Ионно-обменные реакции
Ионно-обменные реакции протекают в жидких растворах электролитов с участием ионов, на которые они диссоциируют. В ходе данных реакций степень окисления элементов не меняется.
Для усвоения данного раздела необходимо знать, что по способности к диссоциации на ионы электролиты (основания, кислоты, соли) делятся на сильные и слабые, при этом количественной характеристикой силы электролита является константа диссоциации Kд (Kд > 1 – сильные, Kд < 1 – слабые электролиты).
Ионно-обменные реакции могут быть обратимыми и необратимыми. Если в результате взаимодействия ионов образуются летучее соединение, малорастворимый электролит, выпадающий в виде осадка, выделяющийся в виде газа, растворимый слабый электролит (молекулы, ионы или комплексные ионы), то, такие реакции идут практически до конца и называются необратимыми. Обратимые реакции характеризуются наличием слабого электролита или малорастворимого электролита в виде осадка в исходных реагентах и продуктах реакции. Химическое равновесие в таких реакциях смещено в сторону образования менее растворимого соединения или более слабого электролита.
При составлении уравнений ионно-обменных реакций газообразные вещества, малорастворимые и слабодиссоциированные электролиты записывают в виде молекул независимо от того, являются они исходными реагентами или продуктами реакции. Сильные электролиты следует записывать в виде ионов.
При решении контрольного задания необходимо пользоваться следующими таблицами (см. приложение): растворимость кислот, оснований и солей в воде (табл. 7): произведение растворимости некоторых малорастворимых соединений (табл. 8); константы диссоциации некоторых электролитов (табл. 6) [1 ...5, 8].
Пример 1. Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций между водными растворами следующих веществ: а) Nа2СО3 и НСl;
б) K2S и НСl.
Решение.
1. Составляем молекулярные уравнения реакций
CO2
а) Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + H2CO3 ;
H2O
б) K2S + 2HCl = 2KCl + H2S.
2. В рассматриваемых уравнениях реакций Na2СО3, NaCl, K2S, КСl – сильные электролиты: растворимые соли (табл. 7); кислота НСl (Kд = 1,0 · 107 (табл. 6) – сильный электролит, Н2О (Kд = 1,8 · 10–16) – слабый электролит, СО2 и H2S – летучие соединения. Согласно выше изложенному, ионно-молекулярные уравнения записываем следующим образом:
а) 2Na+ + (СО3)2– + 2Н++ 2Сl– = 2Na+ + 2Сl– + СО2 + Н2О;
б) 2K+ + S2– + 2H+ + 2Cl– = H2S + 2K+ + 2Cl–.
3. Исключаем одинаковые ионы из обеих частей в каждом равенстве и получаем сокращенные ионно-молекулярные уравнения, которые, собственно, и выражают суть процессов – взаимодействие ионов:
а) (CO3)2– + 2H+ = СО2 + Н2О;
б) 2H+ + S2– = H2S.
Пример 2. Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций взаимодействия в растворах между: a) Na2S и СuSО4; б) Na2SiO3 и HCI;
в) Fе2(SО4)3 и NaOH.
Решение. Действуем поэтапно, как в предыдущем примере.
1. Записываем уравнения в молекулярном виде:
а) Na2S + CuSO4 = CuS¯ + Na2SO4;
б) Na2SiO3 + 2HCl = H2SiO3¯ + 2NaCl;
в) Fe2(SO4)3 + 6NaOH = 2Fe(OH)3¯ + 3Na2SO4.
2. Пользуясь данными табл. 7 приложения, находим, что CuS, H2SiO3,Fe(OH)3 нерастворимые соединения. Далее записываем соответствующие полные ионно-молекулярные уравнения:
а) 2Na+ + S2– + Cu2+ + (SО4)2– = CuS¯ + 2Na+ + (SO4)2–;
б) 2Na+ + (SiO3)2– + 2H+ + 2Cl– = H2SiO3¯ + 2Na+ + 2Cl–;
в) 2Fe3+ + 3(SO4)2– + 3Na+ + 6OH– = 2Fe(OH)3¯ + 6Na+ + 3(SO4)2–.
