ОПРЕДЕЛЕНИЕ

Сульфид калия – средняя соль, образованная сильным основанием – гидроксидом калия (KOH) и слабой кислотой — сероводородной (H 2 S). Формула — K 2 S.

Молярная масса – 110г/моль. Представляет собой бесцветные кристаллы кубической формы.

Гидролиз сульфида калия

Гидролизуется по аниону. Характер среды – щелочной. Уравнение гидролиза выглядит следующим образом:

Первая ступень:

K 2 S ↔ 2K + + S 2- (диссоциация соли);

S 2- + HOH ↔ HS — + OH — (гидролиз по аниону);

2K + + S 2- + HOH ↔ HS — + 2K + + OH — (уравнение в ионной форме);

K 2 S +H 2 O ↔ KHS + KOH (уравнение в молекулярной форме).

Вторая ступень:

KHS ↔ K + +HS — (диссоциация соли);

HS — + HOH ↔H 2 S + OH — (гидролиз по аниону);

K + + 2HS — + HOH ↔ H 2 S + K + + OH — (уравнение в ионной форме);

KHS + H 2 O ↔ H 2 S + KOH (уравнение в молекулярной форме).

Примеры решения задач

ПРИМЕР 1

Задание Сульфид калия получают нагреванием смеси, состоящей из калия и серы, при температуре 100-200 o С. Какая масса продукта реакции образуется, если взаимодействуют 11 г калия и 16 г серы?
Решение Запишем уравнение реакции взаимодействия серы и калия:

Найдем количество молей исходных веществ используя данные, указанные в условии задачи. Молярная масса калия равна –39 г/моль, серы – 32 г/моль.

υ(K) = m(K)/ M(K) = 11/39 = 0,28 моль;

υ(S) = m(S)/ M(S) = 16/32 = 0,5 моль.

Калий в недостатке (υ(K)< υ(S)). Согласно уравнению

υ(K 2 S) = 2× υ(K) =2×0,28 = 0,56 моль.

Найдем массу сульфида калия (молярная масса – 110 г/моль):

m(K 2 S)= υ(K 2 S)×M(K 2 S)= 0,56×110 = 61,6 г.

Ответ Масса сульфида калия равна 61,6 г.

Задание 201.
Составьте ионно-молекулярное и молекулярное уравнения гидролиза, происходящего при смешивании растворов К 2 S и СгС1 3 . Каждая из взятых солей гидролизуется необратимо до конца с образованием соответствующих основания и кислоты.
Решение:
K 2 S – соль сильного основания и слабой кислоты гидролизуется по аниону, а CrCl 3 – соль слабого основания и сильной кислоты гидролизуется по катиону:

K 2 S ⇔ 2K + + S 2- ; CrCl3 ⇔ Cr 3+ + 3Cl - ;
а) S 2- + H 2 O ⇔ HS - + OH - ;
б) Cr 3+ + H 2 O ⇔ CrOH 2+ + H + .

Если растворы этих солей находятся в одном сосуде, то идёт взаимное усиление гидролиза каждой из них, ибо ионы Н+ и ОН-, связываясь друг с другом, образуют молекулы слабого электролита Н 2 О (Н + + ОН - ⇔ Н 2 О). При образовании дополнительного количества воды гидролитическое равновесие обеих солей сдвигается вправо, и гидролиз каждой соли идёт до конца с образованием осадка и газа:

3S 2- + 2Cr 3+ + 6H 2 O ⇔ 2Cr(OH) 3 ↓ + 3H 2 S (ионно-молекулярная форма);
3K 2 S + 2CrCl 3 + 6Н 2 О ⇔ 2Cr(OH) 3 ↓ + 3H 2 S + 6KCl (молекулярная форма).

Задание 202.
К раствору FeCl 3 добавили следующие вещества: a) HCl; б) КОН; в) ZnCl 2 ; г) Na 2 СО 3 . В каких случаях гидролиз хлорида железа (III) усилится? Почему? Составьте ионно-молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей.
Решение:
а) Соль FeCl 3 гидролизуется по катиону, а HCl диссоциирует в водном растворе:

FeCl 3 ⇔ Fe 3+ + 3Cl - ;

HCl ⇔ H + + Cl -

Если растворы этих веществ находятся в одном сосуде, то идёт угнетение гидролиза соли FeCl 3 , ибо образуется избыток ионов водорода Н + и равновесие гидролиза сдвигается влево:
б) Соль FeCl 3 гидролизуется по катиону, а KOH диссоциирует в водном растворе с образованием ОН - :

FeCl 3 ⇔ Fe 3+ + 3Cl - ;
Fe 3+ + H 2 O ⇔ FeOH 2+ + H + ;
KOH ⇔ K + + OH -

Если растворы этих веществ находятся в одном сосуде, то идёт гидролиза соли FeCl3 и диссоциации КОН, ибо ионы Н+ и ОН-, связываясь друг с другом, образуют молекулы слабого электролита Н 2 О (Н + + ОН - ⇔ Н 2 О). При этом гидролитическое равновесие соли FeCl 3 и диссоциация КОН сдвигаются вправо и гидролиз соли и диссоциация основания идут до конца с образованием осадка Fe(OH) 3 . По сути, при смешивании FeCl3 и КОН протекает реакция обмена. Ионно-

Fe 3+ + 3OH - ⇔ Fe(OH) 3 ↓;

Молекулярное уравнение процесса:

FeCl 3 + 3KOH ⇔ Fr(OH) 3 ↓ + 3KCl.

в) Соль FeCl 3 и соль ZnCl 2 гидролизуется по катиону:

Fe 3+ + H 2 O ⇔ FeOH 2+ + H + ;
Zn 2+ + H 2 O ⇔ ZnOH + + H +

Если растворы этих солей находятся в одном сосуде, то идёт взаимное угнетение гидролиза каждой из них, ибо избыточное количество ионов Н + вызывает смещение гидролитического равновесие влево, в сторону уменьшения концентрации ионов водорода Н + .
г) Соль FeCl 3 гидролизуется по катиону, а соль Na 2 СO 3 – по аниону:

Fe 3+ + H 2 O ⇔ FeOH 2+ + H + ;
СO 3 2- + H 2 O ⇔ HСO 3 - + ОH -

Если растворы этих солей находятся в одном сосуде, то идёт взаимное усиление гидролиза каждой из них, ибо ионы Н + и ОН - , связываясь друг с другом, образуют молекулы слабого электролита Н 2 О (Н + + ОН - ⇔ Н 2 О). При образовании дополнительного количества воды гидролитическое равновесие обеих солей сдвигается вправо, и гидролиз каждой соли идёт до конца с образованием осадка Fe(OH)3↓, слабого электролита H 2 CО 3:

2Fe 3+ + 3СO 3 2- + 3H 2 O ⇔ 2Fe(OH) 3 ↓ + 3CO 2 (ионно-молекулярная форма);
2FeCl 3 + 3Na 2 CO 3 + 3H 2 O ⇔ 2Fe(OH) 3 ↓ + 3CO 2 + 6NaCl (молекулярная форма).

