Факторы, влияющие на гидролиз

Пример 1. Написать уравнения ступенчатой диссоциации следующих кислот: H₂CO₃, H₂SeO₄, H₃PO₄.

Решение:

При написании уравнений диссоциации следует учитывать силу электролита (табл.7.1.). Согласно теории электролитической диссоциации (см. 7.4.), для селеновой кислоты, являющейся сильным электролитом, уравнение диссоциации:

H₂SeO₄ ↔ 2H⁺ + SeO₄^2-.

Для двух других кислот угольной (слабый электролит) и ортофосфорной (электролит средней силы) уравнения диссоциации будут соответственно:

I ступень H₂CO₃ ↔ H⁺ +НCO₃^-

II ступень HCO₃^- ↔ H⁺ + CO₃^2-.

I ступень H₃PO₄ ↔ H⁺ + H₂PO₄^-

II ступень H₂PO₄^- ↔ H⁺ + HPO₄^2-

III ступень HPO₄^2- ↔ H⁺ + PO₄^3-.

Пример 2. Как диссоциируют на ионы соли: NaNO₂, Zn(NO₂)₂, Cr(NO₂)₃?

Решение:

Все соли – сильные электролиты, поэтому они диссоциируют нацело, поэтому:

NaNO₂ ↔ Na⁺ + NO₂^-

Zn(NO₂)₂ ↔ Zn²⁺ + 2NO₂^-

Cr(NO₂)₃ ↔ Cr³⁺ + 3NO₂^-.

Пример 3. С оставить уравнения реакций, протекающих в водных растворах, в молекулярной, ионной и сокращенной ионной формах: а) между хлоридом железа (III) и гидроксидом бария; карбонатом натрия и нитратом кальция.

Решение:

При составлении уравнений реакций ионного обмена следует учитывать растворимость солей кислот и оснований в воде (см. Приложение, табл. 4):

а) 2FeCl₃ + 3Ba(OH)₂ → 2Fe(OH)₃↓ + 3BaCl₂

2Fe³⁺ + 6Cl^- + 3Ba²⁺ + 6OH^- → 2Fe(OH)₃↓ + 3Ba²⁺ + 6Cl^-

Fe³⁺ + 3OH^- → 2Fe(OH)₃↓.

б) Na₂CO₃ + Ca(NO₃)₂ → CaCO₃↓ + 2NaNO₃

2Na⁺ + CO₃^2- + Ca²⁺ + 2NO₃^- → CaCO₃↓ + 2Na⁺ + 2NO₃^-

CO₃^2- + Ca²⁺ → CaCO₃↓.

Пример 4. Растворы каких веществ следует использовать для осуществления реакции, которой соответствует сокращенное ионное уравнение:

Cu²⁺ + H₂S → CuS↓ + 2H⁺

Решение:

Для осуществления данной реакции нужна растворимая соль меди, например, сульфат меди:

CuSO₄ + H₂S → CuS↓ + H₂SO₄

Cu²⁺ + SO₄^2- + H₂S → CuS↓ + 2H⁺ + SO₄^2-.

Пример 5. Составить ионные уравнения гидролиза солей: а)сульфида калия, б)сульфата цинка, в) сульфита аммония, г) ацетата аммония.

Решение:

а) Сульфид калия K₂S – соль, образованная сильным основанием КОН и слабой двухосновной кислотой H₂S, поэтому, согласно (7.7.1.), гидролиз идет по аниону, имеет обратимый характер. Ему соответствует уравнение:

K₂S + Н₂О ↔ KНS + КОН

2K⁺ + S^2- + НОН ↔ K⁺ + НS^- + К⁺ + ОН^-

S^2- + НОН ↔ НS^- + ОН^-

реакция среды щелочная, рН>7.

б) Сульфат цинка ZnSO₄ – соль, образованная слабым двукислотным основанием Zn(OH)₂ и сильной двухосновной кислотой H₂SO₄. Такая соль гидролизуется по катиону (7.7.2.), реакция обратимая, ей соответствует уравнение:

2ZnSO₄ + 2Н₂О ↔ (ZnОН)₂SO₄ + H₂SO₄

2Zn²⁺ + 2SO₄^2- + 2НОН ↔ 2ZnОН⁺ + SO₄^2- + 2H⁺ + SO₄^2-

Zn²⁺ + НОН ↔ ZnОН⁺ + H⁺

реакция среды кислая, рН<7.

в) Сульфит аммония (NH₄)₂SO₃ – соль, образованная слабыми электролитами: однокислотным основанием NH₄ОН и двухосновной кислотой H₂SO₃. Согласно (7.7.3.), с водой взаимодействует и аниону и катион, гидролиз практически необратим, реакция среды слабокислая, т.к. К_дисс(NH₄ОН) = 2·10^-5 > К_дисс(HSO₃^-)=6,31·10^-8 (см. Приложение, табл. 5). Уравнение гидролиза:

(NH₄)₂SO₃ + Н₂О ↔ NH₄НSO₃ + NH₄ОН

2NH₄⁺ + SO₃^2- + НОН ↔ NH₄⁺ + НSO₃^- + NH₄ОН

NH₄⁺ + SO₃^2- + НОН ↔ НSO₃^- + NH₄ОН

реакция среды нейтральная, рН=7.

г) Ацетат аммония СН₃СООNH₄ - соль, образованная слабыми электролитами: однокислотным основанием NH₄ОН и одноосновной кислотой СН₃СООН. Значения констант диссоциации этих электролитов близки, поэтому гидролиз необратим:

СН₃СООNH₄ + Н₂О → СН₃СООН + NH₄ОН

СН₃СОО^- + NH₄⁺ + НОН → СН₃СООН + NH₄ОН

реакция среды нейтральная, рН≈7.