Электролитическая диссоциация

Растворы электролитов (кислот, оснований, солей) в отличие от растворов неэлектролитов:

-проводят электрический ток,

-не подчиняются законам Вант–Гоффа и Рауля.

Обе эти особенности обусловлены тем, что под влиянием растворителя молекулы электролита подвергаются электролитической диссоциации, т.е. распадаются на положительно и отрицательно заряженные ионы – катионы и анионы.

Различают сильные и слабые электролиты.

Сильные электролиты существуют в растворе только в виде ионов. К сильным электролитам принадлежат соединения с типично ионной связью и те соединения с полярной связью, которые легко трансфориируются в ионные соединения под влиянием молекул воды. К ним относится: а) сильные минеральные кислоты, например, HCl, HBr, HJ, HNO₃, H₂SO₄, H₂SeO₄, HClO₄; б) основания щелочных и щелочноземельных металлов; в) большинство солей.

Слабые электролиты образуют в растворе лишь небольшое число ионов, так как только часть их молекул диссоциирует на ионы. К ним относятся: а) слабые минеральные кислоты, например, HF, HCN, HNO₂, H₂SO₃, H₂S, H₂CO₃, H₂SiO₃, H₃BO₃, H₃PO₄, H₃AsO₄, H₂Se, и большинство органических кислот; б) нерастворимые в воде основания, а так же NH₄OH; в) некоторые соли: HgCl₂, CdCl₂, ZnCl₂, Fe(CNS)₃.

Процесс частичной диссоциации слабого электролита записывается следующим образом:

а) СH₃COOH « CH₃COO^- + H⁺;

б) многоосновные соединения диссоциируют ступенчато.

1 ступень H₂CO₃ « H⁺ + HCO₃^- (кислый ион)

2 ступень HCO₃^- « H⁺ + CO₃^2- (основной ион)

Ступенчатая диссоциация позволяет объяснить образование кислых и основных солей, например, Na(HCO₃), (CuOH)₂SO₄.

Количественно процесс диссоциации можно охарактеризовать значениями: изотонического коэффициента i, степени электролитической диссоциации a, константы электролитической диссоциации К_д.

Степенью электролитической диссоциации a называется отношение числа молекул, распавшихсяна ионы, к общему числу молекул электролита растворе. Степень электролитической диссоциации и константы электролитической диссоциации К_д связаны соотношением (закон разбавление Оствальда):

К_Д=α²С/1-α, где С – молярная концентрация электролита, моль/л. Для слабых электролитов (α<1), поэтому: К_Д=α²С, откуда .

Вода – слабый электролит, диссоциирует в незначительной степени: H₂O« H⁺ + OH^-. Константа диссоциации процесса:

Произведение концентраций ионов H⁺ и OH^- представляет собой постоянное при данной температуре значение и называется ионным произведением воды (КH₂O). При 25⁰С КH₂O=10^-14, отсуда [H⁺OH^-]=[OH^-]=10^-7. Вместо концентраций ионов H⁺ и OH^- пользуются значениями рН и рОН, которые называются водородным и гидроксильным показателями; рН=-lg[H⁺]; рОН==-lg[ОH⁺].

При 25⁰С рН + рОН=14. В нейтральной среде рН=7, в кислой рН<7, в щелочной рН>7.

Для растворов электролитов вводится изотонический коэффициент i, который связан со степенью диссоиации электролита α соотношением:

i=1+ α(k-1), или α =(i-1)/(k-1).

Здесь k-число ионов, на которые распадается при диссоциации молекулы сильного электролита (для КСl k=2, для Na₂SO₄ k=3 и т.д.).

Пример 1.Чему равна степень электролитической диссоциации уксусной кислоты в водном растворе с концентрацией кислоты 0,001 моль/л? Контанта диссоциации уксусной кислоты К_Д=1,86 ·10^-5.

Решение. Уравнение диссоциации уксусной кислоты в водном растворе выглядит так: СН₃СООН H⁺+ СН₃СОО^-.

Концентрацию ионов можно определить таким образом:

[H⁺]=[СН₃СОО^-]=Са; [СН₃СООН]=С-Са.