Задание 203.
Какие из солей Al 2 (SO4) 3 , K 2 S, Pb(NO 3) 2 , КСl подвергаются гидролизу? Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей. Какое значение рН (> 7 <) имеют растворы этих солей?
Решение:

а) Al 2 (SO 4) 3 - соль слабого основания и сильной кислоты. В этом случае катионы Al 3+ связывают ионы ОН - воды, образуя катионы основной соли AlOH 2+ . Образование Al(OH) 2+ и Al(OH) 3 не происходит, потому что ионы AlOH 2+ диссоциируют гораздо труднее, чем ионы Al(OH) 2+ и молекулы Al(OH) 3 . В обычных условиях гидролиз идёт по первой ступени. Соль гидролизуется по катиону. Ионно-молекулярное уравнение гидролиза:

Al2(SO 4) 3 ⇔ Al 3+ + 3SO 4 2- ;

или в молекулярной форме:

Al 2 (SO 4) 3 + 2Н 2 О ⇔ 2AlOHSO 4 + H 2 SO 4

В растворе появляется избыток ионов водорода, которые придают раствору Al2(SO4)3 кислую среду, рН < 7 .

б) K 2 S – соль сильного однокислотного основания KOH и слабой многоосновной кислоты H 2 S. В этом случае анионы S2- связывают ионы водорода Н+ воды, образуя анионы кислой соли НS-. Образование H2S не происходит, так как ионы НS- диссоциируют гораздо труднее, чем молекулы H2S. В обычных условиях гидролиз идёт по первой ступени. Соль гидролизуется по аниону. Ионно-молекулярное уравнение гидролиза:

K 2 S ⇔ 2К + + S 2- ;
S 2- + H 2 O ⇔ Н S- + ОH -

или в молекулярной форме:

K 2 S + 2Н 2 О ⇔ КНS + КОН

В растворе появляется избыток гидроксид-ионов, которые придают раствору K 2 S щелочную среду, рН > 7.

в) Pb(NO 3) 2 - соль слабого основания и сильной кислоты. В этом случае катионы Pb 2+ связывают ионы ОН- воды, образуя катионы основной соли PbOH + . Образование Pb(OH) 2 не происходит, потому что ионы PbOH + диссоциируют гораздо труднее, чем молекулы Pb(OH) 2 . В обычных условиях гидролиз идёт по первой ступени. Соль гидролизуется по катиону. Ионно-молекулярное уравнение гидролиза:


Pb 2+ + H 2 O ⇔ PbOH + + H +

или в молекулярной форме:

< 7.

г) КCl – соль сильного основания и сильной кислоты гидролизу не подвергается, так как ионы К + , Cl - не связываются ионами воды H + и OH - . Ионы К + , Cl - , H + и OH - останутся в растворе. Так как в растворе соли присутствуют равные количества ионов H + и OH - , то раствор имеет нейтральную среду, рН = 0.

Задание 204.
При смешивании растворов FeCl 3 и Na 2 СО 3 каждая из взятых солей гидролизуется необратимо до конца с образованием соответствующих основания и кислоты. Выразите этот совместный гидролиз ионно-молекулярным и молекулярным уравнениями.
Решение:
FeCl 3 - соль слабого основания и сильной кислоты. В этом случае катионы Fe 3+ связывают ионы ОН - воды, образуя катионы основной соли FeOH 2+ . Образование Fe(OH)2+ и Fe(OH)3 не происходит, потому что ионы FeOH 2+ диссоциируют гораздо труднее, чем ионы Fe(OH) 2+ и молекулы Fe(OH) 3 . В обычных условиях гидролиз идёт по первой ступени. Соль гидролизуется по катиону. Ионно-молекулярное уравнение гидролиза:

FeC l3 ⇔ Fe 3+ + 3Cl -
Fe 3+ + H 2 O ⇔ FeOH 2+ + H +

Na 2 CO 3 - соль сильного основания и слабой кислоты. В этом случае анионы CO 3 2- связывают ионы водорода Н + воды, образуя анионы кислой соли HCO 3 - . Образование H 2 CO 3 не происходит, так как ионы HCO 3 - диссоциируют гораздо труднее, чем молекулы H 2 CO 3 . В обычных условиях гидролиз идёт по первой ступени. Соль гидролизуется по аниону. Ионно-молекулярное уравнение гидролиза:

2Fe 3+ + 3CO 3 2- + 3H 2 O  2Fe(OH) 3 ⇔ + 3CO 2 (ионно-молекулярная форма);
2FeCl 3 + 3Na 2 CO 3 +3H 2 O ⇔ 2Fe(OH) 3  + + 3CO 2 + 6NaCl.

Задание 205.
К раствору Nа 2 СО 3 добавили следующие вещества: a)HCl; б)NaOH; в) Cu(NО 3) 2 ; г)K 2 S. В каких случаях гидролиз карбоната натрия усилится? Почему? Составьте ионно-молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей.
Решение:

а) Соль Na 2 CO 3 гидролизуется по аниону, а HCl диссоциирует в водном растворе:

Na 2 CO 3 ⇔ 2Na + + CO 3 2- ;
CO 3 2- + H 2 O ⇔ HCO 3 - + ОH - ;
HCl ⇔ H + + Cl -

Если растворы этих веществ находятся в одном сосуде, то идёт взаимное усиление гидролиза каждой из них, ибо ионы Н + и ОН - , связываясь друг с другом, образуют молекулы слабого электролита Н 2 О (Н + + ОН - ⇔ Н 2 О). При этом гидролитическое равновесие соли Na 2 CO 3 и диссоциация HCl сдвигаются вправо и гидролиз соли и диссоциация кислоты идут до конца с образованием газообразного углекислого газа. Ионно-молекулярное уравнение процесса:

CO 3 2- + 2Н + ⇔ СО 2 + Н 2 О

Молекулярное уравнение процесса:

Na 2 CO 3 + 2HCl ⇔ 2NaCl + СО 2 + Н 2 О

б) Соль Na 2 CO 3 гидролизуется по аниону, а NaOH диссоциирует в водном растворе:


NaOH ⇔ Na + + OH - .

Если растворы этих веществ смешать, то образуется избыток ионов ОН - , что сдвигает равновесие гидролиза Na 2 CO 3 влево и гидролиз соли будет угнетаться.

в) Соль Na 2 CO 3 гидролизуется по аниону, а соль Cu(NO 3) 2 – по катиону:

CO 3 2- + H 2 O ⇔ HCO 3 - + ОH - ;
Сu 2+ + H 2 O ⇔ CuOH + + H + .

