Задачи и упражнения для самостоятельного решения. 11.1. Составить молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций взаимодействия в растворах между: а) K2S и CuSO4; б) AgNO3 и NH4Cl;

11.1. Составить молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций взаимодействия в растворах между: а) K₂S и CuSO₄; б) AgNO₃ и NH₄Cl;

в) Na₂SiO₃ и H₂SO₄; г) CaCO₃ и HNO₃.

11.2. Составить по два молекулярных уравнения реакций, которые выражаются ионно-молекулярными уравнениями:

а) Fe³⁺ + 3OH^- = Fe(OH)₃; б) H⁺ + OH⁻ = H₂O; в) Cu²⁺ + S²⁻ = CuS.

11.3. Можно ли приготовить раствор, содержащий одновременно следующие пары веществ: а) KOH и Ba(NO₃)₂; б) NiSO₄ и (NH₄)₂S; в) Pb(NO₃)₂ и KCl;

г) CuCl₂ и Na₂S? Представить возможные реакции в молекулярном и ионно-молекулярном виде.

11.4. Смешивают попарно растворы: а) KOH и Mg (NO₃)₂; б) Li₂СO₃ и HCl;

в) Fe(NO₃)₃ и KOH; г) NH₄Cl и NaOH. В каких случаях реакции практически пойдут до конца? Представить их в молекулярном и ионно-молекулярном виде.

11.5. Составить молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций взаимодействия в растворах между: а) BaCO₃ и HNO₃; б) Fe₂(SO₄)₃ и KOH;

в) HCl и K₂S; г) CH₃COOK и HCl.

11.6. Составить молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций взаимодействия в растворах между: а) Mg(OH)₂ и CH₃COOH; б) NH₄NO₃ и KOH; в) Ca(NO₃)₂ и K₂CrO₄; г) AlCl₃ и Ba(OH)₂.

11.7. Смешивают попарно растворы: а) K₂SO₃ и HCl; б) Na₂SO₄ и KCl;

в) CH₃COONa и HNO₃; г) Al₂(SO₄)₃ и избыток KOH. В каких из приведенных случаев реакции практически пойдут до конца? Составить для этих уравнений молекулярные и ионно-молекулярные реакций.

11.8. Какие из веществ будут взаимодействовать с гидроксидом калия:

а) Ba(OH)₂; б) Sn(OH)₂; в) NiSO₄; г) H₃PO₄? Выразить эти реакции молекулярными и ионно-молекулярными уравнениями.

11.9. Составить по два молекулярных уравнения, которые выражаются ионно-молекулярными уравнениями: а) OH‾ + HS^‾ = H₂O + S²⁻;

б) CO₃²⁻ + 2H⁺ = H₂O + CO₂; в) OH^‾ + NH₄⁺ = NH₄OH.

11.10. Составить молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций взаимодействия в растворах между: а) Na₂SO₃ и H₂SO₄; б) CH₃COOH и KOH;

в) Na₂HPO₄ и NaOH; г) Be(OH)₂ и KOH.

11.11. Смешивают попарно растворы: а) Cu(NO₃)₂ и Na₂SO₄; б) BaCl₂ и K₂SO₄; в) NaHCO₃ и NaOH; г) Cd(OH)₂ и HCl. В каких из приведенных случаев реакции практически пойдут до конца? Составить для этих реакций молекулярные и ионно-молекулярные уравнения.

11.12. Составить молекулярные и ионно- молекулярные уравнения реакций взаимодействия в растворах между: а) K₂S и HCl; б) KHCO₃ и H₂SO₄; в) MgSO₄ и BaCl₂; г) Ba(OH)₂ и H₂SO₄.

11.13. Написать молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций, соответствующие следующим превращениям:

а) CO₃²⁻ → CaCO₃ → Ca^2+- → CaSO₄ ; б) S²⁻ → FeS → Fe²⁺.

11.14. Написать молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций взаимодействия в растворах между: а) Hg(NO₃)₂ и Na₂S; б) Li₂SO₃ и HCl; в) Ca(HCO₃)₂ и Ca(OH)₂.

11.15. Составить по два молекулярных уравнения, которые соответствуют следующим сокращенным ионно-молекулярным уравнениям:

а) CH₃COO⁻ + H^+- = CH₃COOH; б) Ba²⁺ + CrO₄²⁻ = BaCrO₄; в) Ag⁺ + I⁻ = AgI.

11.16. Составить молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций, протекающих в растворах между: а) диоксидом углерода и гидроксидом бария; б) силикатом натрия и хлороводородной кислотой; в) сульфидом железа (II) и серной кислотой; г) иодидом калия и нитратом свинца.

11.17. Закончить молекулярные и составить ионно-молекулярные уравнения следующих реакций:

а) Fe₂(SO₄)₃ + K₃PO₄ = …; б) Ba(NO₃)₂ + Na₂CO₃ = …; в) Cu(NO₃)₂ + K₂S = ….

