В случае взаимодействия аниона растворенной соли с водой процесс называется гидролизом соли по аниону.

Дата: 2025-06-14; Просмотры: 1
Оценка:
0.00 из 5.00 — оценок
Скачиваний: 0

1)

 

2)

 

Диссоциация соли KNO2 протекает полностью, гидролиз аниона NO2 – в очень малой степени (для 0,1М раствора – на 0,0014 %), но этого оказывается достаточно, чтобы раствор стал щелочным (среди продуктов гидролиза присутствует ион ОН‑), в нем рН = 8,14.

Гидролизу подвергаются анионы только слабых кислот (в данном примере – нитрит‑ион NO2‑, отвечающий слабой азотистой кислоте HNO2). Анион слабой кислоты притягивает к себе катион водорода, имеющийся в воде, и образует молекулу этой кислоты, а гидроксид‑ион остается свободным:

 

 

Список гидролизующихся анионов:

 

 

Примеры:

а)

 

б)

 

в)

 

г)

 

д)

 

Обратите внимание, что в примерах (в – д) нельзя увеличивать число молекул воды и вместо гидроанионов (HCO3‑, HPO42‑, HS‑) писать формулы соответствующих кислот (Н2СO3, Н3РO4, H2S). Гидролиз – обратимая реакция, и протекать «до конца» (до образования кислоты НnА) он не может.

Если бы такая неустойчивая кислота, как Н2СO3, образовалась в растворе своей соли Na2CO3, то наблюдалось бы выделение из раствора газа СO2 (Н2СO3 = СO2↓ + Н2O). Однако при растворении соды в воде образуется прозрачный раствор без газовыделения, что является свидетельством неполноты протекания гидролиза аниона СО| с появлением в растворе только гидроаниона угольной кислоты HCOg.

Степень гидролиза соли по аниону зависит от степени диссоциации продукта гидролиза – кислоты (HNO2, НClO, HCN) или ее гидроаниона (HCO3‑, HPO42‑, HS‑); чем слабее кислота, тем выше степень гидролиза. Например, ионы СО32‑, РО43‑ и S2‑ подвергаются гидролизу в большей степени (в 0,1 М растворах ~ 5 %, 37 % и 58 % соответственно), чем ион NO2, так как диссоциация Н2СO3 и H2S по 2‑й ступени, а Н3РO4 по 3‑й ступени (т. е. диссоциация ионов HCO3‑, HS‑ и HPO42‑) протекает значительно меньше, чем диссоциация кислоты HNO2. Поэтому растворы, например, Na2CO3, К3РO4 и BaS будут сильнощелочными (в чем легко убедиться по мылкости раствора 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 Na2CO3, внести алюминий, то последний (вследствие амфотерности) прореагирует с ОН‑

 

 

и будет наблюдаться выделение водорода. Это – дополнительное доказательство протекания гидролиза иона СО32‑ (ведь в раствор Na2CO3 мы не добавляли щелочь NaOH!).

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

 

 

Диссоциация соли Ni(NO3)2 протекает полностью, гидролиз катиона Ni2+ – в очень малой степени (для 0,1 М раствора – на 0,001 %), но этого оказывается достаточно, чтобы раствор стал кислым (среди продуктов гидролиза присутствует ион Н+), в нем рН = 5,96.

Гидролизу подвергаются катионы только малорастворимых основных и амфотерных гидроксидов и катион аммония NH4+. Гидролизуемый катион притягивает к себе анион ОН‑, имеющийся в воде, и образует соответствующий гидроксокатион, а катион Н+ остается свободным:

 

 

Катион аммония в этом случае образует слабое основание – гидрат аммиака:

 

 

Список гидролизующихся катионов:

 

 

Примеры:

а)

 

б)

 

в)

 

г)

 

Обратите внимание, что в примерах (а – в) нельзя увеличивать число молекул воды и вместо гидроксокатионов FeOH2+, CrOH2+, ZnOH+ писать формулы гидроксидов FeO(OH), Cr(OH)3, Zn(OH)2. Если бы гидроксиды образовались, то из растворов солей FeCl3, Cr2(SO4)3 и ZnBr2 выпали бы осадки, чего не наблюдается (эти соли образуют прозрачные растворы).

Избыток катионов Н+ легко обнаружить индикатором или измерить специальными приборами. Можно также

проделать такой опыт. В концентрированный раствор сильно гидролизующейся по катиону соли, например AlCl3:

 

 

вносится магний или цинк. Последние прореагируют с Н+:

 

 

и будет наблюдаться выделение водорода. Этот опыт – дополнительное свидетельство протекания гидролиза катиона Al3+ (ведь в раствор AlCl3 мы не добавляли кислоту!).

