Repetitor_po_Khimii

д) Na2CO3 + H2SO4 Na2SO4 + H2O + CO2; е) NaOH + Fe(NO3)2 Fe(OH)2 + NaNO3;

ж) Pb(NO3)2 + K2SO4 PbSO4 + KNO3; з) Na2SiO3 + Ba(OH)2 BaSiO3 + NaOH; и) FeCl3 + CsOH Fe(OH)3 + CsCl;

к) FeSO4 + Na3PO4 Fe3(PO4)2 + Na2SO4.

2.Напишите в полной и сокращенной ионных формах уравнения следующих реакций:

а) Fe(OH)2 + HNO3 Fe(NO3)2 + Н2О; б) Fe(OH)3 + H2SO4 Fe2(SO4)3 + H2O; в) MgCO3 + HCl MgCl2 + H2O + CO2; г) Cu(OH)2 + HNO3 Cu(NO3)2 + H2O; д) Al(OH)3 + H2SO4 Al2(SO4)3 + H2O; е) AlCl3 + AgNO3 Al(NO3)3 + AgCl; ж) FeCl2 + AgNO3 Fe(NO3)2 + AgCl.

Какие из этих реакций обратимы? Какие необратимы? Почему?

3.Составьте молекулярные и ионные уравнения реакций между веществами: а) КОН и MgCl2, б) NaOH и H2SO3, в) K2S и НСl, г) CH3COONa

иH2SO4, д) RbOH и HNO3, e) Na2SO4 и ВаСl2, ж) Na2CO3 и НCl. Какие реакции обратимы? Какие необратимы?

4.Составьте молекулярные и ионные уравнения реакций между: а) уксусной кислотой и гидроксидом бария, б) карбонатом кальция

иазотной кислотой, в) азотной кислотой и гидроксидом аммония. Обратимы или необратимы эти реакции обмена?

5.Составьте молекулярные уравнения реакций, выражаемых ионными уравнениями:

а) Zn2+ + S2– = ZnS;

б) CH3COO– + H+ = CH3COOH; в) Zn2+ + 2OH– = Zn(OH)2;

г) H+ + OH– = H2O;

д) Fe3+ + 3ОН– = Fe(OH)3; е) PbS + 2H+ = H2S + Pb2+; ж) H+ + CN– = HCN;

з) Mg(OH)2 + H+ = MgOH+ + H2O. Обратимы или необратимы эти реакции?

6.При действии растворов каких из следующих веществ на раствор

AgNO3 выпадает осадок AgCl: a) NaCl, б) КСlО4, в) НСl, г) КСlО3, д) СаСl2? Составьте молекулярные и ионные уравнения происходящих реакций.

7.Напишите полные и сокращенные ионные уравнения реакций меж-

ду попарно сливаемыми растворами солей: AgNO3, Na2CO3, CaCl2, K3PO4. В каких случаях образуется осадок?

230

Тест № 7 по теме: «Диссоциация кислот, оснований и солей

в водных растворах. Ионные уравнения реакций»

(Число правильных ответов — 14)

Вариант I

1.Какие из следующих электролитов при диссоциации могут образовывать и ионы Н+, и ионы ОН–?

.	Са(ОН)			2			.	Zn(OH)			2
А							Б
.	3	РО	4				.	Аl(ОН)		3
В	Н						Г
2. Какие частицы являются анионами?									4			.
.	Fe3+				.	3 .							Mn2+
А					Б	NO–	В	SO2–				Г
3. Какие электролиты являются сильными?												.
.	HI				.	KOH	.	2	S				3	)	2
А					Б		В	H				Г	Ba(NO

4.Каким из следующих элементов могут соответствовать ионы с зарядом –2?

.	.	.	.
А Са	Б О	В Fe	Г Se

5. Сколько молей ионов образуется при диссоциации 1 моля

(NH4)2SO4?	.	.	.
.
А 2	Б 9	В 3	Г 4

6.Какая из следующих реакций выражается сокращенным ионным уравнением Н+ + ОН– = Н2О?

.А НСl + Cu(OH)2 CuOHCl + Н2О

.Б НBr + КОН = КBr + Н2О

.В 2HNO3 + Fe(OH)2 Fe(NO3)2 + 2H2О

.Г H2SO3 + RbOH RbHSO3 + H2O

7.Какие электролиты в ионном уравнении следующей реакции записываются в виде ионов:

CaCO3 + 2HI = СаI2 + СО2 + Н2О?

.	3 .	.	2 .	2 .	2	O
А СаСO	Б HI	В CaI	Г СО	Д	Н

8. Какие вещества образуют при диссоциации ионы Mn2+?