11.18. Закончить молекулярные и составить ионно-молекулярные уравнения следующих реакций:

а) Pb(NO₃)₂ + H₂SO₄ = …; б) CaCl₂ + AgNO₃ = …;

в) SnCl₂ + NaOH = …; г) KOH + HNO₃ = ….

11.19. Исходя из сокращенной ионно-молекулярной формы уравнения, составить по два молекулярных уравнения: а) CaCO₃ + 2H⁺ = Ca²⁺ + H₂O + CO₂;

б) Ba²⁺ + SO₄²⁻ = BaSO₄; в) Cu(OH)₂ + 2H⁺ = Cu²⁺ + 2H₂O.

11.20. Написать молекулярные и ионно-молеулярные уравнения реакций взаимодействия в растворах между: а) Hg(NO₃)₂ и Nal; б) MgCO₃ и HCl;

в) CuSO₄ и H₂S.

Гидролиз солей

Теоретическое введение

Гидролизом соли называется взаимодействие ионов соли с ионами воды, приводящее к образованию слабого электролита и изменению рН среды.

Гидролизу подвергаются соли, в состав которых входят катионы слабых оснований, или анионы слабых кислоты, или те и другие одновременно. Эти ионы связываются с ионами H⁺ или OH^‾ из воды с образованием слабого электролита, в результате чего нарушается равновесие электролитической диссоциации воды H₂O ↔ H⁺ + OH^‾. В растворе накапливаются ионы H⁺ или ОН^‾, сообщая ему кислую или щелочную реакцию. Соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой (NaCl, NaNO₃, K₂SO₄, BaCl₂, LiNO₃), гидролизу не подвергаются. В этом случае ни катион, ни анион соли не будут связывать ионы воды в малодиссоциированные продукты, поэтому равновесие диссоциации воды не нарушается. Реакция среды в растворах таких солей нейтральная, pH ~7

Можно выделить три типа гидролиза:

1. Г и д р о л и з п о а н и о н у происходит в растворах солей, состоящих из анионов слабых кислот и катионов сильных оснований (CH₃COOK, KNО₂, Na₂CO₃, Cs₃PO₄). В этом случае анион слабой кислоты связывается с иоными Н⁺ из воды с образованием слабого электролита.

В качестве примера рассмотрим гидролиз нитрита калия KNО₂. Эта соль образована сильным основанием KOH и слабой кислотой HNО₂. При растворении в воде KNО₂ полностью диссоциирует на ионы K⁺ и NО₂^‾. Катионы K⁺ не могут связывать ионы ОH^‾ воды, так как KOH – сильный электролит. Анионы же NО₂^‾ связывают ионы H⁺ воды, в результате чего в растворе появляются молекулы слабой кислоты HNО₂ и гидроксид-ионы OH^‾.

Порядок составление уравнений гидролиза следующий:

а) записывают уравнение диссоциации соли и подчеркивают ион, который может образовать с ионами воды (Н⁺ или ОН⁻) слабый электролит:

KNO₂ = K⁺ + NO₂ ⁻;

б) составляют краткое ионное уравнение и указывают рН среды:

NO₂⁻ + НОН HNO₂ + OH⁻ pH > 7;

в) составляют полное ионное уравнение реакции. Для этого прибавляют к левой и правой частям краткого ионного уравнения ионы, не претерпевающие в результате гидролиза никаких изменений. В рассматриваемом примере – это катионы калия:

K⁺ + NО₂^‾ + H₂O HNО₂ + K⁺ + OH^‾;

г) составляют молекулярное уравнение гидролиза. Для этого ионы из полного ионного уравнения соединяют в молекулы:

KNО₂ + H₂O HNО₂ + KOH.

Продукты гидролиза – слабая кислота HNО₂ и гидроксид калия КОН.

Соли, образованные сильным основанием и слабой многоосновной кислотой, гидролизуются ступенчато. Гидролиз протекает в значительно большей мере по первой ступени, что приводит к образованию кислых солей:

Na₂S = 2Na⁺ + S ²⁻

S²⁻ + НOН HS^‾ + OH^‾ pH > 7

2Na⁺ + S^2- + H₂O Na⁺ + HS^‾ + Na⁺ + OH^‾

Na₂S + H₂O NaHS + NaOH.

Продуктами гидролиза является кислая соль NaHS и гидроксид натрия NaOH.

2. Г и д р о л и з п о к а т и о н у происходит в растворах солей, состоящих из катионов слабых оснований и анионов сильных кислот (NH₄Cl, CuSO₄, FeCl₃, AlCl₃, Pb(NO₃)₂, ZnSO₄). В этом случае катион слабого основания связывается с ионами ОН⁻ из воды с образованием слабого электролита. Так, гидролиз суьфата цинка может быть представлен уравнениями:

ZnSO₄ = Zn ²⁺ + SO₄²⁻

Zn²⁺ + HOН ZnOH⁺ + H⁺ рН < 7

2Zn²⁺ + 2SO₄²⁻ + 2H₂O 2ZnOH⁺ + SO₄²⁻ + 2H⁺ + SO₄²⁻

2ZnSO₄ + 2H₂O (ZnOH)₂SO₄ + H₂SO₄.

