равна:

с_гидр. = с·α_г = 0,001·7,5·10^-4 = 7,5·10^-7 = с_H⁺

pH = -lg (7,5·10^-7) = 6,13.

Пример 3. Рассчитать рН раствора гипохлорита натрия С = 10^-2 моль/л, если степень гидролиза этой соли равна 0,01.

Решение:

Из уравнения гидролиза

ClO⁻ + H₂O ⇄ OH⁻ + HClO

следует, что каждый ион ClO⁻ при гидролизе дает 1 ион OH⁻.

с_гидр. = 10^-2·10^-2 = 10^-4 моль/дм³ = с_ОН⁻;

рОН = –lg10^-4 = 4;

pH = 14 – 4 = 10.

Пример 4. Рассчитать рН раствора хлорида аммония с молярной концентрацией, равной 0,05 моль/дм³.

Решение:

NH₄⁺ + H₂O ⇄ H⁺ + NH₄OH.

Константа гидролиза

К_г= .

По таблице находим константу диссоциации К_д = 1,8·10^-5 и рассчитываем:

К_Г = 10^-14/1,8·10^-5 = 5,55·10^-10.

Из уравнения гидролиза следует, что [H⁺] = [NH₄OH]. Тогда

Отсюда

рН = -(lg 5,27·10^-6) = 5,28.

Пример 5. Рассчитать рН раствора фторида калия с молярной концентрацией, равной 0,02 моль/дм³.

Решение:

F⁻ + H₂O ⇄ OH⁻ + HF.

;

По таблице К_HF = 6,7·10^-4. Тогда К_Г= 10^-14/6,7·10^-4 = 1,49·10^-11;

;

рОН = - lg (5,46·10^-7) = 6,26;

рН = 14 – 6,26 = 7,74.

Вопросы и задачи

1 Напишите ионно-молекулярные уравнения реакций гидролиза с указанием рН при растворении в воде следующих солей: сульфата цинка, нитрата калия, хлорида цезия, сульфата хрома (III).

2 Напишите в ионно-молекулярной форме уравнения гидролиза следующих солей: K₂S, Li₂CO₃, K₃PO₄, K₂SO₃, ZnCl₂.

3 Напишите в молекулярной форме уравнение гидролиза гидросолей и определите рН среды их водных растворов: NaHSO₃, NaHS, KHCO₃, Na₂HPO₄, NaH₂PO₄.

4 Напишите молекулярно-ионные формы уравнений гидролиза (отдельно для катиона и аниона) и укажите реакцию водных растворов солей: (NH₄)₂S, (NH₄)₂SO₃, (NH₄)₃PO₄, (NH₄)₂HPO_4.

5 Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения гидролиза солей CrCl₃, FeSO₄, Na₂SO₃ и Na₂S. Какие из перечисленных растворов имеют pH < 7? pH > 7?

6 Какую реакцию имеют растворы солей Zn(NO₃)₂, Al₂(SO₄)₃, K₂CO₃, KNO₃, NaCN? Ответ подтвердите ионно-молекулярными уравнениями.

7 Напишите в молекулярной и в молекулярно-ионной форме уравнения реакций:

1) Fe₂(SO₄)₃ + Na₂CO₃ + H₂O →

2) AlCl₃ + (NH₄)₂S + H₂O →

3) Cr₂(SO₄)₃ + (NH₄)₂S + H₂O →

8 Напишите в молекулярной и в молекулярно-ионной форме уравнения реакций:

1) AlCl₃ + CH₃COONa + H₂O → Al(OH)(CH₃COO)₂ + …

2) CuSO₄ + Na₂CO₃ + H₂O → [Cu(OH)₂]CO₃ + …

3) Na₂SiO₃ + NH₄Cl + H₂O →

9 Укажите, не производя вычислений, в каком из растворов двух солей равной концентрации рН больше или меньше:

1) NaClO₄ и NaClO

2) K₂S и K₂Se

3) Na₂CO₃ и NaHCO₃

10 Укажите, не произведя вычислений, в каком из растворов двух солей равной концентрации рН больше или меньше:

1) CH₃COO Na и HCOONa

2) Na₂CO₃ и NaSO₃

3) HCOONa и HCOONH₄

11 Охарактеризуйте поведение в растворе следующих солей и укажите реакцию их водных растворов: HCOOK, NH₄Br, K₂HPO₄, Cu(NO₃)_2.

