«Кислоты и вода» - Кислоты нашей пище. Уксусная. Щавелевая. Классификация кислот. Сахарная. Кислоты в животном мире. Разбавление серной кислоты водой. Муравьиная. Тема «Кислоты». Биологическая роль соляной кислоты. Самые важные кислоты. Кислоты в нашей жизни. H2SO4 -серная кислота тяжелая маслянистая жидкость, сильный окислитель, электролит.

«Карбоновая кислота» - Простейшие карбоновые кислоты. Предельные. По числу карбоксильных групп. По типу углеводородного радикала. Рассмотреть основы международной и тривиальных номенклатур, применение карбоновых кислот.

«Реакции кислот» - Кислоты. Типичные реакции кислот. BaCL2 + H2SO4 = BaSO4 + 2HCL Ba2+ + SO42- = BaSO4. Классификация кислот. Ответы. Проверь себя. Обобщение.

«Гидролиз соли» - Цель урока. Задачи воспитания. Как происходит гидролиз каждой группы? Прошу дать краткие ответы на мои вопросы: Что такое гидролиз? Гидролиз органических веществ. Cильные кислоты hclo4 HNO3 H2SO4 hcl hbr HI. Гидролиз бинарных соединений. Гидролиз по аниону (соль образована сильным основанием и слабой кислотой).

«Взаимодействие кислот» - В 1863 г. составил вытеснительный ряд металлов, который называется по имени ученого. Кислородсодержащие H2SO4 Бескислородные HCl. Бескислородные кислоты. Кислота. HCl H2SO4 HNO3 H2CO3 H3PO4. До водорода. CO2. Классификация кислот. Mg. Жидкие H2SO4 HNO3 hcl. 4. Взаимодействие с солями. Физические свойства.

«Кислоты взаимодействие» - НnКост? Н+ + Костn-. H++ Cl- H+ + NO3- 2H+ + SO42- 3H+ + PO43-. ! Взаимодействие с металлами. Помни! Диссоциация кислот. Взаимодействие с основаниями. Химические свойства кислот. Ме + НnКост? МеnКостm+ Н2 металл + кислота?соль + водород. Реакция возможна, если в результате получается растворимая соль.

Всего в теме 9 презентаций

Для школьного курса – экзотическая вещь, но вот в ЕГЭ-2014 встретилось… Речь идет о таких, например, реакциях:

Ca 3 N 2 + HCl =

Здесь можно рассуждать так. Щелочь (NaOH) или кислота (HCl) реагируют с бинарным соединением в растворе. А это значит, что фактически сначала идет реакция с водой (гидролиз бинарного соединения):

PCl 5 + H 2 O → H 3 PO 4 + HCl

Ca 3 N 2 + H 2 O → Сa(OH) 2 + NH 3

А затем продукты гидролиза реагируют с щелочью (в первом случае) или с кислотой (во втором случае):

PCl 5 + H 2 O → H 3 PO 4 + HCl → (+NaOH) → Na 3 PO 4 + NaCl + H 2 O

Ca 3 N 2 + H 2 O → Сa(OH) 2 + NH 3 → (+HCl) → CaCl 2 + NH 4 Cl + (H 2 O)

В итоге уравнения будут выглядеть так:

PCl 5 + 8NaOH = Na 3 PO 4 + 5NaCl +4 H 2 O

Ca 3 N 2 + 8HCl = 3CaCl 2 + 2NH 4 Cl

Поупражняйтесь:

Задача 3.2 Рассуждая аналогично, определите, что получится при взаимодействии:

Na 3 N + HCl →

PBr 3 + NaOH →

Ответы внизу

Аммиак и его свойства

Аммиак реагирует с кислотами, присоединяя протон по донорно-акцепторному механизму и образуя при этом соли аммония.

Задача 4.1 . Через раствор серной кислоты пропустили аммиак. Какие две соли при этом могут образоваться? От чего это зависит? Напишите уравнения реакций.

Ответы внизу

Водный раствор аммиака обладает свойствами слабой щелочи, поэтому с его помощью можно осаждать нерастворимые гидроксиды металлов.