3. После исключения одинаковых ионов из левой и правой частей в каждом равенстве получаем:
а) S2– + Cu2+ = CuS¯;
б) (SiO3)2– + 2K+ = H2SiO3¯;
в) 2Fe3+ + 6OH– = 2Fe(OH)3¯.
Пример 3. Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций взаимодействия в растворах между: а) НСl и КОН; б) НNО3 и СН3СОONа;
в) NH4Cl и NaOH.
Решение.
1. Записываем уравнения в молекулярном виде:
а) НСl + KОН = KСl + H2O;
б) CH3COONa + HNO3 = СН3СООН + NaNO3;
в) NH4Cl + NaOH = NaCl + NH4OH.
2. Используя значения констант диссоциации Kд (табл. 6 приложения), нaходим, что Н2О (Kд = 1,8 · 10 –16), СН3СООН (Kд = 1,85 · 10 –5), NH4OH (Kд = 1,79 · 10 –5) – слабые электролиты, остальные соединения – сильные электролиты (Kд > 1). В связи с этим, полные ионно-молекулярные уравнения будут иметь вид:
а) H+ + Cl– + K+ + OH– = K+ + Cl– + H2O;
б) CH3COO– + Na+ + H+ + (NO3)– = CH3COOH + Na+ + (NO3)–;
в) (NH4)+ + Cl– + Na+ + OH– = Na+ + Cl– + NH4OH.
3. Исключив одинаковые ионы из обеих частей каждого равенства, получаем:
a) Н + + ОН – = Н2О;
б) СН3СОО – + Н + = СН3СООН;
в) NH4+ + OH – = NH4OH.
Пример 4. Составьте молекулярные уравнения реакций, которым соответствуют следующие ионно-молекулярные уравнения:
а) Ag + + Br – = AgBr¯;
б) (SO3)2– + 2H + = SO2 + H2O.
Решение.
а) Для получения AgBr необходимо взять два растворимых вещества, одно из которых содержит ион серебра, а другое – ион брома:
AgNO3 + NaBr = AgBr¯ + NaNO3.
б) Для получения SO2 и Н2О необходимо взять в качестве исходных реагентов соль сернистой кислоты и кислоту более сильную, чем Н2SО3, т.е. способную вытеснить последнюю из её соли:
Na2SO3 + 2НСl = 2NaCl + SO2 + Н2О.
Пример 5. Составьте ионно-молекулярные уравнения и определите, в какую сторону смещено равновесие в следующих обратимых процессах, протекающих в растворах:
а) FeS¯ + 2HCl « FeCl2 + H2S;
б) PbCl2¯ + H2SO4 « PbSO4¯ + 2HCl;
в) (CuOH)Cl + HC1 « CuCl2 + H2O.
Решение.
1. Составляем полные ионно-молекулярные уравнения для данных процессов:
а) FeS¯ + 2H+ + 2Cl– « Fe2+ + 2Cl– + H2S.
б) PbCl2¯ + 2H+ + (SO4)2– « PbSO4¯ + 2H+ + 2Cl–.
в) (СuOH)+ + Cl– + H+ + Cl– « Cu2+ + 2Cl– + H2O.
2. После исключения одинаковых ионов из обеих частей каждого равенства
получаем следующие сокращённые ионно-молекулярные уравнения:
а) FeS¯ + 2H+ + 2Cl– ® Fe2+ + H2S.
б) PbCl2¯ + (SO4)2– ® PbSO4¯ + 2Cl–.
в) (СuOH)+ + H+ ® Cu2+ + H2O.
3. Определяем направление смещения химического равновесия. В обеих частях уравнений есть слабые электролиты. Необходимо оценить какое из каждой пары слабее и, следовательно, в сторону его образования и сдвинуто химическое равновесие.
