Ионные уравнения гидролиза k2s. Типы гидролиза солей
Обязательным условием протекания реакций между электролитами является удаление из раствора тех или иных ионов, вследствие образования слабо диссоциирующих веществ, или веществ, выделяющихся из раствора в виде осадка или газа. Для правильного отражения сущности и механизма реакций ионного обмена уравнения реакций необходимо записывать в ионно-молекулярной форме. При этом сильные электролиты записывают в виде ионов, слабые и малорастворимые – в молекулярной форме.
ПРИМЕР 5. Реакция нейтрализации. Реакция с участием сильных электролитов.
HNO 3 + NaOH = NaNO 3 + H 2 O
Полное ионно-молекулярное уравнение: H + + NO 3 - + Na + + OH - = Na + + NO 3 - + H 2 O
Краткое ионно-молекулярное уравнение: H + + OH - = H 2 O (выражает химическую сущность реакции).
Вывод: в растворах сильных электролитов реакция протекает в результате связывания ионов с образованием слабого электролита (в данном случае – воды).
ПРИМЕР 6 . Реакция с участием слабых электролитов. HCN + NH 4 OH = NH 4 CN + H 2 O
: HCN + NH 4 OH = NH 4 + + CN - + H 2 O
Реакция с участием слабых электролитов (пример 6) включает две стадии: диссоциацию слабых (или труднорастворимых) электролитов на ионы и связывание ионов с образованием более слабого электролита. Так как процессы разложения на ионы и связывания ионов обратимы, то реакции ионного обмена обратимы.
Направление реакций ионного обмена определяют по изменению энергии Гиббса. Самопроизвольное протекание реакции возможно только в направлении, для которогоD G < 0 до достижения состояния равновесия, когда D G = 0. Количественной мерой степени протекания реакции слева направо является константа равновесия К С. Для реакции, приведенной в примере 6: К С = [ NH 4 +][ CN - ]/[ HCN ][ NH 4 OH ].
Константа равновесия связана с изменением энергии Гиббса уравнением:
D G 0 T = - 2,3 RTlgK C (15)
ЕслиК С > 1 , D G < 0 самопроизвольно протекает прямая реакция, еслиК С < 1, D G > 0 реакция протекает в обратном направлении.
Константу равновесия К С рассчитывают через константы диссоциации слабодиссоциирующих электролитов:
К С =К исх. в-в /К прод. (16)
Для реакции, приведенной в примере 6, константа равновесия рассчитывается по уравнению:
К С = K HCN . K NH 4 OH / K H 2 O = 4,9.10-9.!,76.10-5/1014=8,67.K C >1, след. реакция протекает в прямом направлении .
Общим правилом, вытекающим из выражения для К С , является то, что реакции ионного обмена протекают в направлении более прочного связывания ионов, т.е. в направлении образования электролитов с меньшими значениями констант диссоциации.
7. Гидролиз солей.
Гидролиз соли – реакция ионного обмена между солью и водой. Гидролиз является реакцией обратной реакции нейтрализации: KatAn + H 2 O Û KatOH + HAn (17)
соль основание кислота
В зависимости от силы образующихся кислоты и основания раствор соли в результате гидролиза становится щелочным (pH > 7) или кислым (pH < 7).
Различают четыре случая гидролиза :
1.Соли сильных кислот и сильных оснований – гидролизу не подвергаются, так как при взаимодействии с водой не образуется слабого электролита. Поэтому в растворах таких солейpH =7, т.е. среда нейтральная.
2.Соли сильных оснований и слабых кислот – гидролиз идет по аниону. Для растворов солей сильных оснований и многоосновных кислот гидролиз протекает практически по первой ступени с образованием кислых солей.
ПРИМЕР 7 . Определить pH сантимолярного раствора сульфида калия (С K 2 S =0,01моль/л).
K 2 S– соль слабой двухосновной кислоты H 2 S.
Гидролиз соли выражается уравнением:
K 2 S + H 2 O Û KHS + KOH (образуется кислая соль - KHS).