.	4 .	2	. 2	4 .	MnО	2
А КMnО	Б MnСl		В Na	MnO Г

231

Вариант II

1.Какие электролиты образуют при диссоциации хлоридионы Сl?

.	3 .	.	2 .	FeCl	3
А KСlО	Б HCl	В Са(СlО)	Г

2.Каким из следующих элементов могут соответствовать ионы с зарядом +1?

.		Н				.	Sr		.	Rb			.	Fe
	А					Б			В				Г
3.	Какие частицы являются катионами?												.	2		4
.				4		.	2	7 .		Pb4+
	А	NH+				Б	Cr	O2–	В				Г	H	PO–
4.	Какие из следующих электролитов являются слабыми?
.		H	2	SO	4	.	Zn(OH)		2 .	3	)	3	.	3	РО	4
	А					Б			В	Al(NO			Г	Н

5. Сколько ионов образуется при диссоциации двух молекул

FeCl3?	.	.	.
.
А 4	Б 10	В 8	Г 5

6.Какая из следующих реакций относится к реакциям ионного обмена?

.А Н2О + Сl2 НСl + НСlО

.Б СаО + Н2О = Са(ОН)2

.В Ba(NO3)2 + Na2SO4 = BaSO4 + 2NaNO3

.Г 2H2 + O2 2H2O

7.Какие вещества в ионном уравнении следующей реакции записываются в виде молекул:

H2S + Pb(NO3)2 = PbS + 2HNO3?

.	2	S	.	3 2 .	.	HNO	3
А	H		Б Pb(NO ) В PbS		Г

8.Какие из следующих электролитов при диссоциации образуют гидроксидные ионы?

.	2	SO	4	.	2 .	3	2 .	Sn(OH)	2
А	H			Б Аl(ОН) Сl В		Са(НСО	) Г

§ 5.7. Гидролиз солей

Водные растворы солей имеют разные значения рН, т. е. показывают различную реакцию среды — кислую, щелочную, нейтральную.

Например, водный раствор хлорида алюминия AlCl3 имеет

232

кислую среду (рН < 7), раствор карбоната калия К2СО3 — щелочную среду (рН > 7), растворы хлорида натрия NaCl и нитрита свинца Pb(NO2)2 — нейтральную среду (рН = 7). Эти соли не содержат в своем составе ионы водорода Н+ или ги- дроксид-ионы ОН–, которые определяют среду раствора. Чем же можно объяснить различные среды водных растворов солей? Это объясняется тем, что в водных растворах соли под-

вергаются гидролизу.

Слово «гидролиз» означает разложение водой («гидро» — вода, «лизис» — разложение).

Гидролиз — одно из важнейших химических свойств солей.

• Гидролизом соли называется взаимодействие ионов соли с водой, в результате которого образуются слабые электролиты.

Сущность гидролиза сводится к химическому взаимодействию катионов или анионов соли с гидроксид-ионами ОН– или ионами водорода Н+ из молекул воды. В результате этого взаимодействия образуется малодиссоциирующее соединение (слабый электролит). Химическое равновесие процесса

диссоциации воды смещается вправо: Н2О H+ + ОН–.

Поэтому в водном растворе соли появляется избыток свободных ионов Н+ или ОН–, и раствор соли показывает кислую или щелочную среду.

Гидролиз — процесс обратимый для большинства солей. В состоянии равновесия только небольшая часть ионов соли гидролизуется. Количественно гидролиз характеризуется сте-

пенью гидролиза (h).

Степень гидролиза равна отношению числа гидролизованных молекул соли к общему числу растворенных молекул:

n

h = ——· 100%, N

где n — число молекул соли, подвергшихся гидролизу; N — общее число растворенных молекул соли.

Степень гидролиза зависит от природы соли, концентрации раствора, температуры. При разбавлении раствора, повышении его температуры степень гидролиза увеличивается.

233

Любую соль можно представить как продукт взаимодействия кислоты с основанием. Например, соль NaClO образована слабой кислотой НСlО и сильным основанием NaOH.

В зависимости от силы исходной кислоты и исходного основания соли можно разделить на 4 типа:

					Соли
I		Образованы						II		Образованы
		сильным основанием								сильной кислотой
		и слабой кислотой								и слабым основанием
	Примеры: NaCN, CH3COOK,									Примеры: CuCl2, NH4Br,
		Ba(NO2)2, Rb2CO3								FeSO4, Mn(NO3)2, CoI2
III		Образованы						IV		Образованы
		слабым основанием								сильной кислотой
		и слабой кислотой								и сильным основанием
		Примеры: CH3COONH4,								Примеры: NaCl, K2SO4,
		(NH4)2S, Pb(NO2)2,								Ca(NO3)2, CsBr, BaI2
			NH4CN

Соли I, II, III типов подвергаются гидролизу, соли IV типа не подвергаются гидролизу.