Если растворы этих солей находятся в одном сосуде, то идёт взаимное усиление гидролиза каждой из них, ибо ионы Н + и ОН - , связываясь друг с другом, образуют молекулы слабого электролита Н 2 О (Н + + ОН - ⇔ Н 2 О). При образовании дополнительного количества воды гидролитическое равновесие обеих солей сдвигается вправо, и гидролиз каждой соли идёт до конца с образованием осадка и газа:

Cu 2+ + CO 3 2- + H 2 O ⇔ Cu(OH) 2 ↓ + CO 2 (ионно-молекулярная форма);
Cu(NO 3) 2 + Na 2 CO 3 + Н 2 О ⇔ Cu(OH) 2 ↓ + CO 2 + 2NaNO 3 (молекулярная форма).

г) Na 2 CO 3 и К 2 S - соли сильного основания и слабой кислоты, поэтому обе гидролизуются по аниону:

CO 3 2- + H 2 O ⇔ HCO 3 - + ОH - ;
S 2- + H 2 O ⇔ HS - + OH - .

Если растворы этих солей находятся в одном сосуде, то идёт взаимное угнетение гидролиза каждой из них, ибо избыток ионов ОН - , согласно принципу Ле Шателье, смещает равновесие гидролиза обеих солей влево, в сторону уменьшения концентрации ионов ОН - , т. е. гидролиз обеих солей будет угнетаться.

Задание 206.
Какое значение рН (> 7 <) имеют растворы солей Na 2 S, АlСl 3 , NiSO 4 ? Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза этих солей.
Решение:
а) Na 2 S – соль сильного однокислотного основания NaOH и слабой многоосновной кислоты H 2 S. В этом случае анионы S 2- связывают ионы водорода Н+ воды, образуя анионы кислой соли НS-. Образование H 2 S не происходит, так как ионы НS - диссоциируют гораздо труднее, чем молекулы H 2 S. В обычных условиях гидролиз идёт по первой ступени. Соль гидролизуется по аниону. Ионно-молекулярное уравнение гидролиза:

Na 2 S ⇔ 2Na + + S 2- ;
S 2- + H 2 O ⇔ НS - + ОH -

или в молекулярной форме:

Na 2 S + 2Н 2 О ⇔ NaНS + КОН

В растворе появляется избыток гидроксид-ионов, которые придают раствору Na2S щелочную среду, рН > 7.

б) AlCl 3 - соль слабого основания и сильной кислоты. В этом случае катионы Al3+ связывают ионы ОН- воды, образуя катионы основной соли AlOH2+. Образование Al(OH) 2+ и Al(OH) 3 не происходит, потому что ионы AlOH 2+ диссоциируют гораздо труднее, чем ионы Al(OH) 2+ и молекулы Al(OH) 3 . В обычных условиях гидролиз идёт по первой ступени. Соль гидролизуется по катиону. Ионно-молекулярное уравнение гидролиза:

AlCl 3 ⇔ Al 3+ + 3Cl - ;
Al 3+ + H 2 O ⇔ AlOH 2+ + H +

или в молекулярной форме:

AlCl 3 + Н 2 О ⇔ 2AlOHCl 2 + HCl

В растворе появляется избыток ионов водорода, которые придают раствору Al2(SO4)3 кислую среду, рН < 7.

в) NiSO4 - соль слабого многокислотного основания Ni(OH)2 и сильной двуходноосновной кислоты H2SO4. В этом случае катионы Ni2+ связывают ионы ОН- воды, образуя катионы основной соли NiOH+. Образование Ni(OH)2 не происходит, потому что ионы NiOH+ диссоциируют гораздо труднее, чем молекулы Ni(OH)2. В обычных условиях гидролиз идёт по первой ступени. Соль гидролизуется по катиону. Ионно-молекулярное уравнение гидролиза:

Ni(NO 3) 2 ⇔ Ni 2+ + 2NO 3 - ;
Ni 2+ + H 2 O ⇔ NiOH + + H +

или в молекулярной форме:

2NiSO 4 + 2Н 2 О  (NiOH) 2 SO 4 + H 2 SO 4

В растворе появляется избыток ионов водорода, которые придают раствору NiSO 4 кислую среду, рН < 7.

Задание 207.
Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза солей Pb(NO 3) 2 , Na 2 CO 3 , Fe 2 (SO 4) 3 . Какое значение рН (> 7 <) имеют растворы этих солей?
Решение:
а) Pb(NO 3) 2 - соль слабого основания и сильной кислоты. В этом случае катионы Pb 2+ связывают ионы ОН - воды, образуя катионы основной соли PbOH + . Образование Pb(OH) 2 не происходит, потому что ионы PbOH + диссоциируют гораздо труднее, чем молекулы Pb(OH) 2 . В обычных условиях гидролиз идёт по первой ступени. Соль гидролизуется по катиону. Ионно-молекулярное уравнение гидролиза:

Pb(NO 3) 2 ⇔ Pb 2+ + 2NO 3 - ;
Pb 2+ + H 2 O ⇔ PbOH + + H +

или в молекулярной форме:

Pb(NO 3) 2 + Н 2 О ⇔ PbOHNO 3 + HNO 3

В растворе появляется избыток ионов водорода, которые придают раствору Pb(NO 3) 2 кислую среду, рН < 7.

б) Na 2 CO 3 - соль сильного основания и слабой кислоты. В этом случае анионы CO 3 2- связывают ионы водорода Н + воды, образуя анионы кислой соли HCO 3 - . Образование H 2 CO 3 не происходит, так как ионы HCO 3 - диссоциируют гораздо труднее, чем молекулы H 2 CO 3 . В обычных условиях гидролиз идёт по первой ступени. Соль гидролизуется по аниону. Ионно-молекулярное уравнение гидролиза:

Na 2 CO 3 ⇔ 2Na + + CO 3 2- ;
CO 3 2- + H 2 O ⇔ HCO 3 - + ОH -

или в молекулярной форме:

Na 2 CO 3 + Н 2 О ⇔ СО 2 + 2NaOH

В растворе появляется избыток гидроксид-ионов, которые придают раствору Na2CO3 щелочную среду, рН > 7.

в) Fe 2 (SO 4) 3 - соль слабого основания и сильной кислоты. В этом случае катионы Fe 3+ связывают ионы ОН - воды, образуя катионы основной соли FeOH 2+ . Образование Fe(OH) 2+ и Fe(OH) 3 не происходит, потому что ионы FeOH 2+ диссоциируют гораздо труднее, чем ионы Fe(OH) 2+ и молекулы Fe(OH) 3 . В обычных условиях гидролиз идёт по первой ступени. Соль гидролизуется по катиону. Ионно-молекулярное уравнение гидролиза:

Fe 2 (SO 4) 3 ⇔ 2Fe 3+ + 3SO 4 2 -
Fe 3+ + H 2 O ⇔ FeOH 2+ + H +

Молекулярная форма процесса:

Fe 2 (SO 4) 3 + 2H 2 O ⇔ 2FeOHSO 4 + H 2 SO 4 .