Ионно-молекулярное уравнение реакции :
S 2- + H 2 O Û HS - + OH - (18)
Константа равновесия реакции (константа гидролиза) равна: К Г =К H 2 O / K HS - = 10 -14 /1,2 . 10 - 14 = 0,83, т.е. К г <1, след. равновесие смещено влево. Возникающий избыток ионов OH - приводит к изменению характера среды. Зная К Г можно рассчитать концентрацию ионов OH - , а затем и pH раствора.К Г = . [ HS - ]/[ S 2- ].Из уравнения (18) видно, что = [ HS - ]. Так как соли гидролизуются слабо (К Г < 1), то можно принять, что = 0,01моль/л, тогда = Ö К Г. = Ö 0,83 . 10 -2 = 9 . 10 - 2 . Из уравнения (6) =10-14/[ OH-]=10 -14 /9 . 10 - 2 = 1,1 . 10 - 11 .
Из уравнения (7) pH = -lg1,1 . 10 - 11 = 11.
Вывод. Так как pH > 7, то среда щелочная.
3.Соли слабых оснований и сильных кислот – гидролиз идет по катиону.
Для солей, образованных сильными кислотами и многокислотными основаниями, гидролиз протекает преимущественно по первой ступени с образованием основной соли.
ПРИМЕР 8. Гидролиз соли хлорида марганца(С соли = 0,01моль/л).
MnCI 2 + H 2 O Û MnOHCI + HCI (образуется основная соль MnOHCI).
Ионно-молекулярное уравнение:Mn 2+ + H 2 O Û MnOH + + H + (первая ступень гидролиза)
Константа гидролиза: К Г = К H 2 O / K MnOH + = 10 -14 /4 . 10 - 4 = 2,5 . 10 - 11 .
Избыток ионов H + ведет к изменению характера среды. Расчет pH раствора проводим аналогично примеру 7.
Константа гидролиза равна: К Г =[ H + ] . [ MnOH + /[ Mn 2+ ]. Так как эта соль хорошо растворима в воде и полностью диссоциирована на ионы, то С соли =[ Mn 2+ ] = 0,01моль/л.
Поэтому [ H + ] = Ö К Г . [ Mn 2+ ] =Ö 2,5 . 10 - 11. 10 - 2 =5 . 10 - 7 , pH = 6,3.
Вывод. Так как pH < 7 , то среда кислая .
4. Соли слабых оснований и слабых кислот – гидролиз идет и по катиону и по аниону.
В большинстве случаев эти соли гидролизуются полностью образуя основание и кислоту.
ПРИМЕР 9. Гидролиз соли ацетата аммония. CH 3 COONH 4 + H 2 O Û CH 3 COOH + NH 4 OH
Ионно-молекулярное уравнение:CH 3 COO - + NH 4 + + H 2 O Û CH 3 COOH + NH 4 OH .
Константа гидролиза равна: К Г = К H 2 O /К к-ты . К осн. .
Характер среды олределяется относительной силой кислоты и основания.
Гидролиз
– это химическое взаимодействие ионов растворенной соли с водой, приводящее к образованию слабодиссоциирующих продуктов (молекул слабых кислот или оснований, анионов кислых или катионов основных солей) и сопровождающееся изменением
pH среды.
1.
Na
3
PO
4
это соль сильного основания (щелочи) NaOH и средней кислоты (фосфорной) H3PO4. Гидролиз соли идет по анионному типу, т.к. катион Na+, связываясь с гидроксил-анионом OH¯, образует сильный электролит NaOH, который диссоциирует на ионы.
Фосфорная трехосновная кислота образует три вида солей:
NaH2PO4 –первичный фосфат Na, хорошо растворимый
Na2HPO4 – вторичный фосфат Na, практически нерастворимый
Na3PO4- третичный фосфат Na, практически нерастворимый.
Из этого ясно, что при гидролизе Na3PO4, т.е. реакции, идущей до образования слабодиссоциирующей (плохорастворимой) соли, будет образовываться вторичный фосфат натрия Na2HPO4.