 

Примеры заданий частей А, В

 

1. Сильный электролит – это

1) С6Н5ОН

2) СН3СООН

3) С2Н4(ОН)2

4) К(НСОО)

 

2. Слабый электролит – это

1) иодоводород

2) фтороводород

3) сульфат аммония

4) гидроксид бария

 

3. В водном растворе их каждых 100 молекул образуется 100 катионов водорода для кислоты

1) угольной

2) азотистой

3) азотной

4) серной

 

4–7. В уравнении диссоциации слабой кислоты по всем возможным ступеням

4. Н3РO4

5. H2SeO3

6. H4SiO4

7. HF

сумма коэффициентов равна

1) 3

2) 6

3) 9

4) 12

 

8–11. Для уравнений диссоциации в растворе двух щелочей набора

8. NaOH, Ва(ОН)2

9. Sr(OH)2, Са(ОН)2

10. КОН, LiOH

11. CsOH, Са(ОН)2

общая сумма коэффициентов составляет

1) 5

2) 6

3) 7

4) 8

 

12. В известковой воде содержится набор частиц

1) СаОН+, Са2+, ОН‑

2) Са2+, ОН‑, Н2O

3) Са2+, Н2O, О2‑

4) СаОН+, О2‑, Н+

 

13–16. При диссоциации одной формульной единицы соли

13. NH4NO3

14. К2Cr2O7

15. Al(NO3)3

16. Cr2(SO4)3

число образующихся ионов равно

1) 2

2) 3

3) 4

4) 5

 

17. Наибольшее количество иона РО4‑3 можно обнаружить в растворе, содержащем 0,1 моль

1) NaH2PO4

2) NaHPO4

3) Н3РO4

4) Na3PO4

 

18. Реакция с выпадением осадка – это

1) MgSO4 + H2SO4 →…

2) AgF + HNO3 →…

3) Na2HPO4 + NaOH →…

4) Na2SiO3 + HCl →…

 

19. Реакция с выделением газа – это

1) NaOH + СН3СООН →…

2) FeSO4 + КОН →…

3) NaHCO3 + HBr →…

4) Pl(NO3)2 + Na2S →…

 

20. Краткое ионное уравнение ОН‑ + Н+ = Н2O отвечает взаимодействию

1) Fe(OH)2 + НCl →…

2) NaOH + HNO2 →…

3) NaOH + HNO3 →…

4) Ва(ОН)2 + KHSO4 →…

 

21. В ионном уравнении реакции

SO2 + 2OН = SO32‑ + Н2O

ион ОН‑ может отвечать реагенту

1) Cu(ОН)2

2) Н2O

3) LiOH

4) С6Н5ОН

 

22–23. Ионное уравнение

22. ЗСа2+ + 2РO43‑ = Са3(РO4)2↓

23. Са2+ + НРO42‑ = СаНРO4↓

соответствует реакции между

1) Са(ОН)2 и К3РO4

2) СаCl2 и NaH2PO4

3) Са(ОН)2 и Н3РО4

4) СаCl и К2НРO4

 

24–27. В молекулярном уравнении реакции

24. Na3PO4 + AgNO3 →…

25. Na2S + Cu(NO3)2 →…

26. Ca(HSO3)2 [p‑p, t] →…

27. K2SO3 + 2HBr →… сумма коэффициентов равна

1) 4

2) 5

3) 7

4) 8

 

28–29. Для реакции полной нейтрализации

28. Fe(OH)2 + HI →…

29. Ва(ОН)2 + H2S →…

сумма коэффициентов в полном ионном уравнении составляет

1) 6

2) 8

3) 10

4) 12

 

30–33. В кратком ионном уравнении реакции

30. NaF + AlCl3 →…

31. К2СO3 + Sr(NO3)2 →…

32. Mgl2 + К3РO4 →…

33. Na2S + H2SO4 →…

сумма коэффициентов равна

1) 3

2) 4

3) 5

4) 6

 

34–36. В водном растворе соли

34. Са(ClO4)2

35. AgF

36. Fe2(SO4)3

образуется среда

1) кислотная

2) нейтральная

3) щелочная

4) любая

 

37. Концентрация гидроксид‑иона увеличивается после растворения в воде соли

1) CsNO3

2) SrCl2

3) NaCN

4) KHSO4

 

38. Нейтральная среда будет в конечном растворе после смешивания растворов исходных солей в наборах

1) ВаCl2, Fe(NO3)3

2) Na2CO3, SrS

3) BaS, ZnSO4

4) MgCl2, RbNO3

 

39. Установите соответствие между солью и ее способностью к гидролизу.

 

 

40. Установите соответствие между солью и средой раствора.

 

 

41. Установите соответствие между солью и концентрацией катиона водорода после растворения соли в воде.

 

 

 

14. Окислительно‑восстановительные реакции. Электролиз

 

14.1. Окислители и восстановители

 

Окислительно‑восстановительные реакции протекают с одновременным повышением и понижением степеней окисления элементов и сопровождаются передачей электронов:

 

 

Повышение степени окисления элемента в ходе реакции, отвечающее потере электронов атомами этого элемента, называют окислением: S‑II – 6е‑ = SIV. В данном примере S‑II окисляется до SIV.

Понижение степени окисления элемента в ходе реакции, отвечающее присоединению электронов атомами этого элемента, называется восстановлением: O0 + 2е‑ = О‑II. В данном примере О0 восстанавливается до O‑II.