Задача 4.2 . Через водный раствор сульфата хрома (III) пропустили избыток аммиака. Запишите уравнение реакции.

Ответы внизу

3) Аммиак – восстановитель. В частности, способен восстанавливать металлы из оксидов.

Задача 4.3 . Через оксид меди (II) пропустили поток аммиака при нагревании. Напишите уравнение реакции.

Ответы внизу

4) Аммиак способен быть лигандом и может образовывать комплексы – аммиакаты. Особенно вероятно упоминание в ЕГЭ аммиачного комплекса меди, так как он имеет ярко-синее окрашивание и может использоваться для обнаружения соединений двухвалентной меди .

Задача 4.4 . К раствору сульфата меди (II) добавили избыток водного раствора аммиака. Запишите уравнение реакции.

Ответы внизу

Реакции комплексных соединений

Включать в ЕГЭ такие задания – это подлость, так как химия комплексных соединений в школе не изучается. Но что делать…

Попробуем запомнить хоть немного:

1) гидроксокомплексы разрушаются кислотами и кислотными оксидами

При небольшом количестве кислоты - реагирует только внешняя сфера:

Na + HCl = NaCl + Al(OH) 3 ↓ + H 2 O

При избытке кислоты реагирует и внешняя сфера и комплексообразователь:

Na + 4HCl = NaCl + AlCl 3 + 4H 2 O

Углекислый газ, будучи слабой кислотой, реагирует только со внешней сферой:

Na + СO 2 = NaHCO 3 + Al(OH) 3 ↓

(кислая соль получается, так как реакция идет при избытке углекислого газа)

2) аммиачные комплексы разрушаются кислотами, которые связывают аммиак в прочные ионы аммония:

(OH) 2 + 6HCl = CuCl 2 + 4NH 4 Cl + 2H 2 O

3) комплексы также могут реагировать, если комплексообразователь переходит во что-нибудь устойчиво-нерастворимое:

(SO 4) 2 + K 2 S = CuS↓ + NH 3 + K 2 SO 4

4) при нагревании комплексы могут разлагаться с удалением летучих лигандов:

Cl 3 = CrCl 3 + 6H 2 O (t 0 )

SO 4 = CuSO 4 + 4NH 3 (t 0 )

Попробуйте запомнить хотя бы эти примеры и увидеть в них некие закономерности. Будем надеяться, что этого хватит. А вот упражнения:

Задача 5.1 Закончите уравнения реакций с участием комплексов:

K 3 + HBr (избыток) =

K 3 + HBr (недостаток) =

Na 2 + CO 2 =

K = (t 0 )

Cl + HNO 3 =

Ответы внизу

Восстановительные свойства иона I -

Ион иода (I -) (например: HI, NaI, KI) в большинстве реакций участвует не в реакциях обмена, а является восстановителем.

Например:

в реакции FeCl 3 + KI получается вовсе не FeI 3 и KCl, а идет восстановление трехвалентного железа до двухвалентного:

2FeCl 3 + 2KI = I 2 + 2FeCl 2 + 2KCl

Задача 6.1 Запишите уравнения реакций:

KNO 2 + NH 4 I =

Ответы внизу

С наибольшей скоростью реагируют между собой…

Вообще с наибольшей скоростью идут те реакции, которые сопровождаются взрывами. А при обычных условиях – реакции ионного обмена в водных растворах. Почему? Потому что в них участвуют электролиты, которые уже диссоциированы, связи разрушены. Поэтому ничто не мешает ионам моментально соединиться между собой. Можно считать, что активационный барьер такой реакции приближается к нулю.

Например:

Какие вещества реагируют между собой с наибольшей скоростью при комнатной температуре:

1) HCl(p-p) и NaOH(p-p)

2) S(тв.) и H 2 (г)

3) CO 2 (г) и H 2 O(ж)

4) FeS 2 (тв.) и O 2 (г)

Правильный ответ – 1), так как это реакция ионного обмена.

Смешанные оксиды Fe 3 O 4 и Pb 3 O 4

Железо образует смешанный оксид – железную окалину Fe 3 O 4 (FeO ∙ Fe 2 O 3) со степенями окисления +2 и +3.