12 Раствор NaH₂PO₄ имеет слабокислую, а раствор Na₃PO₄ сильнощелочную реакцию. Объясните эти факты, подтвердите уравнениями.

13 Почему растворы NaF и Na₂S имеют щелочную, а растворы ZnSO₄ и NH₄NO₃ кислую реакцию? Ответ подтвердите ионно-молекулярными уравнениями.

14 Какая из двух солей при равных условиях в большей степени подвергается гидролизу: FeCl₂ или FeCl₃, MgCl₂ или ZnCl₂, NaCN или CH₃COONa? Почему? Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения гидролиза этих солей.

15 Какая из двух солей при равных условиях в большей степени подвергается гидролизу: Na₂CO₃ или Na₂SO₃, TlCl или TlCl₂, SnCl₂ или SnCl₄? Почему? Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения гидролиза этих солей.

16 Почему растворы NaH₂PO₄ имеют слабокислую, Na₃PO₄ – щелочную, СН₃СООNH₄, KCl – нейтральную, CuSO₄ – кислую реакции? Какие из перечисленных солей подвергаются гидролизу? Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения гидролиза этих солей.

17 Как зависит степень гидролиза от температуры? Почему? В какую сторону сместится равновесие гидролиза NaCN, если к раствору прибавить: а) щёлочь; б) кислоту; в) хлорид аммония?

18 При сливании водных растворов Cr(NO₃)₃ и Na₂S образуется осадок Cr(OH)₃ и выделяется газ. Составьте молекулярное и ионно-молекулярное уравнение реакций.

19 Какие из перечисленных солей подвергаются гидролизу:

1) NaHCO₃

2) NaCN

3) KNO₃?

Напишите молекулярные и ионно-молекулярные уравнения гидролиза.

20 Вычислите константу гидролиза фторида калия, определите степень гидролиза этой соли в 0,01М растворе и рН раствора.

21 Вычислите рН 0,02 г-экв/л раствора соды Na₂CO₃, учитывая только первую ступень гидролиза.

22 Сравните степень гидролиза соли и рН среды в 0,1 М и 0,001 М растворах цианида калия.

23 При 60 ºС ионное произведение воды К_H₂_O = 10^-12. Считая, что константа диссоциации хлорноватистой кислоты не изменяется с температурой, определите рН 0,001н раствора KOCl при 25 и 60ºС.

24 рН 0,1 М раствора натриевой соли органической одноосновной кислоты равен 10. Вычислите константу диссоциации этой кислоты.

25 Исходя из значений констант диссоциации соответствующих кислот и оснований, укажите реакцию водных растворов следующих солей: NH₄CN, NH₄F, (NH₄)₂S.

26 Почему раствор NaHCO₃ имеет слабощелочную, а NaHSO₃ слабокислую реакцию? Ответ обоснуйте.

27 Вычислите константу гидролиза карбоната натрия, степень гидролиза соли в 0,1 М растворе и рН среды.

28 Вычислите константу гидролиза ортофосфата калия. Каков рН в 2,4 М растворе Na₃PO₄? Определите степень гидролиза.

29 Вычислите константу гидролиза ортофосфата калия. Каков рН в 3 н растворе Na₃PO₄? Какова степень гидролиза?

30 Вычислите константу гидролиза сульфита натрия, степень гидролиза и рН 0,6 М раствора.

31 Вычислите рН 0,2 М раствора NaHCOO, если K_HCOOH = 1,7∙10^-4.

32 Оцените рН раствора, полученного растворением 0,001 г NH₄Cl в 10 л воды.

33 В чем состоит отличие реакций гидролиза Al(CH₃COO)₃ и Al₂S₃?

34 Объясните, почему при введении в раствор FeCl₃ раствора соды в осадок выпадает не карбонат железа, а его гидроксид. Напишите уравнения процессов.

35 Составьте уравнения реакций, протекающих в водных растворах:

1) AlCl₃+ H₂O →

2) AlCl₃+ (NH₄)₂S + H₂O →

3) AlCl₃+ (NH₄)₂CO₃ + H₂O →

36 Предполагают, что гидролиз буры протекает в 2 стадии:

B₄O₇^2- + 3H₂O ↔ 2H₃BO₃ + 2BO₂⁻;

BO₂^- + 2H₂O ↔ H₃BO₃ + OH⁻.

Как рассчитать рН раствора буры известной концентрации?