Продуктами гидролиза являются основная соль (ZnOH)₂SO₄ и серная кислота H₂SO₄.

3. Г и д р о л и з п о а н и о н у и к а т и о н у одновременно происходит в растворах солей, образованных слабыми основаниями и слабыми кислотами (NH₄NO₂, Al₂S₃, Fe(CH₃COO)₃, NH₄CH₃COO, NH₄CN). В этом случае с водой взаимодействует как катион слабого основания, так и анион слабой кислоты, например:

NH₄CH₃COO = NH₄ ⁺ + CH₃COO ^‾

NH₄⁺ + HOН NH₄OH + H⁺

CH₃COO^‾ + HOН CH₃COOH + ОН⁻

NH₄⁺ + CH₃COO^‾ + H₂O NH₄OH + CH₃COOH

NH₄CH₃COO + H₂O NH₄OH + CH₃COOH.

Продуктами гидролиза являются слабая кислота CH₃COOH и слабое основание NH₄OH. Среда после гидролиза близка к нейтральной, pH ~ 7.

Как правило, гидролиз – обратимый процесс. В первых двух случаях равновесие сильно смещено влево – в сторону малодиссоциированных молекул воды, в третьем – вправо, в сторону образования продуктов гидролиза – двух слабых электролитов.

Практически необратимо гидролизуются только те соли, продукты гидролиза которых уходят из раствора в виде нерастворимых или газообразных соединений. Необратимо гидролизующиеся соли невозможно получить в результате реакции обмена в водных растворах. Например, вместо ожидаемого Cr₂S₃ при смешивании растворов CrCl₃ и Na₂S образуется осадок Cr(OH)₃ и выделяется газообразный H₂S:

2CrCl₃ + 3Na₂S + 6H₂O = 6NaCl + 2Cr(OH)₃↓ + 3H₂S↑.

На равновесие гидролиза влияют температура и концентрация. Смещение равновесия гидролиза происходит в соответствии с принципом Ле Шателье. Гидролиз – это реакция, обратная нейтрализации, а нейтрализация – экзотермический процесс, следовательно, гидролиз – эндотермический. Поэтому увеличение температуры усиливает гидролиз (т.е. смещает равновесие вправо). При постоянной температуре равновесие гидролиза можно сместить вправо (усилить гидролиз), разбавляя раствор водой и удаляя продукты гидролиза. Гидролиз подавляется (равновесие смещается влево), если увеличить концентрацию продуктов гидролиза.

Примеры решения задач

Пример 12.1. Какие продукты получатся при смешивании растворов AlCl₃ и Na₂S? Составить ионно-молекулярные и молекулярное уравнение реакции.

Решение. Соль AlCl₃ гидролизуется по катиону, а Na₂S – по аниону:

Al³⁺ + H₂O ↔ AlOH²⁺ + H⁺,

S²⁻ + H₂O ↔ HS^‾ + OH^‾.

Гидролиз приведенных солей обычно ограничиваются первой ступенью. При смешивании растворов этих солей ионы H⁺ и OH^‾ связываются в молекулы слабого электролита H₂O, сдвигая гидролитическое равновесие вправо. Это приводит к тому, что усиливается гидролиз каждой из солей до образования Al(OH)₃ и H₂S. Ионно-молекулярные и молекулярное уравнения имеют следующий вид:

Al³⁺ + 3S²⁻ + 6H₂O = 2Al(OH)₃↓ + 3H₂S↑

2Al³⁺ + 6Cl⁻ + 6Na⁺ +3S²⁻ + 6H₂O = 2Al(OH)₃↓ + 3H₂S↑ + 6Na⁺ + 6Cl⁻

2AlCl₃ + 3Na₂S + 6H₂O = 2Al(OH)₃↓ + 3H₂S↑ + 6NaCl.

Таким образом, продуктами гидролиза являются Al(OH)₃ и H₂S.

Пример 12.2. К раствору Na₂CO₃ добавили следующие вещества: а) HCl;

б) NaOH; в) Cu(NO₃)₂; г) K₂S. В каких случаях гидролиз карбоната натрия усилится? Почему? Составить ионно-молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей.

Решение. Карбонат натрия Na₂CO₃ – соль слабой кислоты и сильного основания гидролизуется по аниону: СО₃²⁻ + Н₂О НСО₃⁻ + ОН⁻ (1)

Чтобы усилить гидролиз соли, нужно удалить ионы ОН⁻ и таким образом сместить равновесие (1) вправо. Этого можно достигнуть добавлением в раствор Na₂CO₃ веществ, растворы которых содержат ионы Н⁺. Ионы Н⁺ свяжут ионы ОН⁻ из (1) в молекулы слабого электролита Н₂О, в результате чего равновесие (1) смесится вправо и гидролиз усилится. В нашей задаче такими веществами являются кислота HCl (HCl → Н⁺ + Cl⁻) и соль Cu(NO₃)₂, содержащая ионы Н⁺ вследствие ее гидролиза по катиону Cu²⁺ + H₂O CuOH⁺ + H⁺.