а) Для оценки трудно растворимых веществ используют значения произведения растворимости (ПР): для FeS ПРFeS = 5,0 · 10–18 (табл. 8 приложения). Для слабого электролита H2S, диссоциирующего в две ступени, находят суммарную константу диссоциации 
= 5,7 · 10–8 · 1,2 · 10–15 = 6,84 · 10–23. Так как ПРFeS > 
, равновесие смешено в сторону более слабого электролита H2S, т.е. вправо. Следовательно, сульфид железа растворяется в соляной кислоте за счёт связывания водород - ионами сульфид - ионов и образования менее диссоциированного соединения H2S.
б) Произведение растворимости РbСl2 ( 
= 2,4 · 10 –4) больше произведения растворимости РbSО4 (ПР 
= 2,2 · 10 –8), что обусловливает растворение осадка хлорида свинца и смещение химического равновесия вправо.
в) В данной реакции смещение химического равновесия происходит в сторону более слабого электролита – Н2О, так как ее константа диссоциации ( 
= 1,8 ·10–16) меньше ионов гидроксо меди – (СuOH)+ ( СuOH+ = 3,4 · 10–7).
КОНТРОЛЬНЫЕ ЗАДАНИЯ
141. Составьте молекулярные, ионно-молекулярные и сокращенные ионно-молекулярные уравнения реакций, протекающих между веществами: a) FeS и НСl; б) ВаСl2 и H2SO4; в) NаНSО3 и NaOH. В обратимых реакциях укажите и объясните направление смещения химического равновесия.
142. Укажите, между какими веществами возможно взаимодействие:
а) Fе(NO3)2 и НСl;
б) СuСl2 и K2S;
в) K2SO4 и NaCl.
Подтвердите ответ молекулярными и ионно-молекулярными уравнениями.
143. К каждому из веществ: а) Ва(NО3)2; б) FeCl2; в) Na2SO4 прибавили избыток раствора гидроксида натрия. В каком случае и почему произошла реакция? Составьте молекулярное и ионно-молекулярное уравнения протекающей реакции.
144. Определите, какой из сульфидов: а) HgS; б) SnS; в) MnS растворяется в соляной кислоте. Составьте молекулярное и ионно-молекулярное уравнения протекающей реакции.
145. Подберите три варианта молекулярных уравнений реакций, выражающихся одним приведённым ионно-молекулярным уравнением:
Ba2+ + (SO4) 2– = BaSO4¯.
Дайте обоснование выбранным процессам.
146. К каждому из веществ КСl, Na3PО4 и Mg(NO3)2 прибавили раствор сульфата алюминия. В каком случае и почему произойдёт реакция? Составьте для неё молекулярное и сокращённое ионно-молекулярное уравнения.
147. К каждому из веществ K2SO4, CdOHCl и Zn(NO3)2 прибавили соляной кислоты НСl. В каком случае произойдёт реакция? Укажите соединение, образование которого вызывает смешение химического равновесия в сторону прямой реакции. Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций.
148. К каждому из веществ: а) CuSO4, б) Сu(NO3)2, в) AlOHCl2 прибавили соляной кислоты. Определите, какая реакция протекает, составьте её молекулярное и ионно-молекулярное уравнения. Укажите направление смешения химического равновесия в выбранной реакции.
149. Укажите, какую пару веществ: а) СаSО3 и AlPO4; б) СаСО3 и К3РO4;
в) Са(NО3)2 и Nа3РО4 необходимо взять для осуществления реакции в соответствии со следующим сокращённым ионно-молекулярным уравнением:
3Ca2+ + 2(PO4)3– = Ca3(PO4)2¯.
150. Определите, какая соль: a) FeS; б) Ag2S; в) CdS растворяется в соляной кислоте. Составьте молекулярное и сокращённое ионно-молекулярное уравнения протекающей реакции.
151.Укажите, какая из нижеприведённых реакций является обратимой:
а) Na2SiO3 + HCl →;
б) KI + Pb(NO3)2 →;
в) NaOH + HCN →.
Определите, в какую сторону смещено равновесие реакции. Ответ мотивируйте.
152. Укажите, в каком случае возможно взаимодействие между веществами:
а) Сu(NO3)2 и Na2SO4;
б) ВаСl2 и K2SО4;
в) KNO3 и NaCl.
Составьте молекулярное и ионно-молекулярное уравнения реакции.