37 Вычислите рН раствора NH₄OH, в 5 л которого содержится 20 г NH₄Cl, если К_д = 1,8∙10^-5.

38 У какого раствора рН больше: SnCl₂ или SnCl₄ (при одинаковых концентрациях)?

39 Отличается ли гидролиз AlCl₃ от AlF₃? Ответ обоснуйте уравнениями.

40 Приведите возможные способы смещения равновесия реакций гидролиза вправо и влево.

41 Приготовлены растворы солей Na₂CO₃, FeCl₃ и CuSO₄. Напишите постадийно уравнения гидролиза. Как осуществить последнюю стадию гидролиза?

42 Расположите соединения Na₂CO₃, NaHCO₃ и NaOH в порядке увеличения рН их растворов одинаковой концентрации.

43 Напишите сокращенным молекулярно-ионным способом уравнения реакций гидролиза следующих солей: 1) FeCl₃; 2) Fe₂(SO₄)₃; 3) Fe(OH)Cl₂.

44 Напишите сокращенные молекулярно-ионные уравнения реакций гидролиза следующих солей: 1) NaNO₃; 2) NH₄NO₂; 3) NH₄NO₃.

45 Напишите сокращенные молекулярно-ионные уравнения реакций гидролиза следующих солей: 1) Zn(NO₃)₂; 2) Cu(NO₃)₂; 3) Ca(NO₂)₂.

46 Напишите сокращенные молекулярно-ионные уравнения реакций гидролиза следующих солей: 1) Cu(CH₃COO)₂; 2) CuSO₄; 3) Cu(OH)NO₃. Укажите реакцию среды.

47 Укажите способы смещения равновесия реакций гидролиза вправо:

CO₃^2- + H₂O ↔ HCO₃⁻ + OH⁻

HCO₃⁻ + H₂O ↔ H₂CO₃ + OH⁻

48 Напишите молекулярно-ионные уравнения гидролиза кислых солей и определите реакцию их водных растворов: 1) NaHSO₃; 2) NaHS; 3) KHCO₃; 4) Na₂HPO₄.

49 Какая соль железа гидролизуется сильнее: FeCl₂ или FeCl₃ и почему? Ответ обоснуйте.

50 Определите степень гидролиза 0,01 М раствора сульфида калия. Можно ли использовать упрощенную формулу, α = (Кг/См)^1/2? В какую сторону сместится равновесие при добавлении кислоты? щёлочи?

51 Раствор, содержащий в 1 л 3,81 г тетрабората натрия Na₂B₄O₇∙10H₂O (бура), имеет рН = 9,18. Напишите уравнение реакции гидролиза и вычислите константу первой стадии гидролиза, предполагая, что она обусловливает щелочную среду раствора.

52 Вычислите константу диссоциации BeOH⁺

BeOH⁺= Be²⁺ + OH⁻

исходя из того, что рН 0,02 М раствора BeCl₂ составляет 4,2.

53 Соли, образованные многоосновными кислотами и многокислотными основаниями, гидролизуются по ступеням. Докажите, что полная константа гидролиза равна произведению констант всех ступеней гидролиза.

54 Вычислите рН 0,2 М раствора HCOONa, если К _HCOOH = 1,7∙10^-4.

55 Водные растворы HCl и FeCl₃ показывают кислую среду. Это объясняется протеканием следующих процессов:

HCl + H₂O = H₃O⁺ + Cl⁻,

FeCl₃ + 2H₂O = H₃O⁺ + Cl⁻+ FeOHCl₂.

56 Укажите признаки сходства и различия этих процессов. Назовите процессы.

57 Предскажите реакцию среды (кислая или щелочная) водных растворов Na₃PO₄, Na₂HPO₄, NaH₂PO₄.

58 Определите рН 0,1 М раствора ортофосфата калия.

59 У какого раствора рН больше: FeCl₂ или FeCl₃ (при одинаковых концентрациях)?

60 Определите рН 0,1 М раствора дигидрофосфата калия.

61 Напишите уравнение гидролиза арсенaта натрия (Na₃AsO₄).