Свинец образует смешанный оксид – сурик Pb 3 O 4 (2PbO ∙ PbO 2) со степенями окисления +2 и +4.

При реакциях этих оксидов с кислотами могут получаться сразу две соли:

Fe 3 O 4 + 8HCl = FeCl 2 + 2FeCl 3 + 4H 2 O

Pb 3 O 4 + 4HNO 3 = 2Pb(NO 3) 2 + PbO 2 + H 2 O (PbO 2 амфотерен, поэтому в соль не превращается).

Переходы Fe +2 ↔ Fe +3 и Cu +1 ↔ Cu +2

Вот несколько сложных ситуаций:

Fe 3 O 4 + HNO 3 = что получится?

Казалось бы, должны получиться две соли и вода: Fe(NO 3) 2 + Fe(NO 3) 3 + H 2 O (смотри предыдущий раздел), но HNO 3 – сильный окислитель, поэтому будет окислять железо +2 в составе железной окалины до железа +3 и получится только одна соль:

Fe 3 O 4 + 10HNO 3 (конц) = 3Fe(NO 3) 3 + NO 2 + 5H 2 O

Аналогично в реакции Cu 2 O + HNO 3 может показаться, что продуктами будут CuNO 3 + H 2 O. А на самом деле одновалентная медь (Cu +1 2 O) может окисляться до двухвалентной, поэтому пойдет окислительно-восстановительная реакция:

Cu 2 O + 6HNO 3 (конц) = 2Сu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 3H 2 O

Задача 7.1 . Запишите уравнения реакций:

Fe 3 O 4 + H 2 SO 4 (разб) =

Fe 3 O 4 + H 2 SO 4 (конц) =

Fe 2 (SO 4) 3 + H 2 S =

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 оксиления, что и в соли), а кислотному остатку — кислота. Например, карбонату натрия Na 2 CO 3 соответствует основание — щелочь NaOH и угольная кислота H 2 CO 3 .

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 — CH 3 COONa, Na 2 CO 3 , Na 2 S, KCN.

Реакция гидролиза:

CH 3 COONa + HOH ↔ CH 3 COOH + NaOH

в ионной форме:

CH 3 COO — + Na + + HOH ↔ CH 3 COOH + Na + + OH —

сокращенное ионное уравнение:

CH 3 COO — + HOH ↔ CH 3 COOH + 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 (H 2 CO 3 , H 3 PO 4 и т.п.) протекает ступенчато , с образованием кислых солей:

CO 3 2- + HOH ↔ HCO 3 2- +OH —

или в молекулярной форме:

Na 2 CO 3 + HOH ↔ NaHCO 3 +NaOH

2 ступень:

HCO 3 — + HOH ↔ H 2 CO 3 +OH —

или в молекулярной форме:

NaHCO 3 + HOH ↔ H 2 CO 3 +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: NH 4 Cl, FeCl 3 , Al 2 (SO 4) 3 Уравнение гидролиза:

NH 4 + + HOH ↔ NH 3 ·H 2 O + H +

или в молекулярной форме:

NH 4 Cl + HOH ↔ NH 3 ·H 2 O + 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:

Fe 3+ + HOH ↔ FeOH 2+ + H +

FeCl 3 + HOH ↔ FeOHCl 2 + HCl

II ступень:

FeOH 2+ + HOH ↔ Fe(OH) 2 + + H +

FeOHCl 2 + HOH ↔ Fe(OH) 2 Cl+ HCl

III ступень:

Fe(OH) 2 + + HOH ↔ Fe(OH)3 + H +

Fe(OH) 2 Cl + 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: CH 3 COONH 4 , (NH 4) 2 CO 3 , HCOONH 4 ,

Уравнение гидролиза:

CH 3 COO — + NH 4 + + HOH ↔ CH 3 COOH + NH 3 ·H 2 O

CH 3 COONH 4 + HOH ↔ CH 3 COOH + NH 3 ·H 2 O

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 провзаимодействовать 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):

2MgCl 2 + 2Na 2 CO 3 + H 2 O = Mg 2 (OH) 2 CO 3 + 4NaCl + CO 2

2МеCl 2 + 2Na 2 CO 3 + Н 2 О=(МеОН) 2 CO 3 + 4NaCl + СО 2 (Ме II , кроме Fe, Ca,Sr,Ba).