153. Мотивированно укажите, какая из нижеприведённых реакций является необратимой. Составьте для неё полное я сокращенное ионно-молекулярные уравнения.
a) 2NH4OH + H2SO4 = (NH4)2SO4 + 2H2O;
б) (CuOH)2SO4 + H2SO4 = 2CuSO4 + H2O;
в) 2KОН + H2SО4 = K2SO4 + 2H2O.
154. Объясните, какой из гидроксидов: а) KОН; б) NН4ОН; в) Сr(ОН)3 необходимо взять для осуществления реакции в соответствии со следующим сокращённым ионно - молекулярным уравнением:
Fe3+ + 3(OH)– = Fе(OH)3.
Составьте молекулярное и полное ионно-молекулярное уравнение взаимодействия хлорида железа (III) c выбранным гидрооксидом.
155. Определите, между какими веществами возможно взаимодействие:
a) NaOH и KСl; б) Сu(NO3)2 и Na2S; в) MgCl и K2SO4. Закончите молекулярное уравнение протекающей реакции. Составьте сокращённое ионно-молекулярное уравнение для неё.
156. Напишите для реакции (CuOH)2SO4 + H2SO4 « 2CuSO4 + 2H2О сокращённое ионно-молекулярное уравнение данной реакции. Определите, в какую сторону смещено равновесие данной реакции. Ответ мотивируйте.
157. Какие из приведённых ниже исходных веществ: а) Nа2СО3 и H2SO4;
б) МgCО3 и HNO3; в) K(НСО3) и НСl реагируют в соответствии со следующим сокращённым ионно-молекулярным уравнением:
(CO3)2– + 2H+ = CO2 + H2O.
Напишите молекулярное уравнение данной реакции.
158. Напишите сокращённое ионно-молекулярное уравнение реакции:
2(CrOH)SO4 + H2SO4 « Сr2(SО4)3 + 2Н2О.
Определите и объясните, в какую сторону смещено равновесие реакции.
159. Укажите, какая из приведённых реакций и почему, протекает обратимо:
a) (FeOH)Cl2 + НСl = FеСl3 + Н2О;
б) K2СО3 + 2НСl = 2KСl + СО2 + Н2О;
в) AgNO3 + НСl = AgCl + HNO3.
Составьте сокращённое ионно-молекулярное уравнение обратимой реакции.
160. Какую из кислот HCN, СН3СООН, НNО3 и почему нужно взять для реакции, которая выражается следующим ионно-молекулярным уравнением:
МgСO3 + 2Н+ = Mg2+ + CO2 + H2O?
Напишите молекулярное уравнение реакции.
ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ
При усвоении данного раздела прежде всего необходимо вспомнить получение солей; такие понятия как сила электролитов, характеризующаяся константой диссоциации Kд, а также количественные показатели гидролиза – константу гидролиза KГ и степень гидролиза h [1…5, 10].
Обратите внимание на то, что соль – продукт взаимодействия кислоты с основанием (реакция нейтрализации). В результате, в зависимости от силы электролита[1] (кислоты и основания), получается четыре типа солей (таблица 3).
[1] Сила электролита, т. е. способность его диссоциировать на ионы, определяется константой диссоциации 
. Для слабых электролитов < 1, для сильных – > 1. Значения для электролитов приведены в табл. 6 приложния.
Таблица 3
Гидролиз солей
| Тип соли | Образующие соль | Гидролиз | Реакция раствора | Оценка гидролиза | ||
| основание | кислота | По константе гидролиза, Кг | По степени гидролиза, h | |||
| I | сильное | сильная | Не проис-ходит | Нейтр., рН=7 | – | – |
| КСl, KNO3, Na2SO4, KI, NaCl,… | ||||||
| II | слабое | сильная | Происхо-дит по катиону | Кислая рН<7 |  |  |
| NH4Cl, CuSO4, ZnCl2, Al2(SO4)3, NiSO4,… | ||||||
| III | cильное | cлабая | Происхо-дит по аниону | Щелочная, рН>7 |  |  |
| K2SO4, CH3COONa, Na2SiO3, Na3PO4,… | ||||||
| IV | cлабое | cлабая | Происхо-дит по катиону и аниону | Близкая к нейтраль-ной рН»7 |  |  |
| CH3COONH4, Al2S3, (NH4)2S, Pb(CH3COO)2 |
KГ – константа гидролиза; h – степень гидролиза; 
– ионное произведение воды; , осн– константа диссоциации слабого электролита (основания); , кисл– константа диссоциации слабого электролита (кислоты); C – молярная концентрация.