В растворе появляется избыток ионов водорода, которые придают раствору Fe2(SO4)3 кислую среду, рН < 7.

Задание 208.
Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза солей НСООК, ZnSО 4 , Аl(NO 3) 3 . Какое значение рН (> 7 <) имеют растворы этих солей?
Решение:
а) НСООК – соль сильного однокислотного основания KOH и слабой одноосновной кислоты НСООН. В этом случае анионы НСОО - связывают ионы водорода Н + воды, образуя слабый электролит НСООН. Ионно-молекулярное уравнение гидролиза:

НСООК ⇔ К + + НСОО - ;
НСОО - + H 2 O ⇔ НСООН + ОH -

или в молекулярной форме:

НСООК + Н 2 О  НСООН + КОН

В растворе появляется избыток гидроксид-ионов, которые придают раствору НСООК щелочную среду, рН > 7.

б) ZnSО 4 - соль слабого многокислотного основания Zn(OH)2 и сильной многосновной кислоты. В этом случае катионы Zn 2+ связывают ионы ОН - воды, образуя катионы основной соли ZnOH + . Образование Zn(OH) 2 не происходит, потому что ионы СоOH + диссоциируют гораздо труднее, чем молекулы Zn(OH) 2 . В обычных условиях гидролиз идёт по первой ступени. Соль гидролизуется по катиону. Ионно-молекулярное уравнение гидролиза:

ZnSО 4  Zn 2+ + SO 4 2- ;
Zn 2+ + H 2 O  ZnOH + + H +

или в молекулярной форме:

2ZnSО4 + 2Н2О  (ZnOH)2SO4 + H2SO4

В растворе появляется избыток ионов водорода, которые придают раствору ZnSО 4 кислую среду, рН < 7.

в) Аl(NO 3) 3 - соль слабого многокислотного основания Al(OH) 3 и сильной одноосновной кислоты HNO 3 . В этом случае катионы Al 3+ связывают ионы ОН - воды, образуя катионы основной соли AlOH2+. Образование Al(OH) 2+ и Al(OH) 3 не происходит, потому что ионы AlOH 2+ диссоциируют гораздо труднее, чем ионы Al(OH) 2+ и молекулы Al(OH) 3 . В обычных условиях гидролиз идёт по первой ступени. Соль гидролизуется по катиону. Ионно-молекулярное уравнение гидролиза:

Al(NO3) 3 ⇔ Cr 3+ + 3NO 3 -
Al 3+ + H 2 O ⇔ AlOH 2+ + H +

Al(NO 3) 3 + Н 2 О ⇔ AlOH(NO 3) 2 + HNO 3

< 7.

Задание 209.
Какое значение рН (> 7 <) имеют растворы солей Na 3 PO 4 , K 2 S, CuSO 4 ? Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза этих солей.
Решение:
а) Ортофосфат натрия Na 3 PO 4 – соль слабой многоосновной кислоты Н 3 РО 4 и сильного однокислотного основания. В этом случае анионы РО 4 3- связывают ионы водорода Н + воды, образуя анионы кислой соли HРО 4 2- . Образование H 2 РО 4 - и Н 3 РО 4 не происходит, так как ионы HРО 4 2 - диссоциируют гораздо труднее, чем ионы H 2 РО 4 - и молекулы Н 3 РО 4 . В обычных условиях гидролиз идёт по первой ступени. Соль гидролизуется по аниону. Ионно-молекулярное уравнение гидролиза:

Na 3 PO 4 ⇔ 3Na + + РО 4 3- ;
РО 4 3- + H 2 O ⇔ HРО 4 2- + ОH -

или в молекулярной форме:

Na 3 PO 4 + Н 2 О ⇔ Na 2 HPO 4 + NaOH

В растворе появляется избыток гидроксид-ионов, которые придают раствору Na 3 PO 4 щелочную среду, рН > 7.

б) K2S – соль сильного однокислотного основания KOH и слабой многоосновной кислоты H 2 S. В этом случае анионы S 2- связывают ионы водорода Н + воды, образуя анионы кислой соли НS - . Образование H 2 S не происходит, так как ионы НS - диссоциируют гораздо труднее, чем молекулы H 2 S. В обычных условиях гидролиз идёт по первой ступени. Соль гидролизуется по аниону. Ионно-молекулярное уравнение гидролиза:

K 2 S ⇔ 2К + + S 2- ;
S 2- + H 2 O ⇔ НS - + ОH -

или в молекулярной форме:

K2S + 2Н 2 О ⇔  КНS + КОН

В растворе появляется избыток гидроксид-ионов, которые придают раствору K2S щелочную среду, рН > 7.

в) CuSO 4 - соль слабого основания и сильной кислоты. В этом случае катионы Cu 2+ связывают ионы ОН - воды, образуя катионы основной соли CuOH + . Образование Cu(OH) 2 не происходит, потому что ионы CuOH + диссоциируют гораздо труднее, чем молекулы Cu(OH) 2 . В обычных условиях гидролиз идёт по первой ступени. Соль гидролизуется по катиону. Ионно-молекулярное уравнение гидролиза:

CuSO 4 ⇔ Cu 2+ + SO 4 2- ;
Cu 2+ + H 2 O ⇔ CuOH + + H +

или в молекулярной форме:

2CuSO 4 + 2Н 2 О ⇔ (CuOH) 2 SO 4 + H 2 SO 4

В растворе появляется избыток ионов водорода, которые придают раствору CuSO 4 кислую среду, рН < 7.

Задание 210.
Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза солей CuCl 2 , Сs 2 СО 3 , Сr(NО 3) 3 . Какое значение рН (> 7 <) имеют растворы этих солей?
Решение:
а) CuCl 2 - соль слабого многокислотного основания Сu(OH) 2 и сильной одноосновной кислоты HCl. В этом случае катионы Cu 2+ связывают ионы ОН - воды, образуя катионы основной соли CuOH + . Образование Cu(OH) 2 не происходит, потому что ионы CuOH + диссоциируют гораздо труднее, чем молекулы Cu(OH) 2 . В обычных условиях гидролиз идёт по первой ступени. Соль гидролизуется по катиону. Ионно-молекулярное уравнение гидролиза:

CuCl 2 ⇔ Cu 2+ + 2Cl - ;
Cu 2+ + H 2 O ⇔ CuOH + + H +

или в молекулярной форме:

CuCl 2 + Н 2 О ⇔ CuOHCl + HCl

В растворе появляется избыток ионов водорода H+, которые придают раствору CuCl 2 кислую среду, рН < 7.