1 ступень
Ионно-молекулярное уравнение
PO4¯³ + H2O ↔ HPO4¯² + OH¯
Молекулярное уравнение:
Na3PO4 + H2O ↔ Na2HPO4 + NaOH
2 ступень
Ионно-молекулярное уравнение
Na2HPO4 + H2O↔ H2PO4¯² +OH¯
Молекулярное уравнение
Na2HPO4 + H2O↔ NaH2PO4 + NaOH
3 ступень
Ионно-молекулярное уравнение
H2PO4¯+ H2O = H3PO4 + OH¯
Молекулярное уравнение
NaH2PO4 + H2O = H3PO4 + NaOH
Обычно реакция идет по первой ступени, далее накапливаются гидроксильные ионы OH¯ и не дают реакции идти до конца.
Так как образуется кислая соль и сильное основание (щелочь), реакция раствора будет щелочная, т.е. pH>7.
2.Соль
K
2
S, сульфид калия
– это соль сильного основания и слабой фтористоводородной кислоты H2S. Гидролиз соли будет идти в две ступени, т.к. сероводородная кислота двухосновна, по анионному типу. СольK2S при растворении в воде диссоциирует на катион К+ и сульфид-анион S¯². Катион К+ не может связать гидроксильный анион, т.к. при этом образуется сильный электролит KOH, который тут же диссоциирует на ионы, а сульфид-анион S¯² слабой кислоты связывается с гидроксильной группой в малодиссоциирующее соединение.
1 ступень
S¯² + H2O = HS¯ + OH¯
Молекулярное уравнение
K2S + H2O = KHS + KOH
2 ступень
Ионно-молекулярное уравнение
HS¯ + H2O = H2S + OH¯
Молекулярное уравнение
KHS + H2O = H2S + KOH
Гидролиз протекает по первой ступени с образованием сильнощелочной реакции, pH>7.
3.
CuSO
4, сульфат меди
– соль сильной кислоты и слабого многокислотного основания.Cu(OH)2 . Гидролиз соли будет идти с образованием катионов основной соли CuOH+.
1 ступень
Ионно-молекулярное уравнение
Cu+² + H2O↔ CuOH+ + H+
Молекулярное уравнение
CuSO4+ H2O ↔ (CuOH)2SO4 + H2SO4
По 2 ступени реакция не пойдет из-за образующегося избытка ионов водорода сильной серной кислоты. Среда имеет кислую реакцию, pH<7.
1.4. Гидролиз солей
Гидролиз – процесс обменного взаимодействия ионов соли с водой, приводящий к образованию малодиссоциированных веществ и сопровождающийся изменением реакции ( pH ) среды.
Суть гидролиза солей заключается в том, что происходит смещение равновесия диссоциации воды вследствие связывания одного из ее ионов с образованием малодиссоциированного или труднорастворимого вещества. В результате гидролиза могут образовываться молекулы слабых кислот и оснований, анионы кислых солей или катионы основных солей. В большинстве случаев гидролиз является обратимым процессом. При повышении температуры и разбавлении гидролиз усиливается. Гидролиз идет по-разному в зависимости от силы кислоты и основания, образовавших соль. Рассмотрим различные случаи гидролиза солей.
а) Соль образована слабой кислотой и сильным основанием ( K 2 S ).
При растворении в воде K 2 S диссоциирует
K 2 S2K + + S 2- .
При составлении уравнений гидролиза в первую очередь необходимо определить ионы соли, связывающие ионы воды в малодиссоциирующие соединения, т.е. ионы, обусловливающие гидролиз.
В данном случае ионы S 2- связывают катион H + , образуя ион HS –
S 2– +H 2 OHS – + OH –
Уравнение гидролиза в молекулярной форме
K 2 S + H 2 OKHS + KOH.
Практически гидролиз соли преимущественно ограничивается первой ступенью с образованием кислой соли (в данном случае KHS). Таким образом, гидролиз соли, образованной сильным основанием и слабой кислотой (такой, как K 2 S) протекает по аниону соли. Избыток ионов OH – в растворе обусловливает щелочную реакцию среды в растворе (pН>7).
б) C оль образована слабым основанием и сильной кислотой (CuCl 2 , Al 2 ( SO 4 ) 3).
При растворении в воде CuCl 2 диссоциирует
СuCl 2 Cu 2+ + 2Cl –
Ионы Cu 2+ соединяются с ионами OH – , образуя гидроксоионы CuOH + . Гидролиз соли ограничивается первой ступенью, и образование молекулы Cu(OH) 2 не происходит. Ионно-молекулярное уравнение имеет вид
Cu 2+ + HOHCuOH + + H + .
