Рассмотрим примеры написания некоторых реакций гидролиза солей.

Соли образованные сильным основанием и слабой кислотой, т.е. соли типа KCN, CH₃COONa, Na₂CO₃, K₂CO₃, Na₂S, CaS, Na₂SO₃ и т.п.

KCN + HOH HCN + KOH

CN^-– + HOH HCN + OH^–

Раствор приобретает щелочную реакцию, т.е. pH > 7.

Соли, содержащие многозарядные ионы, гидролизуются по стадиям:

На первой стадии образуется кислая соль:

Na₂CO₃ + HOH NaHCO₃ + NaOH;

CO₃^2- + HOH HCO₃^-+OH^-

На второй стадии образуются молекулы кислоты:

NaHCO₃ + НOH H₂CO₃ + NaOH;

HCO₃^- + HOH Н₂CO₃ + OH^-

Считают, что при стандартных условиях и умеренном разбавлении раствора гидролиз солей протекает по первой стадии.

Соли образованные слабым основанием и сильной кислотой. Сюда относятся NH₄Cl, NH₄NO₃, ZnCl₂, CuSO₄, Mn(NO₃)₂, AlCl₃ и др. В этом случае в процессе гидролиза главную роль играет катион соли. Анион же последней не связывает водородных ионов воды и практически в реакции гидролиза не участвует

NH₄Cl + HOH NH₄OH + HCl;

NH₄⁺+ HOH NH₄OH + H⁺;

раствор приобретает кислую реакцию, т.е. pH < 7.

Как и в предыдущем случае, соли многозарядных ионов гидролизуются по стадиям.

На первой стадии образуются основная соль:

Mn(NO₃)₂ + HOH MnOHNO₃ + HNO₃;

Mn²⁺ + HOH MnOH⁺ + H⁺ и далее.

На второй стадии образуются молекулы основания:

MnOHNO₃ + HOH Mn(OH)₂ + HNO₃;

MnOH⁺ + HOH Mn(OH)₂ + H⁺.

Как правило, вторая стадия гидролиза незначительна.

Соли образованные слабым основанием и слабой кислотой. Сюда можно отнести такие соли, как NH₄CN, CH₃COONH₄. В этом случае в гидролизе участвуют и катионы, и анионы; они связывают и водородные, и гидроксид-ионы воды, образуя слабые электролиты (слабые кислоты и слабые основания). Соли этого типа полностью разлагаются водой:

NH₄CN + HOH NH₄OH + HCN;

NH₄⁺ + CN^– + HOH NH₄OH + HCN.

Соли многозарядных ионов гидролизуются ступенчато:

Необратимому гидролизу с образованием нерастворимых в воде гидроксидов (или гидроксосолей) и выделением газа подвергаются сульфиды и карбонаты некоторых металлов (Cr³⁺, Al³⁺, Fe³⁺, Co²⁺, Cd²⁺, Zn²⁺, Mn²⁺, Ni²⁺ и др.).

Например:

Al₂S₃ + 6H₂O = 2Al(OH)₃↓ + 3H₂S­;

2CdCO₃ + H₂O = (CdOH)₂CO₃↓ + CO₂­;

Cr₂(CO₃)₃ + 3H₂O = 2Cr(OH)₃↓ + 3CO₂­.

Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием, гидролизу не подвергаются: NaCl, KJ, Na₂SO₄, Ba(NO₃)₂ и т. д.

Окислительно-восстановительные (о/в) реакции

При решении задач этого раздела необходимо помнить, что:

– Только окислительные свойства проявляют вещества, в которых элемент находится в высшей степени окисления.

– Только восстановительные свойства проявляют вещества, в которых элемент находится в низшей степени окисления.

– Двойственные свойства проявляют вещества, в которых элемент находится в промежуточной степени окисления.

– Для правильного подбора коэффициентов в о/в реакции необходимо составлять баланс, в котором сумма отданных электронов должна быть равна сумме принятых электронов.

– Для реакций, протекающих в водном растворе, необходимо составлять электронно-ионный баланс.

– При составлении электронно-ионного баланса в виде ионов записывают молекулы сильных электролитов (большинство растворимых в воде неорганических солей, сильных кислот и оснований, комплексные соли-электролиты); в виде молекул записывают молекулы слабых электролитов (нерастворимые в воде соли, слабые кислоты и основания), неэлектролиты (молекулы большинства органических соединений, оксиды, комплексные соли-неэлектролиты, газы).

Чтобы составить уравнение окислительно-восстановительной реакции, необходимо знать, от каких и к каким из участвующих в реакции атомов, молекул или ионов переходят электроны, т.е. определить окислитель и восстановитель

Пример. Расставить коэффициенты в уравнении реакции:
KMnO₄ + H₂S + H₂SO₄ → MnSO₄ + S + K₂SO₄ + H₂O.

• Пишем схему реакции и проставляем степени окисления элементов.

• Видно, что степень окисления изменилась у марганца и серы: марганец был +7, стал +2, сера была –2, стала 0.

• Отражаем эти изменения степени окисления в электронных уравнениях и определяем элемент-окислитель и элемент-восстановитель:

K₂S – восстановитель, KMnO₄ – окислитель.

Слева от электронных уравнений проводим вертикальную черту и проставляем коэффициенты, соответствующие числу электронов, отданных восстановителем и принятых окислителем. Множители перед вертикальной чертой «5» и «2» и есть основные коэффициенты перед окислителем и восстановителем.

• Переносим найденные основные коэффициенты при восстановителе и окислителе в заданную схему реакции:

• Находим коэффициенты при других реагирующих веществах в следующем порядке: металлы, кислотные остатки (или неметаллы), водород, кислород.

• Правильность подбора коэффициентов проверяем равенством атомов кислорода в обеих частях уравнения:

2KMnO₄ + 5H₂S + 3H₂SO₄ = 2MnSO₄ + 5S + K₂SO₄ + 8H₂O.