Выражение константы диссоциации примет вид

К_Д= =α² С/1-α

Если α « 1, то К_Д= α² С, или . Подставляя данные, получим α= или 4.5%

Пример 2.Вычислите рН 1%-го раствора муравьиной кислоты, считая, что плотность раствора равна 1 г/см³, К_Д=2,1 ·10^-4.

Решение. 1 л раствора содержит 10 г НСООН, что состовляет 0,22 моль/л.

[H⁺]= моль/л;

рН=3-lg6,8 = 2,17.

КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ И ЗАДАНИЯ

157. Вычислите степень диссоциации α или молярную концентрацию С_м кислоты:

Задание	кислота	КД	концентация	α
157 а	С3Н7СООН	1,5·10-5	0,005 М	?
157 б	HCN	7,9·10-10	0,2 М	?
157 в	HNO2	4·10-4	?	0,2
157 г	НСООН	2·10-4	?	0,05

158. Рассчитайте константу диссоциации гидрата аммиака NH₃× H₂O, если в растворе с концентрацией 0,2 моль/л степень его электролитической диссоциации равна 0,95%.

159.Вычислите степень электролитической диссоциации α и концентрацию ионов [H⁺] в растворе кислоты заданной концентрации:

Задание	кислота	КД	концентация
159 а	HCN	6,2·10-10	0,1 M
159 б	СНСl2СООН	5·10-2	1 M
159 в	ССl3СООН	2·10-1	1 M
159 г	НСlО2	1,1·10-2	1 M
159 д	НIО3	1,6·10-1	1 M
159 е	СН3СООН	1,8·10-5	1% (ρ=1г/мл)
159 ж	H2SO3	6,3·10-8	0,02 M
159 з	HF	6,8·10-4	0,3 M
159 и	HF	6,8·10-4	0,01 M
159 к	СН3СООН	1,8·10-5	0,3 M

160. В растворе концентрации 0,1 моль/л СН₃СООН α равна 1,32·10^-2. При какой концентрации HNO₂ ее степень диссоциации будет такой же?

161. Во сколько раз [H⁺] в растворе концентрации НСООН (К_Д=2,1·10^-4) больше, чем в растворе СН₃СООН (К_Д=1,8·10^-5) той же концентрации?

162. Вычислите К_Д кислоты и значение рК, зная степень диссоциации α и концентрацию

Задание	кислота	КД	концентация
162 а	НСООН	0,2 моль/л	0,03
162 б	Н2СО3	0,0043 моль/л	0,01
162 в	СН3СООН	1 N	0,42
162 г	СН3СООН	0,1 N	1,34
162 д	СН3СООН	0,01 N	4,25

163. При каком процентном содержании НСООН в растворе, где ρ=1г/мл, [H⁺]=8,4·10^-3 моль/л?

164. Сколько воды нужно прибавить к 300 мл 0,2 М раствора СН₃СООН, чтобы степень диссоциации килоты удвоилась?

165. Вычислите рН растворов, зная концентрацию вещества А:

Задание	кислота	концентация
165 а	[H+]	10-5
165 б	КОН	0,004
165 в	КОН	0,01

166. Определите рН раствора, в 1 л которого содержится 0,1г NaOH. Диссоциацию щелочи считать полной.

167. Чему равна концентрация раствора СН₃СООН, рН которого равен 5,2?

168. Как изменится рН, если вдвое разбавить водой 0,2 M раствор НСl?

169. Вычислите рН раствора слабой кислоты.

Задание	кислота	КД	концентация, моль/л	α
169 а	СН2Сl2СООН	1,4·10-3	0,2	-
169 б	НА	-	0,2	0,03
169 в	СН3СООН	-	0,01	0,042

170. Рассчитайте молярную концентрацию раствора СН₃СООН, рН которого равен 3(К_Д=1,75·10^-5).

171. Вычислите рН раствора СН₃СООНмассовой долей вещества 0,3 % (К_Д=1,75·10^-5, ρ=1г/мл).

Гидролиз солей

Образующиеся при диссоциации воды ионы H⁺ и OH^- на­ходятся в равновесии с огромным числом недиссоциированных молекул, которые могут служить неисчерпаемым источником ионов, если указанное равновесие нарушится. Это нарушение равновесия может явиться результатом взаимодействия ионов растворенной соли с ионами воды.