Варианты заданий

Вариант	Номер задачи
1	1	16	31	46
2	2	17	32	47
3	3	18	33	48
4	4	19	34	49
5	5	20	35	50
6	6	21	36	51
7	7	22	37	52
8	8	23	38	53
9	9	24	39	54
10	10	25	40	55
11	11	26	41	56
12	12	27	42	57
13	13	28	43	58
14	14	29	44	59
15	15	30	45	60

Тестовые задания

1 Обратимый гидролиз солей – это реакция, которая:

Ответы: 1) сопровождается выделением газа или выпадением осадка;

2) сопровождается изменением степеней окисления атомов элементов;

3) не сопровождается изменением степеней окисления атомов элементов;

4) сопровождается выделением теплоты;

5) является обменной между солью и водой.

2 Гидролизу по катиону подвергается:

Ответы: 1) Na₂SO₃; 2) ZnCl₂; 3) Ca(NO₃)₂; 4) LiF; 5) BaI₂.

3 Гидролизу по катиону подвергается:

Ответы: 1) Na₂CrO₄; 2) KHCO₃; 3) SrCl₂; 4) CuSO₄; 5) CsI.

4 Гидролизу по катиону подвергается:

Ответы: 1) FeCl₂; 2) NaBr; 3) RbI; 4) KNO₃; 5) Li₂S.

5 Гидролизу по катиону подвергается:

Ответы: 1) Li₂SO₃; 2) K₃PO₄; 3) CH₃COONa; 4) CaBr₂; 5)NH₄Cl.

6 Гидролизу по аниону подвергается:

Ответы: 1) K₂CO₃; 2) Fe(NO₃)₂; 3) MgCl₂; 4)(NH₄)₂SO₄; 5) Li₂CrO₄.

7 Гидролизу по аниону подвергается:

Ответы: 1) KBr; 2)NaNO₃; 3) Na₃PO₄; 4) MgSO₄; 5) NH₄I.

8 Гидролизу по аниону подвергается:

Ответы: 1) AgNO₃; 2) CH₃COOK; 3) AlCl₃; 4) K₂CrO₄; 5) MnSO₄.

9 Гидролизу по аниону подвергается:

Ответы: 1) NiBr₂; 2) BeSO₄; 3) Cu(NO₃)₂; 4) Na₂S; 5) KI.

10 Гидролизу не подвергается:

Ответы: 1) FeSO₄; 2) CuBr₂; 3) Pb(NO₃)₂; 4) KMnO₄; 5) CrCl₃.

11 Гидролизу не подвергается:

Ответы: 1) NaCl; 2) AlCl₃; 3) Bi(NO₃)₃; 4) SnSO₄; 5) K₂CO₃.

12 Гидролизу не подвергается:

Ответы: 1) BiCl₃; 2) FeSO₄; 3) PbNO₃; 4) Al₂(SO₄)₃; 5)Ca(NO₃)₂.

13 Гидролиз невозможен для следующей группы соединений:

Ответы: 1) оксиды; 2) нитриды; 3) фосфиды; 4) гидриды.

14 Пара веществ, в растворе которых лакмус изменяет окраску на красную и синюю соответственно:

Ответы: 1) Na₂CO₃ и K₂SO₃; 2) ZnSO₄ и AlBr₃; 3) NiCl₂и Ba(NO₂)₂; 4) NaNO₃ и CaCl₂.

15 В водных растворах соли гидролизуются только по катиону:

Ответы: 1) Na₂SO₄, K₂Cr₂O₇, Ba(NO₃)₂; 2) CuCl₂, NH₄Br, Fe₂(SO₄)₃;

3) K₂CO₃, KClO, Na₂S; 4) KF, NaHCO₃, CaCl₂; 5) NaNO₂, KClO₃, CH₃COONa.

16 В водных растворах соли гидролизуются только по аниону:

Ответы: 1) Na₂SO₄, Al₂(SO₄)₃, KNO₃; 2) CuCl₂, NH₄Br, Fe₂(SO₄)₃;

3) K₂CO₃, Na₂HPO₄, Na₂S; 4) KCN, NaHCO₃, CH₃COONa;

5) KClO₄, NaH₂PO₄, CuSO₄_.

17 В водных растворах гидролизу не подвергаются соли:

Ответы: 1) Al₂(SO₄)₃; 2) Ba(NO₃)₂; 3) Na₂SO₃; 4) NH₄Br; 5) Na₃PO₄.

18 Цинк будет растворяться при погружении его в раствор:

Ответы: 1) NaCl; 2) BaCl₂; 3) AlCl₃; 4) KCl.