б) Сs 2 CO 3 - соль сильного однокислотного основания CsOH и слабой двухосновной кислоты Н 2 СО 3 . В этом случае анионы CO 3 2- связывают ионы водорода Н + воды, образуя анионы кислой соли HCO 3 - . Образование H 2 CO 3 не происходит, так как ионы HCO 3 - диссоциируют гораздо труднее, чем молекулы H 2 CO 3 . В обычных условиях гидролиз идёт по первой ступени. Соль гидролизуется по аниону. Ионно-молекулярное уравнение гидролиза:

Cs 2 CO 3 ⇔ 2Cs + + CO 3 2- ;
CO 3 2- + H 2 O ⇔ HCO 3 - + ОH -

или в молекулярной форме:

Cs2CO 3 + Н 2 О ⇔ СО 2 + 2CsOH

В растворе появляется избыток гидроксид-ионов, которые придают раствору Сs2CO3 щелочную среду, рН > 7.

в) Cr(NO 3) 3 - соль слабого многокислотного основания Cr(OH) 3 и сильной одноосновной кислоты HNO 3 . В этом случае катионы Cr 3+ связывают ионы ОН - воды, образуя катионы основной соли CrOH 2+ . Образование Cr(OH) 2 + и Cr(OH) 3 не происходит, потому что ионы CrOH 2+ диссоциируют гораздо труднее, чем ионы Cr(OH) 2 + и молекулы Cr(OH) 3 . В обычных условиях гидролиз идёт по первой ступени. Соль гидролизуется по катиону. Ионно-молекулярное уравнение гидролиза:

Cr(NO 3) 3 ⇔ Cr 3+ + 3NO 3 -
Cr 3+ + H 2 O ⇔ CrOH 2+ + H +

Молекулярное уравнение реакции:

Cr(NO 3) 3 + Н 2 О ⇔ CrOH(NO 3) 2 + HNO 3

В растворе появляется избыток ионов водорода, которые придают раствору Cr(NO 3) 3 кислую среду, рН < 7.

1.4. Гидролиз солей

Гидролиз – процесс обменного взаимодействия ионов соли с водой, приводящий к образованию малодиссоциированных веществ и сопровождающийся изменением реакции ( pH ) среды.

Суть гидролиза солей заключается в том, что происходит смещение равновесия диссоциации воды вследствие связывания одного из ее ионов с образованием малодиссоциированного или труднорастворимого вещества. В результате гидролиза могут образовываться молекулы слабых кислот и оснований, анионы кислых солей или катионы основных солей. В большинстве случаев гидролиз является обратимым процессом. При повышении температуры и разбавлении гидролиз усиливается. Гидролиз идет по-разному в зависимости от силы кислоты и основания, образовавших соль. Рассмотрим различные случаи гидролиза солей.

а) Соль образована слабой кислотой и сильным основанием ( K 2 S ).

При растворении в воде K 2 S диссоциирует

K 2 S2K + + S 2- .

При составлении уравнений гидролиза в первую очередь необходимо определить ионы соли, связывающие ионы воды в малодиссоциирующие соединения, т.е. ионы, обусловливающие гидролиз.

В данном случае ионы S 2- связывают катион H + , образуя ион HS –

S 2– +H 2 OHS – + OH –

Уравнение гидролиза в молекулярной форме

K 2 S + H 2 OKHS + KOH.

Практически гидролиз соли преимущественно ограничивается первой ступенью с образованием кислой соли (в данном случае KHS). Таким образом, гидролиз соли, образованной сильным основанием и слабой кислотой (такой, как K 2 S) протекает по аниону соли. Избыток ионов OH – в растворе обусловливает щелочную реакцию среды в растворе (pН>7).

б) C оль образована слабым основанием и сильной кислотой (CuCl 2 , Al 2 ( SO 4 ) 3).

При растворении в воде CuCl 2 диссоциирует

СuCl 2 Cu 2+ + 2Cl –

Ионы Cu 2+ соединяются с ионами OH – , образуя гидроксоионы CuOH + . Гидролиз соли ограничивается первой ступенью, и образование молекулы Cu(OH) 2 не происходит. Ионно-молекулярное уравнение имеет вид

Cu 2+ + HOHCuOH + + H + .

В данном случае продуктами гидролиза являются основная соль и кислота. Уравнение гидролиза в молекулярной форме записывается следующим образом

CuCl 2 + H 2 OCuOHCl + HСl.

Таким образом, гидролиз соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой (в данном случае CuCl 2) протекает по катиону соли. Избыток ионов H + в растворе обусловливает кислую реакцию среды в растворе (рН<7).

При растворении в воде Al 2 (SO 4 ) 3 диссоциирует

Al 2 (SO 4 ) 3 2 Al 3+ + 3 SO 4 2- .

В данном случае ионы Al 3+ соединяются с ионами ОН - , образуя гидроксоионы AlOH 2+ . Гидролиз соли ограничивается первой ступенью, и образование молекулы Al (OH ) 3 не происходит. Ионно-молекулярное уравнение имеет вид

Al 3+ + Н 2 О AlOH 2+ + Н + .

Продуктами электролиза является основная соль и кислота.

Уравнение гидролиза в молекулярной форме записывается следующим образом

Al 2 (SO 4) 3 +2 Н 2 О 2AlOHSO 4 + H 2 SO 4 .

в) Соль образована слабой кислотой и слабым основанием (CH 3 COONH 4).

CH 3 COO – + NH 4 + + H 2 O CH 3 COOH + NH 4 OH.

В этом случае образуются два малодиссоциированных соединения, и pH раствора зависит от относительной силы кислоты и основания. Если продукты гидролиза могут удаляться из раствора, то гидролиз протекает до конца. Например

Al 2 S 3 + 6 H 2 O = 2Al(OH) 3 ↓ + 3H 2 S ­ .

Возможны и другие случаи необратимого гидролиза, их нетрудно предсказать, ведь для необратимости процесса небходимо, чтобы хотя бы один из продуктов гидролиза уходил из сферы реакции.

г) Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием ( NaCl , K 2 SO 4 , RbBr и др.) гидролизу не подвергаются, т.к. единственным малодиссоциирующим соединением является H 2 O (рН=7). Растворы этих солей имеют нейтральную среду. Например

NaCl + H 2 O NaOH + HCl

Na + + Cl – + H 2 O Na + + OH – + H + + Cl –

H 2 O H + + OH – .

Реакции обратимого гидролиза полностью подчиняются принципу Ле–Шателье . Поэтому гидролиз соли можно усилить (и даже сделать необратимым) следующими способами:

1) добавить воды;

2) нагреть раствор, при этом усиливается эндотермическая диссоциация воды, а значит, увеличивается количество ионов Н + и ОН – , которые необходимы для осуществления гидролиза соли;

3) связать один из продуктов гидролиза в труднорастворимое соединение или удалить один из продуктов в газовую фазу; например, гидролиз цианида аммония NH 4 CN будет значительно усиливаться за счет разложения гидрата аммиака с образованием аммиака NH 3 и воды:

NH 4 + + CN – + H 2 O NH 3 ­ + H 2 O +HCN.