При растворении многих веществ их молекулы связываются с молекулами растворителя, образуя соединения, называемые сольватами, в частном случае, когда растворителем является вода – гидратами. Гидраты, как правило, нестойкие соединения, во многих случаях разлагающиеся уже при выпаривании растворов. Но иногда гидраты настолько прочны, что при выделении растворенного вещества из раствора вода входит в состав его кристаллов. Такие вещества называются кристаллогидратами, а содержащиеся в них вода – кристаллизационной. Состав кристаллогидратов принято изображать формулами, показывающими, какое количество кристаллизационной воды содержит кристаллогидрат. Например, кристаллогидрат сульфата меди (медный купорос) CuSO₄ ∙ 5H₂O.

Химическое взаимодействие ионов растворенной соли с ио­нами H⁺ и OH^- воды, приводящее к образованию малодиссоциированных продуктов (молекул слабодиссоциирующих кислот или оснований, ионов кислых или основных солей), назы­вается гидролизом соли. В результате гидролиза изменяются концентрации ионов водорода и ионов гидроксила в растворе. Поэтому растворы большинства солей имеют или кислую или щелочную реакцию. С точки зрения теории гидролиза соли можно разделить на 4 группы:

I. Соли, образованные сильной кислотой и сильным осно­ванием. Примером может служить NaCl — соль сильной кис­лоты HCl и сильного основания NaOH. Диссоциация соли и воды выражается уравнениями:

NaCl = Na⁺ + С1^-

H₂O = H⁺ + ОН^-.

Ионы Na⁺ и Cl^- не образуют с ионами H⁺ и OH^- воды сла­бодиссоциирующих или труднорастворимых соединений.

В этом случае равновесие между недиссоциированными мо­лекулами и ионами воды не нарушается. Таким образом, NaCl и другие соли, образованные сильной кислотой и силь­ным основанием, гидролизу не подвергаются; растворы их остаются нейтральными, рН практически равен семи.

II. Соли, образованные слабой кислотой и сильным основа­нием. Примером может служить KCN — соль слабой кислоты HCN и сильного основания KOH. Диссоциация соли и воды выражается уравнениями:

KCN = K⁺ + CN^-

H₂O = H⁺ + ОН^-.

В этом случае ионы CN^- и H⁺ будут взаимодействовать друг с другом, образуя молекулы слабодиссоциирующей кисло­ты HCN (К_НСN = 7,2∙1O^-10). Значит, гидролиз соли KCN про­исходит. При составлении ионного уравнения реакции гидро­лиза KCN следует учитывать, что до реакции концентрация ионов H⁺ в растворе ничтожна, эти ионы появляются в процес­се диссоциации молекул H₂O. В результате реакции образу­ются слабодиссоциирующие молекулы HCN и накапливается избыток свободных ионов OH^-. Ионное уравнение гидролиза KCN имеет вид:

CN^- + HOH = HCN + OH^-.

Избыток ионов OH^- означает, что раствор соли имеет ще­лочную реакцию и его рН>7. Продукты гидролиза — ионы OH^- и молекулы HCN — в свою очередь взаимодействуют друг с другом. Поэтому гидролиз является обратимым процес­сом.

Прямая реакция характеризует гидролиз соли, обрат­ная — реакцию нейтрализации. Молекулярное уравнение гид­ролиза KCN:

KCN + HOH = HCN + KOH.

Следует отметить некоторые особенности в отношении гид­ролиза солей, образованных слабодиссоциирующими много­основными кислотами. Гидролиз этих солей протекает сту­пенчато. Например, при растворении в воде карбоната натрия Na₂CO₃ — соли слабой двухосновной кислоты взаимо­действие ионов СО^2- с ионами воды протекает в две стадии (ступени):

1 стадия: С0 ₃ ^2- + HOH = НСО₃^- + ОН^-

2 стадия: HCO₃^- +HOH = H₂CO₃ + OH^-

Появление в растворе избытка ионов OH^- приводит к сдвигу равновесия влево, и гидролиз этой соли идет в основном только по первой ступени.

Молекулярное уравнение гидролиза Na₂CO₃:

Na₂CO₃ + HOH = NaHCO₃ + NaOH

показывает, что при гидролизе соли слабой двухосновной (а также многоосновной) кислоты и сильного основания обра­зуется кислая соль.