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

CaCl 2 + Na 2 CO 3 = CaCO 3 + 2NaCl,

МеCl 2 + Na 2 CO 3 = МеCO 3 + 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 (H 2 S, SO 2 , CO 2):

2AlCl 3 + 3K 2 S +6H 2 O = 2Al(OH) 3 + 3H 2 S + 6KCl,

2CrCl 3 + 3K 2 CO 3 + 3H 2 O = 2Сr(ОН) 3 + 3СO 2 + 6KCl,

2МеCl 3 + 3Na 2 CO 3 + 3Н 2 О=2Ме(ОН) 3 + 6NaCl + 3СО 2 (Ме III),

2МеCl 3 + 3Na 2 SO 3 + 3Н 2 О=2Ме(ОН) 3 + 6NaCl + 3SО 2 (Ме III),

2МеCl 3 + 3Na 2 S + 3Н 2 О=2Ме(ОН) 3 + 6NaCl + 3H 2 S (Ме III).

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

2FeCl 3 + 3K 2 CO 3 + 3H 2 O = 2Fe(ОН) 3 + 3СO 2 + 6KCl

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

2FeCl 3 + 3K 2 S (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!

SO 2 Cl 2 + 2 H 2 O = H 2 SO 4 + 2 HCl,

SOCl 2 + 2 H 2 O = H 2 SO 3 + 2HCl,

PCl 5 + 4 H 2 O = H 3 PO 4 + 5HCl,

CrO 2 Cl 2 + 2H 2 O = H 2 CrO 4 + 2HCl,

PCl 5 + 8NaOH = Na 3 PO 4 + 5NaCl + 4H 2 O,

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.

POCl 3 + 3H 2 O = H 3 PO 4 + 3HCl

Галогенангидриды некоторых кислот:

Тиоангидриды (сульфангидриды) — так называются, по аналогии с безводными окислами (ангидридами), сернистые соединения элементов (например, Sb 2 S 3 , As 2 S 5 , SnS 2 , CS 2 и т. п.).

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

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

Al 2 S 3 + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 + 3H 2 S

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

Al 2 S 3 + 6HCl = 2AlCl 3 + 3H 2 S

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

Ca +2 C -1 2 + H 2 O = Ca +2 (OH) 2 + C -1 2 H 2

Al +3 4 C -4 3 + 12H 2 O = 4Al +3 (OH) 3 + 3C -4 H 4 ,

Ca 3 N 2 + H 2 O =

Ca 3 P 2 + H 2 O =

Mg 2 Si + H 2 O =

1. Некоторые соли необратимо гидролизуются с образованием оксосолей :

BiCl 3 + H 2 O = BiOCl + 2HCl,

SbCl 3 + H 2 O = SbOCl + 2HCl.

Алюмокалиевые квасцы:

KAl(SO 4) 2 + K 2 S + H 2 O =

MgCl 2 + NaНCO 3 + H 2 O =

ZnSO 4 + CsНCO 3 + H 2 O =

CdSO 4 + RbНCO 3 + H 2 O =

CaSO 4 + Rb 2 CO 3 + H 2 O =

FeCl 2 + Rb 2 CO 3 + H 2 O =

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 обратимого гидролиза:

1. Температура

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

Пример : изменение степени гидролиза 0,01 М CrCl 3 в зависимости от температуры:

2. Концентрация соли

Чем меньше концентрация соли, тем выше степень ее гидролиза.

Пример : изменение степени гидролиза Na 2 CO 3 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:

Среда водных растворов: кислая, нейтральная, щелочная.