Пример1. Гидролиз соли I типа
Докажите, что NaCl (1тип, таблица) гидролизу не подвергается.
Решение. Из четырех типов солей только три типа подвергаются гидролизу – II, III, IV. Причиной гидролиза соли является наличие в её молекуле иона слабого электролита (основания – II тип; кислоты – III тип; кислоты и основания – IV тип солей). Результат гидролиза – образование слабого электролита, малодиссоциирующего в растворе.
Соль NaCl образована сильной кислотой HCl, Kд, НCl = 107 > 1 и сильным основанием NaOH, ,NaOH = 5,9 >1 (табл. 6 приложения).
Следовательно, соль NaCl относится к I типу (таблица 3) и не гидролизуется. В водном растворе соль диссоциирует по уравнению NaCl « Na+ + Cl–, а вода – Н2О « Н+ + (ОН)–.
При растворении NaCl в воде ионы Na+ и Cl– c ионами H+ и OH– не образуют молекулы NaOH и HCl, так как эти соединения являются сильными электролитами и существуют в растворе только в виде ионов. Поэтому в растворе соли NaCl гидролиза нет.
Пример 2. Гидролиз соли II типа.
По какому иону (катиону или аниону) гидролизуется соль Zn(NO3)2? Напишите молекулярное и ионно-молекулярное уравнения гидролиза соли. Докажите, что при обычных условиях гидролиз протекает только по первой ступени.
Решение. Соль Zn(NO3)2 образована слабым основанием Zn(OH)2, 
= 4,4 · 10–5 < 1; 
= 1,5·10 –9 < 1 и сильной кислотой HNO3, 
= 3,7 > 1 (табл. 6 приложения). Следовательно, соль Zn(NO3)2 относится ко II типу и гидролизуется по катиону Zn2+ (таблица). В водном растворе Zn(NO3)2 диссоциирует по уравнению:
Zn(NO3)2 « Zn2+ + 2(NO3)–.
Катион Zn2+, по которому гидролизуется соль, двухзарядный. Поэтому гидролиз протекает по двум ступеням.
Первая ступень (молекулярное и ионно-молекулярное уравнения):
Zn(NO3)2 + H2O « ZnOHNO3 + HNO3;
Zn2+ + H2O « ZnOH+ + H+; рН < 7.
Гидролиз – процесс обратимый и зависит от концентрации соли в растворе и от температуры. Одной из количественных характеристик обратимого процесса гидролиза соли является константа гидролиза – KГ, чем больше KГ, тем сильнее гидролизуется соль.
.
Вторая ступень (молекулярное и ионно-молекулярное уравнения):
ZnOHNO3 + H2O « Zn(OH)2 + HNO3;
ZnOH+ + H2O « Zn(OH)2 + H+; рН < 7,
.
Гидролиз по первой ступени протекает в большей степени, чем по второй, так как 
> 
. Кроме того, накопление большего числа ионов H+ при обычных условиях, смещает равновесие в сторону образования ZnOH+ – иона, что практически подавляет гидролиз по второй ступени.
Процесс гидролиза обратимый, поэтому, изменяя условия, при которых система находится в равновесии, возможно усилить или ослабить реакцию гидролиза соли (по принципу Ле-Шателье).
Усилить гидролиз можно разбавлением раствора или связыванием образующихся ионов OH– или H+. Поскольку реакция диссоциации воды – эндотермический процесс, т.е. протекает с поглощением тепла (DН < 0, Qр > 0):
Н2О « Н+ + (ОН)– – 13 кДж,
то усилить гидролиз соли можно повышением температуры.
Пример 3. Гидролиз соли III типа.