III. Соли, образованные сильной кислотой и слабым основа­нием. Примером может служить NH₄Cl — сильный электро­лит. При диссоциации NH₄Cl образуются ионы NH₄⁺ и Cl^-. В данном случае с ионами воды будут взаимодействовать лишь ионы NH₄⁺. B результате реакции в растворе накапли­вается слабодиссоциирующая гидроокись аммония NH₄OH и увеличивается концентрация ионов H⁺. Ионное уравнение гид­ролиза взятой соли:

NH₄⁺ + HOH =NH₄OH + H⁺ .

Избыток ионов H⁺ означает, что раствор соли NH₄Cl имеет кислую реакцию и его рН<7. Гидролиз солей, образованных основаниями двух- или многовалентных металлов и сильной кислотой, протекает ступенчато. Например, при растворении хлорида цинка в воде реакция протекает в две стадии:

1 стадия: Zn²⁺ +HOH = ZnOH⁺ + H⁺

2 стадия: ZnOH⁺ + HOH = Zn(OH)₂ + H⁺ .

Обычно гидролиз протекает только по первой ступени, т. е. катионы Zn²⁺ присоединяют лишь один ион OH^-. Чтобы напи­сать молекулярное уравнение гидролиза ZnCl₂, нужно учесть, что, кроме ионов, непосредственно участвующих в процессе гидролиза, в растворе присутствуют еще ионы Cl^-:

ZnCl₂ + HOH = ZnOHCl + HCl.

Это уравнение показывает, что при гидролизе соли, обра­зованной слабым основанием двух- или многовалентного ме­талла и сильной кислотой, обычно получается основная соль.

IV. Соль, образованная слабой кислотой и слабым основа­нием. Примером может служить уксуснокислый аммоний CH₃COONH₄ — сильный электролит. При диссоциации его об­разуются ионы CH₃COO^- и NH₄⁺. Оба иона соли взаимодей­ствуют с ионами воды, образуя слабодиссоциирующие электролиты СНзСООН и NH₄OH. Ионное уравнение реакции гидролиза этой соли имеет вид:

CH₃COO^- + NH₄⁺ + HOH = CH₃COOH +NH₄OH.

Так как константы диссоциации продуктов гидролиза — NH₄OH (1,79∙10^-5) и CH₃COOH (1,75∙10 ^-5) —почти одинако­вы, то и связывание ионов H⁺ и OH^- воды происходит в оди­наковой степени; поэтому реакция раствора остается практи­чески нейтральной: рН≈7.

Из уравнения реакции видно, что причиной гидролиза уксуснокислого аммония является образование двух слабодиссоциирующих электролитов — уксусной кислоты и гидроокиси аммония. Гидролиз такой соли протекает в значительной сте­пени.

Гидролиз — процесс обратимый. Однако, если соль образо­вана очень слабыми кислотой и основанием, то гидролиз идет практически до конца. Примером такой соли может служить сульфид алюминия Al ₂ S_3. Взаимодействие этой соли с во­дой выражается уравнением:

Al₂S₃ + 6H₂O = 2Al (OH)₃ + 3H₂S.

В то же время сульфид железа гидролизу не подвергается, так как величина ПР сульфида железа Fe₂S₃(в отличие от Al₂S₃) значительно меньше, чем ПР гидрооксида железа (III).

Иногда гидролиз идет практически необратимо до промежуточного продукта гидролиза, если он достаточно малорастворим. Например, при гидролизе хлорида сурьмы (III) или висмута (III) протекают следующие реакции:

M³⁺ + H₂O → MOH²⁺ + H⁺

MOH²⁺ + H₂O + Cl^- → M(OH)₂Cl + H⁺

M(OH)₂Cl→ MOCl↓+ H₂O

Т.е. на второй ступени гидролиза образуется осадок и третья ступень практически не идет.