Рассмотрим примеры гидролиза различных типов солей.

I. Соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой, подвергаются гидролизу по аниону. Эти соли образо-

ваны катионом сильного основания и анионом слабой кислоты, который связывает катион водорода Н+ молекулы воды, образуя слабый электролит (кислоту).

Пример. Составим молекулярное и ионные уравнения гидролиза нитрита калия KNO2.

Соль KNO2 образована слабой одноосновной кислотой HNO2 и сильным основанием КОН, что можно изобразить схематически так:

КОН — сильное основание

KNO2

KNO2 — слабая одноосновная кислота

234

Напишем уравнение гидролиза соли KNO2: М о л е к у л я р н о е у р а в н е н и е :

K NO2 + HOH КОН + HNO2 П о л н о е и о н н о е у р а в н е н и е :

K+ + NO2– + H2O K+ + OH– + HNO2 С о к р а щ е н н о е и о н н о е у р а в н е н и е :

NO2– + Н2О OH– + HNO2 Рассмотрим механизм гидролиза этой соли.

Так как ионы H+ соединяются с ионами NO2– и образуют молекулы слабого электролита HNO2, их концентрация уменьшается и равновесие процесса диссоциации воды по

принципу Ле-Шателье смещается вправо: Н2О Н+ + ОН–.

В растворе увеличивается концентрация свободных гидрок- сид-ионов ОН–. Поэтому раствор соли KNO2 имеет щелочную реакцию (рН > 7).

Вывод. Соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой, при растворении в воде показывают щелочную реак-

цию среды, рН > 7.

II. Соли, образованные слабым основанием и сильной кислотой, гидролизуются по катиону. Эти соли образованы

катионом слабого основания и анионом сильной кислоты. Катион соли связывает гидроксид-ион ОН– воды, образуя слабый электролит (основание).

Пример. Составим молекулярное и ионное уравнения гидролиза йодида аммония NH4I.

Соль NH4I образована слабым однокислотным основанием NH4OH и сильной кислотой HI:

235

NH4OH — слабое основание

NH4I

HI — сильная кислота М о л е к у л я р н о е у р а в н е н и е :

П о л н о е и о н н о е у р а в н е н и е :

NH4+ + I– + Н2О NH4OH + Н+ + I– С о к р а щ е н н о е и о н н о е у р а в н е н и е :

NH4+ + Н2О NH4OH + Н+

При растворении в воде соли NH4I катионы аммония NH4+ связываются с гидроксид-ионами ОН– воды, образуя слабый электролит — гидроксид аммония NH4OH. В растворе появляется избыток ионов водорода Н+. Среда раствора соли NH4I — кислая, рН < 7.

Вывод. Растворы солей, образованных сильной кислотой и сла-

бым основанием, показывают кислую реакцию среды, рН < 7.

III. Соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой, гидролизуются одновременно и по катиону, и по

аниону. Эти соли образованы катионом слабого основания, который связывает ионы ОН– из молекулы воды и образует слабое основание, и анионом слабой кислоты, который связывает ионы Н+ из молекулы воды и образует слабую кислоту. Реакция растворов этих солей может быть нейтральной, слабокислой или слабощелочной. Это зависит от констант диссоциации слабой кислоты и слабого основания, которые образуются в результате гидролиза (табл. 22).

Пример 1. Составим уравнения гидролиза ацетата аммония CH3COONH4. Эта соль образована слабой уксусной кислотой CH3COOH и слабым основанием NH4OH:

CH3COOH

СН3СООNH4				слабые электролиты
				NH4OH

236

СН3СОО– + NH4+ + H2O CH3COOH + NH4OH

Реакция раствора соли CH3COONH4 — нейтральная (рН = 7), потому что Кд(СН3СООН) = Кд(NН4ОН).

Пример 2. Составим уравнения гидролиза цианида аммония NH4CN. Эта соль образована слабой кислотой HCN и слабым основанием NH4OH:

NH4OH

NH4CN				HCN	слабые электролиты
М о л е к у л я р н о е у р а в н е н и е :

И о н н о е у р а в н е н и е :

NH4+ + CN– + H2O NH4OH + HCN

Реакция раствора соли NH4CN — слабощелочная (рН > 7), потому что Kд(NH4OH) > Кд(НСN).