Исследуем действие универсального индикатора на растворы некоторых солей

Как мы видим, среда первого раствора — нейтральная (рН=7), второго — кислая (рН < 7), третьего щелочная (рН > 7). Чем же объяснить столь интересный факт? 🙂

Для начала, давайте вспомним, что такое pH и от чего он зависит.

pH- водородный показатель, мера концентрации ионов водорода в растворе (по первым буквам латинских слов potentia hydrogeni - сила водорода).

pH вычисляется как отрицательный десятичный логарифм концентрации водородных ионов, выраженной в молях на один литр:

В чистой воде при 25 °C концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов одинаковы и составляют 10 -7 моль/л (рН=7).

Когда концентрации обоих видов ионов в растворе одинаковы, раствор имеет нейтральную реакцию. Когда > раствор является кислым, а при > - щелочным.

За счет чего же в некоторых водных растворах солей происходит нарушение равенства концентраций ионов водорода и гидроксид-ионов?

Дело в том, что происходит смещение равновесия диссоциации воды вследствие связывания одного из ее ионов ( или ) с ионами соли с образованием малодиссоциированного, труднорастворимого или летучего продукта. Это и есть суть гидролиза.

— это химическое взаимодействие ионов соли с ионами воды, приводящее к образованию слабого электролита -кислоты (или кислой соли), или основания (или основной соли).

Слово «гидролиз» означает разложение водой («гидро»-вода, «лизис» — разложение).

В зависимости от того какой ион соли вступает во взаимодействие с водой, различают три типа гидролиза:

1. žгидролиз по катиону (в реакцию с водой вступает только катион);
2. žгидролиз по аниону (в реакцию с водой вступает только анион);
3. žсовместный гидролиз — гидролиз по катиону и по аниону (в реакцию с водой вступает и катион, и анион).

Любую соль можно рассматривать как продукт, образованный взаимодействием основания и кислоты:

Гидролиз соли – взаимодействие ее ионов с водой, приводящее к появлению кислотной или щелочной среды, но не сопровождающееся образованием осадка или газа.
Процесс гидролиза протекает только с участием растворимых солей и состоит из двух этапов:
1) диссоциация соли в растворе – необратимая реакция (степень диссоциации, или 100%);
2) собственно , т.е. взаимодействие ионов соли с водой, — обратимая реакция (степень гидролиза ˂ 1, или 100%)
Уравнения 1-го и 2-го этапов – первый из них необратим, второй обратим – складывать нельзя!
Отметим, что соли, образованные катионами щелочей и анионами сильных кислот, гидролизу не подвергаются, они лишь диссоциируют при растворении в воде. В растворах солей KCl, NaNO 3 , NaSO 4 и BaI среда нейтральная .

Гидролиз по аниону

В случае взаимодействия анионов растворенной соли с водой процесс называется гидролизом соли по аниону .
1) KNO 2 = K + + NO 2 — (диссоциация)
2) NO 2 — + H 2 O ↔ HNO 2 + OH — (гидролиз)
Диссоциация соли KNO 2 протекает полностью, гидролиз аниона NO 2 – в очень малой степени (для 0,1 М раствора – на 0,0014%), но этого оказывается достаточно, чтобы раствор стал щелочным (среди продуктов гидролиза присутствует ион OH —), в нем p H = 8,14.
Гидролизу подвергаются анионы только слабых кислот (в данном примере – нитрит-ион NO 2 , отвечающий слабой азотистой кислоте HNO 2). Анион слабой кислоты притягивает к себе катион водорода, имеющийся в воде, и образует молекулу этой кислоты, а гидроксид-ион остается свободным:
NO 2 — + H 2 O (H +, OH —) ↔ HNO 2 + OH —
Примеры:
а) NaClO = Na + + ClO —
ClO — + H 2 O ↔ HClO + OH —
б) LiCN = Li + + CN —
CN — + H 2 O ↔ HCN + OH —
в) Na 2 CO 3 = 2Na + + CO 3 2-
CO 3 2- + H 2 O ↔ HCO 3 — + OH —
г) K 3 PO 4 = 3K + + PO 4 3-
PO 4 3- + H 2 O ↔ HPO 4 2- + OH —
д) BaS = Ba 2+ + S 2-
S 2- + H 2 O ↔ HS — + OH —
Обратите внимание, что в примерах (в- д) нельзя увеличить число молекул воды и вместо гидроанионов (HCO 3, HPO 4, HS) писать формулы соответствующих кислот (H 2 CO 3, H 3 PO 4, H 2 S). Гидролиз – обратимая реакция, и протекать «до конца» (до образования кислоты) он не может.
Если бы такая неустойчивая кислота, как H 2 CO 3 , образовывалась в растворе своей соли NaCO 3 , то наблюдалось бы выделение из раствора газа CO 2 (H 2 CO 3 = CO 2 + H 2 O). Однако, при растворении соды в воде образуется прозрачный раствор без газовыделения, что является свидетельством неполноты протекания гидролиза аниона с появлением в растворе только гидранионов угольной кислоты HCO 3 — .
Степень гидролиза соли по аниону зависит от степени диссоциации продукта гидролиза – кислоты. Чем слабее кислота, тем выше степень гидролиза. Например, ионы CO 3 2- , PO 4 3- и S 2- подвергаются гидролизу в большей степени, чем ион NO 2 , так как диссоциация H 2 CO 3 и H 2 S по 2-й ступени, а H 3 PO 4 по 3-тей ступени протекает значительно меньше, чем диссоциация кислоты HNO 2 . Поэтому растворы, например, Na 2 CO 3 , K 3 PO 4 и BaS будут сильнощелочными (в чем легко убедиться по мылкости соды на ощупь).