Образование осадка - это крайний случай гидролиза солей многозарядных катионов, а чаще в растворах таких солей образуют­ся полиядерные молекулы за счет того, что часть гидроксоионов (например, Fe(OH)₂или молекул гидроксида Fe(OH)₃) всту­пают между собой в реакцию гидролитической полимеризации c обра­зованием димеров, тримеров и т.д., в которых ионы металла связаны двойными гидроксомостиками. Например, в растворах солей трехвалентного висмута имеются комплексные ка­тионы состава [Bi₆(OH)₁₂]⁶⁺.В случае двухзарядных ионов образуются одинарные гидроксомостики результате чего, например, в растворах солей бериллия, в основ­ном, присутствуют полиядерные комплексы состава [Be₃(OH)₃]³⁺ в растворах олова (III) - [Sn₂(OH)₂]²⁺ и [Sn₃(OH)₄]²⁺. Причем, чем в большей степени протекает гидролиз, тем выше доля полиядерных молекул по сравнению с моноядерными. Усложненный состав продук­тов гидролиза приводит к тому, что, например, ионы Mg²⁺, Cu²⁺, Zn²⁺, Pb²⁺ с раствором соды дают не средние соли, а гидроксокарбонаты состава Zn₅(OH)₆(CO₃)₂, Pb₃(OH)₂(CO₃)₂и т.д.

Равновесное состояние реакции гидролиза характеризуется степенью гидролиза соли.(h (%) ) – эточисло, показывающее, какая часть от общего количества раст­воренной соли подверглась гидролизу.

При повышении температуры усиливается диссоциация во­ды, т. е. повышается концентрация ионов H⁺ и OH^-. Поэтому степень гидролиза соли с повышением температуры раствора увеличивается. Во многих случаях нагреванием удается довести гидролиз практически до конца. Например, при кипячении разбавленного раствора хлорного железа осаждается гидроксид железа.

При разбавлении раствора (увеличения количества воды) в соответствии с принципом Ле – Шателье равновесие гидролиза смещается вправо, величина h растет. Следовательно, изменяя температуру раствора и концентрацию соли в растворе, можно сместить равновесие гидроли­за в том или другом направлении.

При определении глубины процесса гидролиза солей используют представление о поляризующих свойствах ионов.

Степень гидролиза солей III группы зависит от поляризующих свойств катионов. Чем больше поляризующее свойство катиона, тем выше h.

Ионы Na⁺, K⁺, Ba²⁺ гидролизу не подвергаются, так как имеют малые поляризующие свойства (малый заряд, относительно большой радиус) и не способны притягивать к себе ионы OH ^- воды.

По периоду слева направо у ионов поляризующие свойства растут, повышается способность солей к гидролизу по катиону. При рассмотрении по главным подгруппам сверху вниз поляризующие свойства ионов падают, уменьшается способность солей подвергаться гидролизу по катиону.

Степень гидролиза солей II группы тем больше, чем слабее кислота, от которой образована соль. Способность кислот к диссоциации можно сравнивать по величине К_Д или по поляризующим свойствам ионов. Например, из солей K₂S и K₂Te гидролизу в большей степени подвергается соль сероводородной кислоты, так как K_H2S= 9 ∙10^-8 < K_H2Te=2∙10^-3.

Константа гидролиза является по существу константой равновесия, характеризующей процесс гидролиза. Константа равновесия, например, первой ступени гидролиза соли, образованной многозарядным катионом слабого основания и анионом сильной кислоты

Mⁿ⁺ + H₂O ↔ M(OH)^(n-1)+ + H⁺

Запишется следующим образом

считая постоянной величиной, получим

Покажем, что величина константы гидролиза определяется ионным произведением воды и константой диссоциации гидроксоиона

MОН_к ^(n-k)+ ↔ M(ОН)^{n-k +1} + ОH^-

Уравнение гидролиза будет:

Me(OH)_k^n-k + H₂O ↔ Me(OH)_k+1^n-k-1 + H⁺;

[Me(OH)_k+1^n-k-1]=[ H⁺], тогда константа гидролиза К_г будет:

∙ = .

где - константа диссоциации k- ой ступени диссоциации основания M(OH)_k. Например, в случае водного раствора хлорида алюминия

Аналогично получим формулу константы гидролиза соли, обра­зованной многозарядным анионом слабой кислоты и катионом сильно­го основания

где - константа k -ной ступени диссоциации слабой кислоты H_k А. Например, для водного раствора фосфата натрия

Таким же образом можно получить выражение для константы гидролиза соли, образованной катионом слабого основания и анио­ном слабой кислоты

где К_n осн. - n -ая константа диссоциации основания, К_n кисл.- n-аяконстанта диссоциации кислоты.

Расчет рН растворов солей.

Для солей, содержащих однозарядные ионы слабых электролитов, можно получить формулы расчета рН их растворов.