Гидролиз можно подавить , действуя следующим образом:

1) увеличить концентрацию растворенного вещества;

2) охладить раствор (для ослабления гидролиза растворы солей следует хранить концентрированными и при низких температурах);

3) ввести в раствор один из продуктов гидролиза; например, подкислять раствор, если его среда в результате гидролиза кислая, или подщелачивать, если щелочная.

Взаимное усиление гидролиза Допустим, что в разных сосудах установились равновесия

CO 3 2– + H 2 O HCO 3 – + OH –

Al 3+ + H 2 O AlOH 2+ + H +

Обе соли гидролизованы незначительно, но если растворы смешать, то происходит связывание ионов H + и OH – . В соответствии с принципом Ле-Шателье оба равновесия смещаются вправо, гидролиз усиливается и протекает полностью

2 AlCl 3 + 3 Na 2 CO 3 + 3 H 2 O = 2 Al(OH) 3 ↓ + 3 CO 2 ­ + 6 NaCl.

Это называется взаимным усилением гидролиза . Таким образом, если смешивать растворы солей, из которых одна гидролизуется по катиону, а другая – по аниону, гидролиз усиливается и протекает полностью.

О.А. Нaпилкoва, Н.С. Дoзорцевa


Обязательным условием протекания реакций между электролитами является удаление из раствора тех или иных ионов, вследствие образования слабо диссоциирующих веществ, или веществ, выделяющихся из раствора в виде осадка или газа. Для правильного отражения сущности и механизма реакций ионного обмена уравнения реакций необходимо записывать в ионно-молекулярной форме. При этом сильные электролиты записывают в виде ионов, слабые и малорастворимые – в молекулярной форме.

ПРИМЕР 5. Реакция нейтрализации. Реакция с участием сильных электролитов.

HNO 3 + NaOH = NaNO 3 + H 2 O

Полное ионно-молекулярное уравнение: H + + NO 3 - + Na + + OH - = Na + + NO 3 - + H 2 O

Краткое ионно-молекулярное уравнение: H + + OH - = H 2 O (выражает химическую сущность реакции).

Вывод: в растворах сильных электролитов реакция протекает в результате связывания ионов с образованием слабого электролита (в данном случае – воды).

ПРИМЕР 6 . Реакция с участием слабых электролитов. HCN + NH 4 OH = NH 4 CN + H 2 O

: HCN + NH 4 OH = NH 4 + + CN - + H 2 O

Реакция с участием слабых электролитов (пример 6) включает две стадии: диссоциацию слабых (или труднорастворимых) электролитов на ионы и связывание ионов с образованием более слабого электролита. Так как процессы разложения на ионы и связывания ионов обратимы, то реакции ионного обмена обратимы.

Направление реакций ионного обмена определяют по изменению энергии Гиббса. Самопроизвольное протекание реакции возможно только в направлении, для которогоD G < 0 до достижения состояния равновесия, когда D G = 0. Количественной мерой степени протекания реакции слева направо является константа равновесия К С. Для реакции, приведенной в примере 6: К С = [ NH 4 +][ CN - ]/[ HCN ][ NH 4 OH ].

Константа равновесия связана с изменением энергии Гиббса уравнением:

D G 0 T = - 2,3 RTlgK C (15)

ЕслиК С > 1 , D G < 0 самопроизвольно протекает прямая реакция, еслиК С < 1, D G > 0 реакция протекает в обратном направлении.

Константу равновесия К С рассчитывают через константы диссоциации слабодиссоциирующих электролитов:

К С исх. в-в прод. (16)

Для реакции, приведенной в примере 6, константа равновесия рассчитывается по уравнению:

К С = K HCN . K NH 4 OH / K H 2 O = 4,9.10-9.!,76.10-5/1014=8,67.K C >1, след. реакция протекает в прямом направлении .

Общим правилом, вытекающим из выражения для К С , является то, что реакции ионного обмена протекают в направлении более прочного связывания ионов, т.е. в направлении образования электролитов с меньшими значениями констант диссоциации.

7. Гидролиз солей.

Гидролиз соли – реакция ионного обмена между солью и водой. Гидролиз является реакцией обратной реакции нейтрализации: KatAn + H 2 O Û KatOH + HAn (17)

соль основание кислота

В зависимости от силы образующихся кислоты и основания раствор соли в результате гидролиза становится щелочным (pH > 7) или кислым (pH < 7).

Различают четыре случая гидролиза :

1.Соли сильных кислот и сильных оснований гидролизу не подвергаются, так как при взаимодействии с водой не образуется слабого электролита. Поэтому в растворах таких солейpH =7, т.е. среда нейтральная.

2.Соли сильных оснований и слабых кислот гидролиз идет по аниону. Для растворов солей сильных оснований и многоосновных кислот гидролиз протекает практически по первой ступени с образованием кислых солей.

ПРИМЕР 7 . Определить pH сантимолярного раствора сульфида калия K 2 S =0,01моль/л).

K 2 Sсоль слабой двухосновной кислоты H 2 S.

Гидролиз соли выражается уравнением:

K 2 S + H 2 O Û KHS + KOH (образуется кислая соль - KHS).

Ионно-молекулярное уравнение реакции :

S 2- + H 2 O Û HS - + OH - (18)

Константа равновесия реакции (константа гидролиза) равна: К Г H 2 O / K HS - = 10 -14 /1,2 . 10 - 14 = 0,83, т.е. К г <1, след. равновесие смещено влево. Возникающий избыток ионов OH - приводит к изменению характера среды. Зная К Г можно рассчитать концентрацию ионов OH - , а затем и pH раствора.К Г = . [ HS - ]/[ S 2- ].Из уравнения (18) видно, что = [ HS - ]. Так как соли гидролизуются слабо (К Г < 1), то можно принять, что = 0,01моль/л, тогда = Ö К Г. = Ö 0,83 . 10 -2 = 9 . 10 - 2 . Из уравнения (6) =10-14/[ OH-]=10 -14 /9 . 10 - 2 = 1,1 . 10 - 11 .

Из уравнения (7) pH = -lg1,1 . 10 - 11 = 11.

Вывод. Так как pH > 7, то среда щелочная.

3.Соли слабых оснований и сильных кислот гидролиз идет по катиону.

Для солей, образованных сильными кислотами и многокислотными основаниями, гидролиз протекает преимущественно по первой ступени с образованием основной соли.

ПРИМЕР 8. Гидролиз соли хлорида марганца(С соли = 0,01моль/л).

MnCI 2 + H 2 O Û MnOHCI + HCI (образуется основная соль MnOHCI).