Вычислите константу и степень гидролиза при t = 25 °C для 0,1 М и 0,001 М растворов Na2SO3. Пo какому иону (катиону или аниону) гидролизуется соль? Напишите молекулярное и ионно-молекулярное уравнения гидролиза. При каких условиях гидролиз этой соли протекает в большей степени?
Решение. Соль Na2SO3 образована сильным основанием NaOH, 
= 5,9 > 1 и слабой кислотой H2SO3, 
= 1,7 · 10–2 < 1; 
= 6,2 · 10–8 < 1 (табл. 6 приложения). Поэтому соль Na2SO3 относится к III типу и при t = 25 °C гидролизуется по иону (SO3)2–. В водном растворе соль Na2SO3 диссоциирует по уравнению:
Na2SO3 « 2Na+ + (SO3)2–.
Анион (SO3)2–, по которому гидролизуется соль, двухзарядный. Поэтому гидролиз протекает по двум ступеням.
Первая ступень (молекулярное и ионно-молекулярное уравнения):
Na2SO3 + H2O « NaHSO3 + NaOH;
(SO3)2– + H2O « (HSO3)– + OH–, рН > 7,
.
Другой количественной характеристикой гидролиза соли является степень гидролиза h. Степень гидролиза – это отношение числа гидролизованных молекул к общему числу растворённых молекул. Степень гидролиза h связана с константой гидролиза KГ и концентрацией раствора соотношением KГ = h2 · C. То есть, степень гидролиза возрастает с уменьшением концентрации соли.
Степень гидролиза для раствора с концентрацией соли С1 = 0,1 М:
,
а для С2 = 0,001 М степень гидролиза по первой ступени будет:
.
Вторая ступень (молекулярное и ионно-молекулярное уравнения):
Na2HSO3 + H2O « H2SO3 + NaOH;
(HSO3)– + H2O « H2SO3 + OH–, рН > 7,
.
Степень гидролиза по второй ступени для растворас С1 = 0,1 М будет:
,
а для С2 = 0,001 М:
.
При сравнении констант гидролиза ( > ) каждой ступени и степеней гидролиза различной концентрации солей (h1,1 < h2,1) видно, что гидролиз по первой ступени протекает в большей степени, чем по второй. Накопление большого количества ионов ОН– при t = 25 °С смещает равновесие в сторону образования ионов HSO3–, что практически подавляет гидролиз по второй ступени. Усилить гидролиз в данном случае можно разбавлением раствора (h1,1 < h2,1 и h2,1 < h2,2). Кроме того, усиление гидролиза произойдет при повышении температуры или связывании ионов ОН–. Гидроксил – ионы ОН– можно связать добавлением в раствор кислоты:
(HSO3)– + H+ « H2SO3;
H2SO3 + OH– + H+ « H2SO3 + H2O; (ионно-молекулярное уравнение)
Н2О « Н+ + ОН– (ионно-молекулярное уравнение).
Смещение равновесия гидролиза Na2SO3 вправо при добавлении к раствору соли кислоты (например, HCl) соответствует реакции нейтрализации:
H2O
Na2SO3 + 2HCl ® 2NaCl + H2SO3 ®
SO2
H2O
или (SO3)2– + 2H+ ® H2SO3 
.
SO2
В этой реакции роль основания играют ионы (SO3)2– и (HSO3)–.
Пример 4. Гидролиз соли IV типа.
Каким образом гидролизуется соль CH3COONH4? Напишите молекулярное и ионно-молекулярное уравнения гидролиза соли. Определите рН этого раствора.
Решение. Соль CH3COONH4 образована слабым основанием (гидроксидом) NH4OH, 
= 1,79 · 10–5 < 1 и слабой кислотой CH3COOH,
= 1,85 · 10–5 < 1 (табл. 6 приложения). Поэтому соль CH3COONH4 относится к IV типу и даже при обычных условиях гидролизуется до конца, как по катиону, так и аниону.