19 Вследствие взаимного усиления гидролиза солей выделяется газ при совместном присутствии в водном растворе:

Ответы: 1) Fe₂(SO₄)₃ и K₂CO₃; 2) Cr(NO₃)₃ и K₂SO₃; 3) Na₂SO₃ и HCl; 4) K₂CO₃ и Н₂SO₄; 5) Cu(NO₃)₂ и K₂CO₃; 6) AlCl₃ и Na₂S.

20 Щелочную реакцию имеет раствор:

Ответы: 1) KCl; 2) Na₂CO₃; 3) ZnCl₂; 4) Na₃PO₄; 5) (NH₄)₂SO₄.

21 В водном растворе сульфида калия максимальной будет концентрация ионов:

Ответы: 1) HS^-; 2) S^2-; 3) H⁺; 4) H₂S; 5) OH^-.

22 Гидролиз нитрита натрия можно подавить при добавлении в его водный раствор:

Ответы: 1) NaNO₃; 2) NaOH; 3) Н₂O; 4) HCl; 5) КОН.

23 Газ выделяется при смешивании растворов хлорида хрома (III) и: Ответы: 1) гидросульфида аммония; 2) гидроортофосфата калия; 3) гидросульфата натрия; 4) силиката натрия.

24 Для усиления гидролиза FeCl₃ в его водном растворе необходимо:

Ответы: 1) повысить температуру раствора соли; 2) понизить температуру раствора соли; 3) добавить хлороводородную кислоту; 4) добавить хлорид натрия; 5) добавить воду.

25 При медленном добавлении раствора карбоната натрия к раствору нитрата магния в результате взаимного усиления гидролиза солей образуются продукты:

Ответы: 1) Mg(OH)₂; 2) MgCO₃; 3) Mg₂(OH)₂CO₃; 4) MgO; 5) NaNO₃.

Лабораторная работа «Гидролиз солей»

Опыт 1. Определение рН растворов кислот и оснований: HCl, CH₃COOH, NaOH, NH₄OH.

На предметное стекло положите полоски универсального индикатора, нанесите на них 1 каплю исследуемого раствора и тотчас же сравните окраску бумаги с эталонной шкалой универсального индикатора. Напишите уравнения диссоциации. Сделайте выводы о силе электролитов.

Опыт 2. Определение рН растворов солей: MgCl₂, CuSO₄, NaCl, Na₂SO₄, Na₂CO₃.

На предметное стекло положите полоски универсального индикатора и нанесите на них по 1 капле исследуемого раствора. Определите рН растворов этих солей, сравнивая со шкалой универсального индикатора.

Какие из испытуемых солей подвергаются гидролизу? Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций гидролиза этих солей.

Опыт 3. Влияние температуры на гидролиз

В пробирку внесите 5 капель раствора FeCl₃ и 5 капель раствора CH₃COONa одинаковой концентрации. Нагрейте смесь до кипения. Наблюдайте выпадение бурого осадка основных уксуснокислых солей железа. Напишите уравнение реакции гидролиза уксуснокислого железа (III).

Опыт 4. Влияние разбавления раствора на гидролиз

Нанесите на часовое стекло 2 капли SbCl₃ и 3–4 капли воды. Наблюдайте образование осадка основной соли Sb(OH)₂Cl, которая легко теряет воду.

Напишите уравнение реакции гидролиза SbCl₃ с образованием хлористого антимонила SbOCl (осадок сохраните для следующего опыта).

Опыт 5. Обратимость гидролиза

1) К раствору SbCl₃ с осадком SbOCl (из опыта 4) прилейте несколько капель HCl до растворения осадка. Затем добавьте 3 капли воды. Дайте объяснения наблюдаемым явлениям.

2) Внесите в пробирку 10 капель 0,5 н раствора CH₃COONa и 1 каплю фенолфталеина. Нагрейте жидкость до кипения. Охладите раствор. Напишите уравнение гидролиза CH₃COONa. Дайте объяснения наблюдаемым явлениям.

Опыт 6. Полный гидролиз

В две пробирки внесите по 5 капель раствора соли алюминия и к ним добавьте 5 капель раствора Na₂CO₃. Наблюдайте выпадение белого аморфного осадка и выделение CO₂. Убедитесь в том, что в осадке находится Al(OH)₃. В одной из пробирок осадок обработать разбавленной соляной кислотой, а в другой – раствором гидроксида натрия. В обоих случаях наблюдать растворение осадка.

Составьте уравнения реакций.

Приложение А