а) В случае соли, образованной катионом слабого основания и анионом сильной кислоты

Mⁿ⁺ + H₂O ↔ M(OH)^(n-1)+ + H⁺

= , [M(OH)^(n-1) ]=[ H⁺] и [Mⁿ⁺]=C, тогда

; ; , логарифмируя это выражение и учитывая, что рН= -lg[H⁺], pK=- lgK_Д, рК _В = 14, получим:

рН= ½рК_В - ½ рКосн. – ½ lgС, т.е

рН = 7- ½ рКосн. – ½ lgС, где С- молярная концентрация раствора;

б) Для соли, образованной катионом сильного основания и анионом слабой кислоты:

A^n- + H₂O ↔ HA^(n-1)- + OH^-

= , отсюда , логарифмируя данное выражение и учитывая, что рОН= -lg[ОH^-], pK= - lgK_Д, рК _В = 14 и рН=14-рОН, получим:

рН = 7+ ½ рКкисл. + ½ lgС,

в) В случае соли, образованной катионом слабого основания и анионом слабой кислоты

рН = 7+ ½ рКосн. – ½ рКкисл.,

т.е. значение рН раствора практически не зависит от концентрации соли, а определяется лишь соотношением констант Ккисл. и Косн. При равенстве этих констант, что имеет место, напри­мер, в случае ацетата аммония, раствор нейтрален (рН = 7).

Методика составения уравнений гидролиза.

1. На основе состава соли определяется тип гидролиза соли по: а) катиону; б) аниону; в) катиону и аниону.

2. Записывается сокращенное ионное уравнение, которое отражает взаимодействие иона соли с одной молекулой воды. В уравнении указывается стрелкой стяжение ионов.

3. По сокращенному ионному уравнению находится молекулярное уравнение. При этом следует учитывать, что двух- и более зарядные ионы гидролизуются ступенчато, образуя по 1-ой ступени кислую или основную соль. Число ступеней гидролиза равно заряду иона.

Пример 1. KCN → K⁺ + CN^–.

K⁺ - ион сильного электролита KOH, гидролизу не подвергается;

CN^– - однозарядный ион слабой кислоты HCN, подвергается простому гидролизу.

Сокращенное ионное уравнение:

CN^- + H(OH) ↔HCN + OH^-; рН>7.

Молекулярное уравнение гидролиза:

КCN + H(OH) ↔HCN + КOH;

Пример 2. Na₂S → 2Na⁺ + S^2-

Na⁺ - ион сильного электролита NaOH, не гидролизуется;

S^2- - двухзарядный ион слабой кислоты H₂S, гидролизуется ступенчато.

Сокращенные ионные уравнения:

I- я ступень S^2- + H(OH) → HS^- + OH^-

II- я ступень HS^- + H(OH) → H ₂S + OH^-

Молекулярные уравнения:

Na ₂S + H(OH) → NaHS + NaOH

NaHS + H(OH) → H₂S + NaOH, рН>7

Гидролиз идет, главным образом, по I -й ступени по следующим причинам:

1. Процесс между электролитами протекает в сторону наиболее полного связывания ионов (в сторону образования более слабого электролита). Сравнение констант диссоциации = 1,02 ∙ 10 ^-7 и = 1,3 ∙10^-13 показывает, что ионы полнее связаны в HS^- . Именно ион HS^- (что соответствует кислой соли NaHS) получается в результате гидролиза.

2. II–ая ступень гидролиза практически не идет вследствие накопления в растворе значительного количества ионов ОН^-, способствующих протеканию процесса справа налево, согласно принципу Ле – Шателье.

Пример 3. NH₄Cl → NH₄⁺ + Cl^-

Cl^- - ион сильного электролита HCl, в гидролизе не участвует;

NH₄⁺ - однозарядный ион слабого электролита NH₄OH, подвергается простому гидролизу.

Сокращенное ионное уравнение:

NH₄⁺ + H(OH) ↔ NH₄OH + H⁺

Молекулярное уравнение гидролиза:

NH₄Cl + H(OH) ↔ NH₄OH + HCl.

Пример 4. Al₂(SO₄)₃ → 2Al³⁺ + 3SO₄^2-

SO₄^2- - ион сильного электролита H₂SO₄, гидролизу не подвергается;

Al³⁺ - трехзарядный ион слабого электролита Al(OH)₃, гидролизуется ступенчато.