В водном растворе соль CH3COONH4 диссоциирует по уравнению CH3COONH4 « NH4+ + CH3COO–. Рассмотрим отдельно гидролиз катиона и гидролиз аниона:
(NH4)+ + H2O « NH4OH + H+, рН < 7;
(CH3COO)– + H2O « CH3COOH + (OH)–, рН > 7.
Т.е. при гидролизе катиона NH4+ образуется ион H+, а при гидролизе аниона (CH3COO)– – ион (OH)–. Ионы Н+ и (ОН)– при значительных концентрациях не могут сосуществовать. Они соединяются, образуя слабый электролит – воду (H2O), 
, что значительно меньше и (табл. 6 приложения).
Образование молекул воды – более слабого электролита, чем NH4OH и СН3СООН, смещает равновесие вправо, что увеличивает гидролиз соли. Таким образом, гидролиз по катиону и гидролиз по аниону усиливают друг друга.
Молекулярное уравнение гидролиза:
CH3COONH4 + H2O « CH3COOH + NH4OH.
Ионно-молекулярное уравнение гидролиза:
(CH3COO)– + (NH4)+ « NH4OH + CH3COOH.
Реакция раствора таких солей зависит от соотношения констант диссоциации кислоты и основания, образующих соль. В данном случае
= 1,79 · 10–5 » = 1,85 · 10–5,
поэтому раствор имеет нейтральную реакцию, рН » 7.
Пример 5. Напишите продукты, получаемые при взаимодействии растворов хлорида железа (III) FeCl3 c карбонатом натрия Na2CO3.
Решение. Если кислота и основание, образующие соль, не только слабые электролиты, но и малорастворимые вводе или неустойчивые к разложению с образованием летучих продуктов, то гидролиз соли протекает необратимо, т.е. сопровождается полным разложением её.
При взаимодействии водных растворов солей хлорида железа (III) FеС1з с карбонатом натрия Nа2СО3 образуется осадок Fе(OН)3 и выделяется СО2 – газ.
2FeCl3 + 3Na2CO3 + 3H2O ® Fe(OH)3¯ + 3CO2 + 6NaCl;
2Fe3+ + 3(CO3)2– + 3H2O ® Fe(OH)3¯ + 3CO2.
Происходящий процесс объясняется следующим образом. Соль FеС13, гидролизуясь по катиону, образует слабый малорастворимый электролит Fе(ОН)3. А соль Na2СО3, гидролизуясь по аниону, образует слабую кислоту Н2СО3, которая в свою очередь разлагается на воду (Н2О) и летучий продукт СО2 – газ. Процессы гидролиза по катиону и гидролиза по аниону усиливают друг друга, а образование малорастворимого соединения Fе(ОН)3 и СО2 – газа способствует необратимому процессу полного гидролиза солей.
КОНТРОЛЬНЫЕ ЗАДАНИЯ
При решении задач в необходимых случаях следует пользоваться табл. 6 приложения.
161. Какая из предложенных солей ZnSO4, NaNO3, K3PO4 гидролизуется по катиону? Напишите молекулярное и ионно-молекулярное уравнения всех возможных ступеней гидролиза этой соли. По какой ступени, при обычных условиях, гидролиз этой соли больше? Ответ обоснуйте.
162. Какая из предложенных солей Na2SiO3 или А12(SO4)3 гидролизуется по аниону? Напишите молекулярное и ионно-молекулярное уравнения гидролиза этой соли. Докажите, что при обычных условиях протекает только первая ступень гидролиза. Определите рН полученного раствора.
163. При смешивании растворов АlCl3 и К2СО3 каждая из взятых солей гидролизуется необратимо до конца. Выразите этот совместный гидролиз молекулярным и ионно-молекулярным уравнениями. Объясните происходящий процесс.
164. Вычислите константу и степень гидролиза при t = 25 °С для 0,1 М и 0,001 М растворов СdС12. Напишите молекулярное и ионно-молекулярное уравнения гидролиза. Используя значения и h первой ступени гидролиза, определите, как влияет разбавление на процесс гидролиза.
165. Какая из солей СНзСООNa, SnS или MgSO4 гидролизуется как по катиону, так и по аниону? Напишите молекулярное и ионно-молекулярное уравнения гидролиза этой соли. Каков рН раствора?