Как уже было отмечено, для большинства солей гидролиз является обратимым процессом. В состоянии равновесия гидролизуется только небольшая часть соли. Однако некоторые соли полностью разлагаются водой, т. е. для них гидролиз

является необратимым.

Необратимому (полному) гидролизу подвергаются соли, которые образованы слабым нерастворимым или летучим основанием и слабой летучей или нерастворимой кислотой. Такие соли не могут существовать в водных растворах. К ним, на-

пример, относятся:
				Аl(ОН)3						Fe(OH)3
Аl3S3						Fe2(CO3)3				СО2
				H2S						Н2СО3
							NH			Н2О
						NH4OH	3
(NH4)2SiO3							Н2О
						H2SiO3

(Обратите внимание, что для этих солей в таблице растворимости стоит прочерк.)

237

Пример. Составим уравнение гидролиза сульфида алюминия Al2S3:

Al2S3 + 6H2O = 2Аl(ОН)3 + 3H2S

Гидролиз сульфида алюминия Al2S3 протекает практически полностью до образования гидроксида алюминия Аl(ОН)3 и сероводорода H2S.

Полный гидролиз является причиной того, что в результате обменных реакций между водными растворами некоторых солей не всегда образуются две новые соли. Одна из этих солей может подвергаться необратимому гидролизу с образованием соответствующего нерастворимого основания и слабой летучей (нерастворимой) кислоты. Например:

3K2S + 2FeBr3 = Fe2S3 + 6KBr

Fe2S3 + 6Н2О = 2Fe(OH)3 + 3H2S

Суммируя эти уравнения, получаем:

3K2S + 2FeBr3 + 6Н2О = 2Fe(OH)3 + 3H2S + 6КBr

или в ионном виде:

3S2– + 2Fe3+ + 6Н2О = 2Fe(OH)3 + 3H2S

IV. Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием, не гидролизуются, потому что катионы и анионы

этих солей не связываются с ионами Н+ или ОН– воды, т. е. не образуют с ними молекул слабых электролитов. Равновесие диссоциации воды не смещается. Среда растворов этих солей — нейтральная (рН = 7,0), так как концентрации ионов Н+ и ОН– в их растворах равны, как в чистой воде.

Ступенчатый гидролиз

Гидролиз солей может протекать ступенчато. Рассмотрим случаи ступенчатого гидролиза.

Если соль образована слабой многоосновной кислотой и сильным основанием, число ступеней гидролиза зависит от основности слабой кислоты. В водном растворе таких солей на первых ступенях гидролиза образуются кислая соль вместо кислоты и сильное основание. Ступенчато гидролизуются соли Na2SO3, Rb2СО3, K2SiO3, Li3PO4 и др.

238

Пример. Составим молекулярное и ионное уравнения гидролиза карбоната калия К2СО3.

Гидролиз соли К2СО3 протекает по аниону, потому что эта соль образована слабой кислотой Н2СО3 и сильным основанием КОН:

КОН — сильное основание

К2СО3

Н2СО3 — слабая двухосновная кислота

Так как Н2СО3 — двухосновная кислота, гидролиз К2СО3 протекает по двум ступеням.

П е р в а я с т у п е н ь :

К2 СО3 + HOH КОН + KHCO3

кислая соль

2К+ + СО32– + Н2О К+ + ОH– + К+ + НCO3–

СО32– + Н2О ОH– + НCO3–

Продуктами первой ступени гидролиза К2СО3 являются кислая соль КНСО3 и гидроксид калия КОН.

В т о р а я с т у п е н ь (гидролиз кислой соли, которая образовалась в результате первой ступени):

К2 HСО3 + H OH КОН + H2CO3

К+ + HСО3– + Н2О К+ + ОH– + Н2CO3

HСО3– + Н2О ОH– + Н2CO3

Продуктами второй ступени гидролиза К2СО3 являются гидроксид калия и слабая угольная кислота Н2СО3. Гидролиз по второй ступени протекает в значительно меньшей степени, чем по первой ступени.

Среда раствора соли К2СО3 — щелочная (рН > 7), потому что в растворе увеличивается концентрация ионов ОН–.

Если соль образована слабым многокислотным основанием и сильной кислотой, то число ступеней гидролиза зависит от

кислотности слабого основания. В водных растворах таких солей на первых ступенях образуется основная соль вместо основания и сильная кислота. Ступенчато гидролизуются со-

ли MgSO4, CoI2, Al2(SO4)3, ZnBr2, Fe(NO3)3 и др.

239