Сокращенные ионные уравнения:

I- я ступень Al³⁺ + H(OH) ↔ AlOH²⁺ + H⁺

II- я ступень AlOH²⁺ + H(OH) ↔ Al(OH)₂⁺ + H⁺

III- я ступень Al(OH)₂⁺ + H(OH) ↔ Al(OH)₃ + H⁺, рН<7

Для написания молекулярного уравнения основные ионы AlOH²⁺ и Al(OH)₂⁺ нужно комбинировать с ионами SO₄^2- так, чтобы получились электронейтральные молекулы: AlOHSO₄, [Al(OH)₂]₂SO₄, затем подобрать к уравнению коэффициенты.

Молекулярные уравнения:

I- я ступень Al₂(SO₄)₃ + 2H₂O ↔ 2Al(OH)SO₄ + H₂SO₄

II- я ступень 2Al(OH)SO₄ + 2H₂O ↔[Al(OH)₂]₂ SO₄ +H₂SO₄

III- я ступень [Al(OH)₂]₂SO₄ + 2H₂O ↔ 2Al(OH)₃ + H₂SO₄

Процесс ограничивается I-ой и частично II-ой ступенями, так как:

1. AlOH²⁺ более слабый электролит, чем Al(OH)₂⁺ и тем более Al(OH)₃.
2. Накопление значительных количеств ионов Н⁺ способствует протеканию процесса справо налево.

Пример 5. CH₃COONH₄ → CH₃COO^- + NH₄⁺

CH₃COO^- - анион от слабой кислоты CH₃COOH;

NH₄⁺ - катион от слабого основания NH₄OH. Гидролиз идет по катиону и по аниону.

Ионное уравнение гидролиза:

NH₄⁺ + CH₃COO^- + H(OH) ↔ NH₄OH + CH₃COOH

Молекулярное уравнение:

CH₃COONH₄ + H₂O ↔ NH₄OH + CH₃COOH

Силы образовавшихся электролитов примерно одинаковы:

≈ : [OH^-] ≈ [H⁺] и рН≈7.

Данная соль гидролизуется значительно, так как оба продукта гидролиза NH₄OH и CH₃COOH – слабые электролиты.

Пример 6. Cr₂S₃ → 2Cr³⁺ + 3S^2-

Cr³⁺ и S^2- - ионы от очень слабых электролитов Cr(OH)₃ и H₂S. Кроме того, Cr(OH)₃ - малорастворимое соединение, а H₂S – летучее.

Эта соль в водном растворе полностью гидролизуется:

2Cr³⁺ + 3S^2- + 6H(OH) → 2Cr(OH)₃ ↓+ 3H₂S↑

Молекулярное уравнение:

Cr₂S₃ + 6H₂O → Cr(OH)₃ + 3H₂S.

Так как продукты выводятся из сферы реакции – процесс идет необратимо, что подчеркивается стрелкой в уравнении.

Такие соли, как Al₂S₃, Al₂(CO₃)₃, Fe₂(CO₃)₃, могут существовать только в кристаллах, а в растворе подвергаются полному гидролизу. В таблицах растворимости против этих солей стоит прочерк, что означает необратимое разложение данных солей водой.

КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ И ЗАДАНИЯ

173. Составьте ионно-молекулярное и молекулярное уравне­ния совместного гидролиза, происходящего при смешивании растворов K₂S и СrС1₃. Каждая из взятых солей гидролизуется необратимо, до конца с образованием соответствующих оснований и кислоты.

174. К раствору A1₂(SО₄)₃ добавили следующие вещества:

a) H₂SО₄; б) КОН; в) Na₂SО₃; г) ZnSО₄.

175. В каких случаях гидролиз A1₂(SО₄)₃ усилится? Почему? Составьте ионно-молекулярные уравнения гидролиза этих солей.

176. Составьте ионно-молекулярное и молекулярное уравне­ния совместного гидролиза, происходящего при смешивании растворов K₂S и СгСl₃. Каждая из взятых солей гидролизуется необратимо, до конца с образованием соответствующих оснований и кислоты.

177. Какая из двух солей при равных условиях в большей степени подвергается гидролизу: Na₂CO₃ или Na₂SO₃; FeCl₃ или FeCl₂? Почему? Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза этих солей.