В данном случае продуктами гидролиза являются основная соль и кислота. Уравнение гидролиза в молекулярной форме записывается следующим образом
CuCl 2 + H 2 OCuOHCl + HСl.
Таким образом, гидролиз соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой (в данном случае CuCl 2) протекает по катиону соли. Избыток ионов H + в растворе обусловливает кислую реакцию среды в растворе (рН<7).
При растворении в воде Al 2 (SO 4 ) 3 диссоциирует
Al 2 (SO 4 ) 3 2 Al 3+ + 3 SO 4 2- .
В данном случае ионы Al 3+ соединяются с ионами ОН - , образуя гидроксоионы AlOH 2+ . Гидролиз соли ограничивается первой ступенью, и образование молекулы Al (OH ) 3 не происходит. Ионно-молекулярное уравнение имеет вид
Al 3+ + Н 2 О AlOH 2+ + Н + .
Продуктами электролиза является основная соль и кислота.
Уравнение гидролиза в молекулярной форме записывается следующим образом
Al 2 (SO 4) 3 +2 Н 2 О 2AlOHSO 4 + H 2 SO 4 .
в) Соль образована слабой кислотой и слабым основанием (CH 3 COONH 4).
CH 3 COO – + NH 4 + + H 2 O CH 3 COOH + NH 4 OH.
В этом случае образуются два малодиссоциированных соединения, и pH раствора зависит от относительной силы кислоты и основания. Если продукты гидролиза могут удаляться из раствора, то гидролиз протекает до конца. Например
Al 2 S 3 + 6 H 2 O = 2Al(OH) 3 ↓ + 3H 2 S .
Возможны и другие случаи необратимого гидролиза, их нетрудно предсказать, ведь для необратимости процесса небходимо, чтобы хотя бы один из продуктов гидролиза уходил из сферы реакции.
г) Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием ( NaCl , K 2 SO 4 , RbBr и др.) гидролизу не подвергаются, т.к. единственным малодиссоциирующим соединением является H 2 O (рН=7). Растворы этих солей имеют нейтральную среду. Например
NaCl + H 2 O NaOH + HCl
Na + + Cl – + H 2 O Na + + OH – + H + + Cl –
H 2 O H + + OH – .
Реакции обратимого гидролиза полностью подчиняются принципу Ле–Шателье . Поэтому гидролиз соли можно усилить (и даже сделать необратимым) следующими способами:
1) добавить воды;
2) нагреть раствор, при этом усиливается эндотермическая диссоциация воды, а значит, увеличивается количество ионов Н + и ОН – , которые необходимы для осуществления гидролиза соли;
3) связать один из продуктов гидролиза в труднорастворимое соединение или удалить один из продуктов в газовую фазу; например, гидролиз цианида аммония NH 4 CN будет значительно усиливаться за счет разложения гидрата аммиака с образованием аммиака NH 3 и воды:
NH 4 + + CN – + H 2 O NH 3 + H 2 O +HCN.
Гидролиз можно подавить , действуя следующим образом:
1) увеличить концентрацию растворенного вещества;
2) охладить раствор (для ослабления гидролиза растворы солей следует хранить концентрированными и при низких температурах);
3) ввести в раствор один из продуктов гидролиза; например, подкислять раствор, если его среда в результате гидролиза кислая, или подщелачивать, если щелочная.
Взаимное усиление гидролиза Допустим, что в разных сосудах установились равновесия
CO 3 2– + H 2 O HCO 3 – + OH –
Al 3+ + H 2 O AlOH 2+ + H +
Обе соли гидролизованы незначительно, но если растворы смешать, то происходит связывание ионов H + и OH – . В соответствии с принципом Ле-Шателье оба равновесия смещаются вправо, гидролиз усиливается и протекает полностью
2 AlCl 3 + 3 Na 2 CO 3 + 3 H 2 O = 2 Al(OH) 3 ↓ + 3 CO 2 + 6 NaCl.
Это называется взаимным усилением гидролиза . Таким образом, если смешивать растворы солей, из которых одна гидролизуется по катиону, а другая – по аниону, гидролиз усиливается и протекает полностью.