Ионно-молекулярное уравнение:Mn 2+ + H 2 O Û MnOH + + H + (первая ступень гидролиза)

Константа гидролиза: К Г = К H 2 O / K MnOH + = 10 -14 /4 . 10 - 4 = 2,5 . 10 - 11 .

Избыток ионов H + ведет к изменению характера среды. Расчет pH раствора проводим аналогично примеру 7.

Константа гидролиза равна: К Г =[ H + ] . [ MnOH + /[ Mn 2+ ]. Так как эта соль хорошо растворима в воде и полностью диссоциирована на ионы, то С соли =[ Mn 2+ ] = 0,01моль/л.

Поэтому [ H + ] = Ö К Г . [ Mn 2+ ] =Ö 2,5 . 10 - 11. 10 - 2 =5 . 10 - 7 , pH = 6,3.

Вывод. Так как pH < 7 , то среда кислая .

4. Соли слабых оснований и слабых кислот – гидролиз идет и по катиону и по аниону.

В большинстве случаев эти соли гидролизуются полностью образуя основание и кислоту.

ПРИМЕР 9. Гидролиз соли ацетата аммония. CH 3 COONH 4 + H 2 O Û CH 3 COOH + NH 4 OH

Ионно-молекулярное уравнение:CH 3 COO - + NH 4 + + H 2 O Û CH 3 COOH + NH 4 OH .

Константа гидролиза равна: К Г = К H 2 O к-ты . К осн. .

Характер среды олределяется относительной силой кислоты и основания.