166. Вычислите степень гидролиза Аl2(SO4)3 по первой ступени 0,1 М раствора. Во сколько раз увеличится степень гидролиза соли при разбавлении раствора в 100 раз? Определите рН раствора гидролизуемой соли.
167. Какие из солей NaCl, SnSO4, Na2S подвергается гидролизу? Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения гидролиза этих солей. Используя значения по первой ступени, определите, какая из солей больше всего подвергается гидролизу.
168. Какие из солей NaNO3, А1С13, Na3PO4 подвергается гидролизу? Составьте молекулярное и ионно-молекулярное уравнения гидролиза этих солей. Вычислите по первой ступени этих солей. Определите, используя , какая из солей гидролизуется сильнее? Каков рН растворов этих солей?
169. Какая из предложенных солей СuSO4, Na2S гидролизуется по аниону. Напишите молекулярное и ионно-молекулярное уравнения всех возможных ступеней гидролиза этой соли. Докажите, что при обычных условиях протекает только первая ступень гидролиза. Каков рН раствора этой соли?
170. Напишите продукты, получаемые при взаимодействии растворов ZnCl2 с Na2S. Докажите, что каждая из взятых солей гидролизуется необратимо до конца. Выразите этот совместный гидролиз молекулярным и ионно-молекулярным уравнениями. Объясните происходящий процесс.
171. Определите, какие из предложенных солей (NH4)3PO4, NaCN, NaNO3 подвергаются гидролизу? Вычислите константы гидролиза 
этих солей. Какая из них сильнее подвергается гидролизу? Напишите молекулярное и ионно-молекулярное уравнения гидролиза. Каков рН их растворов?
172. Какие из предложенных солей (NH4)3PO4, K2CO3, СгСl3 гидролизуются только по катиону. Напишите молекулярное и ионно-молекулярное уравнения всех возможных ступеней гидролиза этой соли. По величинам определите по какой ступени соль гидролизуется больше. Каков рН растворов этой соли?
173. По какому иону (катиону или аниону) гидролизуются соли Na2SiO3 и Fе2(SO4)3. Напишите молекулярные и ионно-молекулярные уравнения гидролиза этих солей. Докажите, что при обычных условиях протекает только первая ступень гидролиза. Определите рН полученных растворов.
174. При смешивании растворов Na2CO3 и CuCl2 каждая из взятых солей гидролизуется необратимо до конца. Выразите этот совместный гидролиз молекулярным и ионно-молекулярным уравнениями. Объясните происходящий процесс.
175. Вычислите константу и степень гидролиза при t = 25 °С для 0,1 М и 0,001 М растворов ZnCl2 и NaNO2. Напишите молекулярное и ионно-молекулярное уравнения гидролиза. Используя и h первой ступени, определите, при каких условиях растворения и какая соль гидролизуется больше.
176. Какая из солей (NH4)2S и CuCl2 гидролизуется как по катиону, так и по аниону? Напишите молекулярное и ионно-молекулярное уравнения гидролиза этой соли. Каков рН её раствора?
177. Вычислите степень гидролиза Fe2(SO4)3 по первой ступени 0,1 М раствора. Во сколько раз увеличится степень гидролиза соли при разбавлении раствора в 10 раз? Определите рН раствора гидролизованной соли.
178. Какая из предложенных солей ZnSO4, Cr(NO3)3, Na2S гидролизуется по аниону? Напишите молекулярное и ионно-молекулярное уравнения всех возможных ступеней гидролиза этой соли. Докажите, чтo при обычных условиях протекает только первая ступень гидролиза. Каков рН раствора?
179. Вычислите степень гидролиза следующих солей NaCN и NaNO3 при концентрации каждой 0,1 М и 0,001 М. Как изменится гидролиз солей при разбавлении растворов в 100 раз?
180. При смешивании растворов Na2SiO3 и CrCl3 каждая из взятых солей гидролизуется необратимо до конца. Выразите этот совместный гидролиз молекулярным и ионно-молекулярным уравнениями. Объясните происходящий процесс.