Избыток ионов ОН в растворе легко обнаружить индикатором или измерить специальными приборами (рН-метрами).
Если в концентрированный раствор сильно гидролизующейся по аниону соли,
например Na 2 CO 3 , внести алюминий, то последний (вследствие амфотерности) прореагирует со щелочью и будет наблюдаться выделение водорода. Это – дополнительное доказательство протекания гидролиза, ведь в раствор соды мы не добавляли щелочь NaOH!

Обратите особое внимание на соли кислот средней силы — ортофосфорной и сернистой. По первой ступени эти кислоты диссоциируют довольно хорошо, поэтому их кислые соли гидролизу не подвергаются, и среда раствора таких солей — кислая (из-за наличия катиона водорода в составе соли). А средние соли гидролизуются по аниону — среда щелочная. Итак, гидросульфиты, гидрофосфаты и дигидрофосфаты — не гидролизуются по аниону, среда кислая. Сульфиты и фосфаты — гидролизуются по аниону, среда щелочная.

Гидролиз по катиону

В случае взаимодействия катиона растворенной соли с водой процесс называется
гидролизом соли по катиону

1) Ni(NO 3) 2 = Ni 2+ + 2NO 3 − (диссоциация)
2) Ni 2+ + H 2 O ↔ NiOH + + H + (гидролиз)

Диссоциация соли Ni(NO 3) 2 протекает нацело, гидролиз катиона Ni 2+ − в очень малой степени (для 0,1М раствора − на 0,001%), но этого оказывается достаточно, чтобы среда стала кислотной (среди продуктов гидролиза присутствует ион H +).

Гидролизу подвергаются катионы только малорастворимых основных и амфотерных гидроксидов и катион аммония NH 4 + . Катион металла отщепляет от молекулы воды гидроксид-ион и освобождает катион водорода H + .

Катион аммония в результате гидролиза образует слабое основание − гидрат аммиака и катион водорода:

NH 4 + + H 2 O ↔ NH 3 · H 2 O + H +

Обратите внимание, что нельзя увеличивать число молекул воды и вместо гидроксокатионов (например, NiOH +) писать формулы гидроксидов (например, Ni(OH) 2). Если бы гидроксиды образовались, то из растворов солей выпали бы осадки, чего не наблюдается (эти соли образуют прозрачные растворы).
Избыток катионов водорода легко обнаружить индикатором или измерить специальными приборами. В концентрированный раствор сильно гидролизующейся по катиону соли, вносится магний или цинк, то последние реагируют с кислотой с выделением водорода.

Если соль нерастворимая — то гидролиза нет, т.к ионы не взаимодействуют с водой.