О.А. Нaпилкoва, Н.С. Дoзорцевa
Гидролиз солей - это химическое взаимодействие ионов соли с ионами воды, приводящее к образованию слабого электролита.
Если рассматривать соль как продукт нейтрализации основания кислотой, то можно разделить соли на четыре группы, для каждой из которых гидролиз будет протекать по-своему.
1). Гидролиз не возможен
Соль, образованная сильным основанием и сильной кислотой (KBr , NaCl , NaNO 3 ), 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)
В соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой (FeCl 2 , NH 4 Cl , Al 2 (SO 4) 3 , MgSO 4 ) гидролизу подвергается катион:
FeCl 2 + 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 < 7 (раствор приобретает кислую реакцию).
3).Гидролиз по аниону (в реакцию с водой вступает только анион)
Соль, образованная сильным основанием и слабой кислотой (КClO , K 2 SiO 3 , Na 2 CO 3 , CH 3 COONa ) подвергается гидролизу по аниону, в результате чего образуется слабый электролит, гидроксид-ион ОН - и другие ионы.
K 2 SiO 3 + НОH <=>KHSiO 3
+ KОН
2K + +SiO 3 2- + Н + + ОH - <=> НSiO 3 - + 2K + + ОН -
рН таких растворов > 7 (раствор приобретает щелочную реакцию).
4). Совместный гидролиз (в реакцию с водой вступает и катион и анион)
Соль, образованная слабым основанием и слабой кислотой (СН 3 СООNН 4 , (NН 4) 2 СО 3 , Al 2 S 3 ), 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:
Al 2 S 3 + 6H 2 O =>2Al(OH) 3 ↓+ 3H 2 S
Гидролиз - процесс обратимый.
Гидролиз протекает необратимо, если в результате реакции образуется нерастворимое основание и (или) летучая кислота
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.
|
Na 2 CO 3 – карбонат натрия, соль образованная сильным основанием (NaOH ) и слабой кислотой (H 2 CO 3 ) |
||||
|
2. Записываем диссоциацию соли в водном растворе, определяем ион слабого электролита, входящий в состав соли: |
2 Na + + CO 3 2- + H + OH - ↔ Это гидролиз по аниону От слабого электролита в соли присутствует анион CO 3 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 + + CO 3 2- + H + OH - ↔ (HCO 3) - + 2Na + + OH - В продуктах реакции присутствуют ионы ОН - , следовательно, среда щелочная pH >7 |
||||
|
4 . Записываем молекулярное гидролиза |
Na 2 CO 3 + HOH ↔ NaHCO 3 + NaOH |
Практическое применение.
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. "Усиление гидролиза солей при нагревании"
ЗАДАНИЯ ДЛЯ ЗАКРЕПЛЕНИЯ
№1. Запишите уравнения гидролиза солей и
определите среду водных растворов (рН) и тип гидролиза:
Na 2 SiO 3 , AlCl 3 , K 2 S.
№2.
Составьте уравнения гидролиза солей, определите тип гидролиза и среду раствора:
Сульфита калия, хлорида натрия, бромида железа (III)
№3.
Составьте уравнения гидролиза, определите тип гидролиза и среду водного раствора
соли для следующих веществ:
Сульфид Калия - K 2 S, Бромид
алюминия - AlBr 3 , Хлорид
лития – LiCl, Фосфат натрия - Na 3 PO 4 , Сульфат калия - K 2 SO 4 , Хлорид цинка - ZnCl 2 , Сульфит
натрия - Na 2 SO 3 , Cульфат
аммония - (NH 4) 2 SO 4 , Бромид бария - BaBr 2 .
Химическое взаимодействие ионов соли с ионами воды, приводящее к образованию слабого электролита и сопровождающееся изменением рН раствора, называется гидролизом солей.
Любую соль можно представить как продукт взаимодействия кислоты и основания. Тип гидролиза соли зависит от природы основания и кислоты, образующих соль. Возможны 3 типа гидролиза солей.
Гидролиз по аниону идет, если соль образована катионом сильного основания и анионом слабой кислоты.
Например, соль СН 3 СООNa образована сильным основанием NaOH и слабой одноосновной кислотой СН 3 СООН. Гидролизу подвергается ион слабого электролита СН 3 СОО – .
