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 K_д (K_д > 1 – сильные, K_д < 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 (K_д = 1,0 · 10⁷ (табл. 6) – сильный электролит, Н₂О (K_д = 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⁺ + S^2– + 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⁺ + S^2– = 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⁺ + S^2– + 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) S^2– + 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 K_д (табл. 6 приложения), нaходим, что Н₂О (K_д = 1,8 · 10 ^–16), СН₃СООН (K_д = 1,85 · 10 ^–5), NH₄OH (K_д = 1,79 · 10 ^–5) – слабые электролиты, остальные соединения – сильные электролиты (K_д > 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 ПР_FeS = 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 ПР_FeS > , 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 K_д, а также количественные показатели гидролиза – константу гидролиза K_Г 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

 

K_Г – 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, K_{д, 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 – K_Г, чем больше K_Г, 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, Q_р > 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 K_Г и концентрацией раствора соотношением K_Г = 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 (h_1,1 < h_2,1) 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 (h_1,1 < h_2,1 и h_2,1 < h_2,2). 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.