Рассмотрим примеры написания некоторых реакций гидролиза солей.

Соли образованные сильным основанием и слабой кислотой, т.е. соли типа KCN, CH3COONa, Na2CO3, K2CO3, Na2S, CaS, Na2SO3 и т.п.

KCN + HOH Рассмотрим примеры написания некоторых реакций гидролиза солей. - student2.ru HCN + KOH

CN-– + HOH Рассмотрим примеры написания некоторых реакций гидролиза солей. - student2.ru HCN + OH

Раствор приобретает щелочную реакцию, т.е. pH > 7.

Соли, содержащие многозарядные ионы, гидролизуются по стадиям:

На первой стадии образуется кислая соль:

Na2CO3 + HOH Рассмотрим примеры написания некоторых реакций гидролиза солей. - student2.ru NaHCO3 + NaOH;

CO32- + HOH Рассмотрим примеры написания некоторых реакций гидролиза солей. - student2.ru HCO3-+OH-

На второй стадииобразуются молекулы кислоты:

NaHCO3 + НOH Рассмотрим примеры написания некоторых реакций гидролиза солей. - student2.ru H2CO3 + NaOH;

HCO3- + HOH Рассмотрим примеры написания некоторых реакций гидролиза солей. - student2.ru Н2CO3 + OH-

Считают, что при стандартных условиях и умеренном разбавлении раствора гидролиз солей протекает по первой стадии.

Соли образованные слабым основанием и сильной кислотой.Сюда относятся NH4Cl, NH4NO3, ZnCl2, CuSO4, Mn(NO3)2, AlCl3 и др. В этом случае в процессе гидролиза главную роль играет катион соли. Анион же последней не связывает водородных ионов воды и практически в реакции гидролиза не участвует

NH4Cl + HOH Рассмотрим примеры написания некоторых реакций гидролиза солей. - student2.ru NH4OH + HCl;

NH4++ HOH Рассмотрим примеры написания некоторых реакций гидролиза солей. - student2.ru NH4OH + H+;

раствор приобретает кислую реакцию, т.е. pH < 7.

Как и в предыдущем случае, соли многозарядных ионов гидролизуются по стадиям.

На первой стадии образуются основная соль:

Mn(NO3)2 + HOH Рассмотрим примеры написания некоторых реакций гидролиза солей. - student2.ru MnOHNO3 + HNO3;

Mn2+ + HOH Рассмотрим примеры написания некоторых реакций гидролиза солей. - student2.ru MnOH+ + H+ и далее.

На второй стадии образуются молекулы основания:

MnOHNO3 + HOH Рассмотрим примеры написания некоторых реакций гидролиза солей. - student2.ru Mn(OH)2 + HNO3;

MnOH+ + HOH Рассмотрим примеры написания некоторых реакций гидролиза солей. - student2.ru Mn(OH)2 + H+.

Как правило, вторая стадия гидролиза незначительна.

Соли образованные слабым основанием и слабой кислотой. Сюда можно отнести такие соли, как NH4CN, CH3COONH4. В этом случае в гидролизе участвуют и катионы, и анионы; они связывают и водородные, и гидроксид-ионы воды, образуя слабые электролиты (слабые кислоты и слабые основания). Соли этого типа полностью разлагаются водой:

NH4CN + HOH Рассмотрим примеры написания некоторых реакций гидролиза солей. - student2.ru NH4OH + HCN;

NH4+ + CN + HOH Рассмотрим примеры написания некоторых реакций гидролиза солей. - student2.ru NH4OH + HCN.

Соли многозарядных ионов гидролизуются ступенчато:

Необратимому гидролизу с образованием нерастворимых в воде гидроксидов (или гидроксосолей) и выделением газа подвергаются сульфиды и карбонаты некоторых металлов (Cr3+, Al3+, Fe3+, Co2+, Cd2+, Zn2+, Mn2+, Ni2+ и др.).

Например:

Al2S3 + 6H2O = 2Al(OH)3↓ + 3H2S­;

2CdCO3 + H2O = (CdOH)2CO3↓ + CO2­;

Cr2(CO3)3 + 3H2O = 2Cr(OH)3↓ + 3CO2­.

Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием, гидролизу не подвергаются: NaCl, KJ, Na2SO4, Ba(NO3)2 и т. д.

Окислительно-восстановительные (о/в) реакции

При решении задач этого раздела необходимо помнить, что:

– Только окислительные свойства проявляют вещества, в которых элемент находится в высшей степени окисления.

– Только восстановительные свойства проявляют вещества, в которых элемент находится в низшей степени окисления.

– Двойственные свойства проявляют вещества, в которых элемент находится в промежуточной степени окисления.

– Для правильного подбора коэффициентов в о/в реакции необходимо составлять баланс, в котором сумма отданных электронов должна быть равна сумме принятых электронов.

– Для реакций, протекающих в водном растворе, необходимо составлять электронно-ионный баланс.

– При составлении электронно-ионного баланса в виде ионов записывают молекулы сильных электролитов (большинство растворимых в воде неорганических солей, сильных кислот и оснований, комплексные соли-электролиты); в виде молекул записывают молекулы слабых электролитов (нерастворимые в воде соли, слабые кислоты и основания), неэлектролиты (молекулы большинства органических соединений, оксиды, комплексные соли-неэлектролиты, газы).

Чтобы составить уравнение окислительно-восстановительной реакции, необходимо знать, от каких и к каким из участвующих в реакции атомов, молекул или ионов переходят электроны, т.е. определить окислитель и восстановитель

Пример. Расставить коэффициенты в уравнении реакции:
KMnO4 + H2S + H2SO4 → MnSO4 + S + K2SO4 + H2O.

• Пишем схему реакции и проставляем степени окисления элементов.

• Видно, что степень окисления изменилась у марганца и серы: марганец был +7, стал +2, сера была –2, стала 0.

• Отражаем эти изменения степени окисления в электронных уравнениях и определяем элемент-окислитель и элемент-восстановитель:

Рассмотрим примеры написания некоторых реакций гидролиза солей. - student2.ru
Рассмотрим примеры написания некоторых реакций гидролиза солей. - student2.ru
K2S – восстановитель, KMnO4 – окислитель.

Слева от электронных уравнений проводим вертикальную черту и проставляем коэффициенты, соответствующие числу электронов, отданных восстановителем и принятых окислителем. Множители перед вертикальной чертой «5» и «2» и есть основные коэффициенты перед окислителем и восстановителем.

• Переносим найденные основные коэффициенты при восстановителе и окислителе в заданную схему реакции:

Рассмотрим примеры написания некоторых реакций гидролиза солей. - student2.ru

• Находим коэффициенты при других реагирующих веществах в следующем порядке: металлы, кислотные остатки (или неметаллы), водород, кислород.

• Правильность подбора коэффициентов проверяем равенством атомов кислорода в обеих частях уравнения:

2KMnO4 + 5H2S + 3H2SO4 = 2MnSO4 + 5S + K2SO4 + 8H2O.

Наши рекомендации