Ионно-молекулярное уравнение гидролиза соли:
СН 3 СОО – + НОН « СН 3 СООН + ОН –
Ионы Н + воды связываются с анионами СН 3 СОО – в слабый электролит СН 3 СООН, ионы ОН – накапливаются в растворе, создавая щелочную среду (рН>7).
Молекулярное уравнение гидролиза соли:
CH 3 COONa + H 2 O « CH 3 COOH + NaOH
Гидролиз солей многоосновных кислот протекает по стадиям, образуя в качестве промежуточных продуктов кислые соли.
Например, соль K 2 S образована сильным основанием КОН и слабой двухосновной кислотой H 2 S. Гидролиз этой соли протекает в две стадии.
1 стадия: S 2– + HOH « HS – + OH –
K 2 S + H 2 O « KHS + KOH
2 стадия: HS -– + HOH « H 2 S + OH –
KHS + H 2 O « H 2 S + KOH
Реакция среды щелочная (pH>7), т.к. в растворе накапливаются ОН – -ионы. Гидролиз соли идет тем сильнее, чем меньше константа диссоциации образующейся при гидролизе слабой кислоты (табл.3). Таким образом, водные растворы солей, образованных сильным основанием и слабой кислотой, характеризуются щелочной реакцией среды.
Гидролиз по катиону идет, если соль образована катионом слабого основания и анионом сильной кислоты. Например, соль CuSO 4 образована слабым двухкислотным основанием Cu(OH) 2 и сильной кислотой H 2 SO 4 . Гидролиз идет по катиону Cu 2+ и протекает в две стадии с образованием в качестве промежуточного продукта основной соли.
1 стадия: Cu 2+ + HOH « CuOH + + H +
2CuSO 4 + 2H 2 O « (CuOH) 2 SO 4 + H 2 SO 4
2 стадия: CuOH + + HOH « Cu(OH) 2 + H +
(CuOH) 2 SO 4 + 2H 2 O « 2Cu(OH) 2 + H 2 SO 4
Ионы водорода Н + накапливаются в растворе, создавая кислую среду (рН<7). Чем меньше константа диссоциации образующегося при гидролизе основания, тем сильнее идет гидролиз.
Таким образом, водные растворы солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой, характеризуются кислой реакцией среды.
Гидролиз по катиону и аниону идет, если соль образована катионом слабого основания и анионом слабой кислоты. Например, соль CH 3 COONH 4 образована слабым основанием NH 4 OH и слабой кислотой СН 3 СООН. Гидролиз идет по катиону NH 4 + и аниону СН 3 СОО – :
NH 4 + + CH 3 COO – + HOH « NH 4 OH + CH 3 COOH
Водные растворы такого типа солей, в зависимости от степени диссоциации образующихся слабых электролитов имеют нейтральную, слабокислую или слабощелочную среду.
При смешивании растворов солей, например CrCl 3 и Na 2 S каждая из солей гидролизуется необратимо до конца с образованием слабого основания и слабой кислоты.
Гидролиз соли CrCl 3 идет по катиону:
Cr 3+ + HOH « CrOH 2+ + H +
Гидролиз соли Na 2 S идет по аниону:
S 2– + HOH « HS – + OH –
При смешивании растворов солей CrCl 3 и Na 2 S происходит взаимное усиление гидролиза каждой из солей, так как ионы Н + и ОН – образуют слабый электролит Н 2 О и ионное равновесие каждой соли смещается в сторону образования конечных продуктов: гидроксида хрома Cr(OH) 3 и сероводородной кислоты H 2 S.
Ионно-молекулярное уравнение совместного гидролиза солей:
2Cr 3+ + 3S 2– + 6H 2 O = 2Cr(OH) 3 ¯ + 3H 2 S
Молекулярное уравнение:
2CrCl 3 + 3Na 2 S + 6H 2 O = 2Cr(OH) 3 + 3H 2 S + 6NaCl
Соли, образованные катионами сильных оснований и анионами сильных кислот, гидролизу не подвергаются, так как ни один из ионов соли не образует с ионами Н + и ОН – воды слабых электролитов. Водные растворы таких солей имеют нейтральную среду.