178. При смешивании растворов A1₂(SO₄)₃ и Na₂CO₃ каждая из взятых солей гидролизуется необратимо, до конца, с образо­ванием соответствующего основания и кислоты. Составьте ионно-молекулярное и молекулярное уравнения происходящего совместного гидролиза.

179. Какие из солей: NaCl, Cr₂(SO₄)₃, CuCl₂, KBr, Na₃PO₄ – подвергаются гидролизу, и какова его форма (простая, ступенчатая, полная). Составьте молекулярные и ионные уравнения реакций. Какое значение рН имеют растворы этих солей?

180. Какие из солей: MnCl₂, K₂CO₃, Ni(NO₃)₂, KCl, KClO₄ - подвергаются гидролизу (простому, ступенчатому, полному)? Составьте молекулярные и ионные уравнения реакций. Какое значение рН имеют растворы этих солей?

181. Что называется степенью гидролиза? Как влияет повышение температуры на степень гидролиза?

182. Какие из солей: Zn(NO₃)₂, CuSO₄, CH₃COOK, Na₂SO₄, K₂Se - подвергаются гидролизу (простому, ступенчатому, полному)? Составьте молекулярные и ионные уравнения реакций. Какое значение рН имеют растворы этих солей?

183. Какие из солей: Al₂(SO₄)₃, Na₂SO₃, KBr, K₂SeO₄, CoCl₂ - подвергаются гидролизу (простому, ступенчатому, полному)? Составьте молекулярные и ионные уравнения реакций. Какое значение рН имеют растворы этих солей?

184. Какие из солей: NaNO₃, CrCl₃, KCl, ZnSO₄, Al₂(CO₃)₃ - подвергаются гидролизу (простому, ступенчатому, полному)? Составьте молекулярные и ионные уравнения реакций. Какое значение рН имеют растворы этих солей?

185. Какие из солей: Fe₂(SO₄)₃, FeCl₂, KNO₃, NaJ, NaNO₃, Al₂S₃ - подвергаются гидролизу (простому, ступенчатому, полному)? Составьте молекулярные и ионные уравнения реакций. Какое значение рН имеют растворы этих солей?

186. Какие из солей: NiCl₂, K₃PO₄, KCl, Cr₂S₃, MnSO₄ - подвергаются гидролизу (простому, ступенчатому, полному)? Составьте молекулярные и ионные уравнения реакций. Какое значение рН имеют растворы этих солей?

187. Какие из солей: Al(NO₃)₃, CaSO₄, NaClO, BaCl₂, K₂AsO₄ - подвергаются гидролизу (простому, ступенчатому, полному)? Составьте молекулярные и ионные уравнения реакций. Какое значение рН имеют растворы этих солей?

188. Какие из солей: CH₃COONH₄, Pb(NO₃)₂, Pb₂S, KCl, CuCl₂, CdSO₄ - подвергаются гидролизу (простому, ступенчатому, полному)? Составьте молекулярные и ионные уравнения реакций. Какое значение рН имеют растворы этих солей?

189. Какие из солей: NH₄Cl, Ba(NO₃)₂, NaClO₄,Cr₂S₃, K₂S, NaCl - подвергаются гидролизу (простому, ступенчатому, полному)? Составьте молекулярные и ионные уравнения реакций. Какое значение рН имеют растворы этих солей?

190. Какие из солей: BiCl₃, Sn(NO₃)₂, NaBr, Na₃AsO₄, Sr(NO₃)₂, Na₂S, KClO₄ – подвергаются гидролизу (простому, ступенчатому, полному)? Составьте молекулярные и ионные уравнения реакций. Какое значение рН имеют растворы этих солей?

191. Какие из солей: RbCl, NaCN, Fe₂(CO₃)₃, KNO₃, AlCl₃, HCl – подвергаются к гидролизу и какому гидролизу (простому, ступенчатому, полному)? Составьте молекулярные и ионные уравнения реакций. Какое значение рН имеют растворы этих солей?

192. Какие из солей: NH₄NO₃, K₂SiO₃, Cu(NO₃)₂, CsNO₃, NaF – подвергаются гидролизу и какому гидролизу (простому, ступенчатому, полному). Составьте молекулярные и ионные уравнения реакций. Какое значение рН имеют растворы этих солей?