Растворение веществ в воде часто сопровождается химическим взаимодействием обменного характера. Подобные процессы объединяют под названием гидролиза. Гидролизу подвергаются самые различные виды веществ: соли, углеводы, белки, сложные эфиры, жиры и т. д. Одним из важнейших случаев гидролиза является гидролиз солей. Под ним понимают обменное взаимодействие ионов растворенной соли с водой с образованием слабого электролита. В результате гидролиза образуются - либо слабое основание, либо слабая кислота, либо то и другое, вследствие чего имеет место смещение равновесия диссоциации воды: Рассмотрим следующие случаи гидролиза солей. Q При растворении соли, образованной катионом сильного основания и анионом сильной кислоты (например, KN03, CsCl, Rb2S04 и др.), равновесие диссоциации воды существенно не смещается, так как ионы такой соли с водой не образуют малодиссоциированных продуктов. Поэтому, например, в системе: CsCl + НОН СзОН + НС1 или cs+ 4- сг + нон т± сз+ + он" + н+ + сг, нон он~ единственным малодиссоциированным соединением является вода. В результате равновесие реакции нацело сдвинуто влево, т. е. гидролиз CsCl практически не происходит, и раствор не содержит заметного избытка ни ионов водорода, ни гидроксид-ионов, т. е. имеет нейтральную реакцию. Соли, образованные катионами сильных оснований и анионами слабых кислот (СН3СООК, Na2C03, K2S и др.), подвергаются гидролизу. Уравнение гидролиза таких солей на примере ацетата калия можно представить следующим образом: СН3СОК + НОН +± СН3СООН + КОН, СН3СОО" + К+ + НОН т± СН3СООН + К* + ОН" или сн3соо- + нон сн3соон 4- он-. (1) Уравнение показывает, что в данном случае гидролизу подвергается анион соли; реакция сопровождается образованием малодиссоциированной кислоты. При этом связываются ионы водорода воды и в растворе накапливаются гидроксид-ионы, которые и придают ему щелочную реакцию. Соли, образованные катионами слабых оснований и анионами слабых кислот (CH3COONH4, AI2s3, А1(СН3СОО)3 и др.), наиболее легко подвергаются гидролизу, так как их ионы связывают одновременно в слабые электролиты и Н+ и ОН~, образующиеся при диссоциации. Образование в результате гидролиза слабой кислоты и слабого гидроксида обеспечивает сдвиг равновесия этого процесса вправо. Реакция среды в растворах подобных солей зависит от относительной силы кислоты и основания. При равной их силе она может быть и нейтральной, что имеет место, например, при гидролизе CH3COONH4: Практически приходится чаще всего иметь дело с гидролизом солей, содержащих в своем составе многозарядный ион слабого компонента (основания или кислоты) и однозарядные ионы сильного. При гидролизе подобных соединений - например К2С03 или Cu(N03)2, образуются, как правило, соответственно кислые и основные соли: или Дальше, до образования свободной слабой кислоты или основания, гидролиз обычно не идет из-за накопления в растворе, соответственно, ионов ОН" или Н"1". Исключения имеют место, когда основные или кислотные свойства многовалентных ионов выражены крайне слабо или когда процесс гидролиза усиливают специально (например, нагреванием). В подобных случаях гидролиз идет ступенчато и часто практически до конца: FeCl3 + НОН?± FeOHCl2 + НС1, (I ступень) FeOHCl2 + НОН £ Fe(OH)2Cl + НС1, (II ступень) Fe(OH)2Cl + НОН Fe(OH)3 I + НС1. (Ill ступень) Кислые соли слабых кислот также подвергаются гидролизу. Однако здесь наряду с гидролизом происходит и диссоциация аниона кислой соли. Так, в растворе гидрокарбоната калия одновременно протекают гидролиз иона НС03~, приводящий к накоплению гидроксид-ионов: НС03- + НОН Н2С03 + ОН" и его диссоциация, в результате которой образуются ионы Н+: НС03" т± С032" + Н+. Таким образом, реакция раствора кислой соли может быть как щелочной (если гидролиз аниона преобладает над его диссоциацией - именно это и происходит в растворе гидрокарбоната), так и кислой (в обратном случае). Количественно процесс гидролиза характеризуется с помощью степени гидролиза h и константы КГ. Степенью гидролиза соли называется отношение числа гидро-лизованных молекул соли к общему числу растворенных молекул соли. Ее обычно выражают в процентах: число гидролизованных молекул. общее число растворенных молекул В большинстве случаев степень гидролиза солей незначительна. Так, в 1 % -ном растворе ацетата натрия h составляет 0,01 % при 25 °С. Степень гидролиза зависит от природы растворенной соли, ее концентрации и температуры раствора. Выражение для константы гидролиза соли (Кг) получают исходя из процесса гидролиза, константы равновесия и постоянства концентрации молекул воды: МАп + НОН МОН + НАп [МОН][НАп] [МАп][НОН] " К[Н20] = Влияние химической природы составляющих данную соль ионов на степень и константу гидролиза было уже подробно рассмотрено выше. Ввиду обратимости гидролиза равновесие этого процесса зависит от всех тех факторов, которые влияют на равновесие реакций ионного обмена. Например, оно смещается в сторону разложения исходной соли, если получающиеся продукты (чаще всего в виде основных солей) малорастворимы. Добавляя к системе избыток одного из образующихся при реакции веществ (обычно кислоты или щелочи), можно, в соответствии с законом действующих масс, сместить равновесие в сторону обратной реакции. Напротив, добавление избытка воды, т. е. разбавление раствора, в соответствии с законом действующих масс, ведет к тому, что гидролиз протекает полнее. Влияние температуры на степень гидролиза вытекает из принципа JTe Шателье. Процесс гидролиза является эндотермическим (поскольку реакция нейтрализации, являющаяся обратной процессу гидролиза, экзотермич-на). С повышением температуры равновесие смещается в сторону эндотермической реакции, т. е. процесс гидролиза усиливается. Из изложенного выше вытекают общие правила, касающиеся смещения гидролитического равновесия. Если желательно сместить его в сторону возможно более полного разложения соли, то нужно работать с разбавленными растворами и при высокой температуре. Напротив, чтобы гидролиз протекал как можно меньше, следует работать с концентрированными растворами и «на холо- ду». Вопросы и задачи для самостоятельного решения 1. Какие ученые разработали теорию электролитической диссоциации? 2. Приведите примеры электролитов, относящихся к различным классам неорганических соединений. 3. Как влияет природа химической связи на диссоциацию веществ в растворах? 4. Изобразите схему диссоциации в воде электролитов, имеющих ионную кристаллическую решетку. 5. Изобразите схему диссоциации в воде полярных молекул электролитов. 6. Какова роль диэлектрической проницаемости растворителя в процессе электролитической диссоциации? 7. Как и почему изменяется степень диссоциации слабых электролитов при изменении концентрации раствора? Приведи примеры веществ, являющихся слабыми электролитами. 8. Каково влияние температуры на процесс электролитической диссоциации? 9. При каких условиях возможно сравнение значений степеней диссоциации слабых электролитов? 10. Каково принципиальное отличие сильных электролитов от слабых? 11. Почему разделение электролитов на сильные и слабые в значительной степени условно? 12. Каковы особенности поведения растворов сильных электролитов? 13. Изобразите схемы процессов диссоциации следующих веществ: а) Н3Р04; б) Си(ОН)2; в) MgS04; г) NaHS03; д) MgOHCl. 14. К какому классу неорганических соединений относят воду? Почему? 15. Рассчитайте концентрации ионов в растворах следующих электролитов: а) К+ в растворе карбоната калия с массовой долей К2С03Ю% (р-1,09 г/мл); б) S042~ - в 0,5 М растворе K2S04 A12(SG4)3. Ответ: 1,58; 2. 16. Концентрация сульфат-ионов в растворе сульфата железа (III) составляет 0,16 моль/л. Сколько граммов этой соли содержится в 1 л раствора? Диссоциация соли полная. Ответ: 20 г. 17. Определите степень диссоциации муравьиной кислоты в растворе с концентрацией 0,01 моль/л, если в 1 мл раствора содержится 6,82 1018 растворенных частиц (не-диссоциированных молекул и ионов). Ответ: 13,3%. 18. В 1л 0,01 М раствора уксусной кислоты содержится 6,26 1021 ее молекул и ионов. Определите степень диссоциации уксусной кислоты. Ответ: 4 %. 19. Рассчитайте массовую долю (%) раствора муравьиной кислоты (р= 1,0 г/мл), если концентрация ионов водорода в нем составляет 8,4 10"3 моль/л. Ответ: 1,55%. 20. Рассчитайте рН раствора, если концентрация ионов водорода равна 4,2 10~5 моль/л. Ответ: 4,37. 21. Определите рН раствора, если концентрация ОН" равна 10"4 моль/л. Ответ: рН=10. 22. Определите концентрации ионов Н+ и ОН"в растворах, рН которых равна 5,8; 11,4. Ответ: 1,58 10~6 моль/л; 6,33 10~9 моль/л; 3,98 10~12 моль/л; 0,25 10~2 моль/л. 23. Напишите в молекулярной и ионно-молекулярной формах уравнения реакции взаимодействия следующих веществ: а) K2S + NiS04 - д) Ca(N03)2 + К2С03 - б) K2S03 + НС1 - е) HN03 + Ва(ОН)2 в) AgN03 + KI ж) Fe(N03)2 + Na3P04 - г) Fe(S04)3 + КОН з) H2S04 + RbOH 24 Напишите в сокращенной ионной форме уравнения реакций, представленных следующими схемами: а) KOH + FeCl2- в) НСООК 4- H2S04 - б) СаС03 + НС1 - г) KCN + НС1 25. Что называется гидролизом солей? Почему растворы солей могут иметь кислую, щелочную или нейтральную реакцию среды? 26. Какие соли подвергаются гидролизу частично? Приведите примеры. 27. Какие соли и почему подвергаются гидролизу полностью? Приведите примеры. 28. Какие соли не подвергаются гидролизу? Почему это происходит? Приведите примеры таких солей и докажите справедливость своих суждений, написав соответствующие уравнения реакций. 29. В каких случаях при гидролизе солей образуются: а) кислые соли; б) основные соли? Приведите примеры на каждый случай, написав уравнения реакций. 30. Какие вещества помимо солей подвергаются процессу гидролиза? 31. Какое значение имеет гидролиз: а) в живых организмах; б) в важнейших химических производствах; в) в природе? 32. Что такое степень гидролиза и какие факторы влияют на ее величину? Привести примеры. 33. Что характеризует константа гидролиза? От каких факторов она зависит? 34. Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакции гидролиза следующих солей: Са(СН3СОО)2, КС1, K2C03, Ni(N03)2. Укажите окраску индикаторов в их растворах. 35. Укажите, какие из солей подвергаются гидролизу: FeCl3, K2S, SnCl2, AgN03. Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения процесса гидролиза. 36. Изменится ли окраска фенолфталеина при добавлении к раствору сульфида натрия? 37. Почему раствор хлорида алюминия при добавлении лакмуса окрашивается в красный цвет? 38. Напишите уравнение реакции гидролиза карбоната рубидия и объясните, как влияет на гидролиз разбавление и нагревание раствора. 39. В одну пробирку поместили раствор карбоната цезия, в другую - раствор хлорида никеля (II). Почему при добавлении фенолфталеина малиновую окраску приобретает только один раствор? Какой? Составьте уравнения гидролиза этих солей. 40. Закончите уравнения следующих реакций с учетом возможности необратимого гидролиза образуемых солей: а) A12(S04)8 + Na2S + НОН = б) FeCl3 + (NH4)2C03 + НОН = . 41. Составьте уравнения реакций необратимого гидролиза солей А1(СН3СОО)3и Сг2(С03)3. 42. Почему при добавлении воды к концентрированному водному раствору хлорида олова (И) выпадает осадок основной соли, а при добавлении раствора соляной кислоты выпадение осадка не происходит?