Гидролиз naclo – Какие из солей (Ca (NO2) 2) , Cs2S, NaClO4 подвергаются гидролизу. Для гидролизирующихся нужно написать уравнение в молекулятной и сокращенной ионной форме (стадии) и ооценить Ph, для каждой стадии еще нужно константу гидролиза K.

Факторы, ослабляющие степень гидролиза

ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ

 

Гидролиз-разложение солей водой, но не всякая соль подвергается гидролизу.

Разберем несколько реакций:

 

KOH +HCl = KCl + H2O

Или в ионном виде:

K++ OH- = K++ OH-+ H2O

Из этой реакции видно, что реакция идет только в сторону образования продуктов реакции, обратная реакция невозможна. Теперь другой пример:

NaOH + HCN = NaCN +H2O

Na++ OH- + HCN = Na++ CN-+ H2O

В этом примере реакция обратима,т.к. слабый электролит присутствует и в исходных веществах и в продуктах реакции. Возможность протекания обратной реакции указывает на взаимодействие соли с водой. Значит, с водой может взаимодействовать соль,которая образована одним (кислотой или основанием) или двумя слабыми электролитами.

 

Гидролиз – это взаимодействие соли с водой с образованием

слабого электролита.

1 тип гидролиза

Соди, образованные сильным основанием и сильной кислотой.

Такие соли гидролизу не подвергаются (см. NaCl, аналогично KNO3 BaCl2, Na2SO4 ) и в растворах таких солей среда нейтральная.

 

2 тип гидролиза

Соли, образованные слабым основанием и сильной кислотой.

Например, хлорид аммония – NH4Cl образован слабым основанием и сильной кислотой.

NH4Cl =NH4++ Cl-

NH4++ Cl-+ H+OH-= NH4OH +Cl-+ H+

Или в сокращенном виде

NH4++ H+OH- = NH4OH + H+

Таким образом, соли, образованные слабым основанием и сильной кислотой, гидролизуются по катиону и реакция среды в растворе такой соли - кислая

NH4Cl + H2O = NH4OH + HCl

Соли,образованные многокислотными основаниями, гидролизуются ступенчато.

Например, гидролиз нитрата алюминия.

Al(NO3)3= Al3++ 3NO3-

Гидролизу будет подвергаться катион алюминия, т.к гидроксид алюминия - слабый электролит.

Al3+ + H+OH-= AlOH2++ H+

AlOH2++ H+OH-= Al(OH)2++ H+

Al(OH)2++ H+OH-= Al(OH)3 + H+

Т.к. катион алюминия трехзарядный катион, то для него возможны три стадии гидролиза ( см.ионные уравнения). В действительности соли полностью не разлагаются и в молекулярном виде будем писать реакции только по первой стадии:

Al(NO3)3+ H2O = AlOH(NO3)2 + HNO3

Попытайтесь самостоятельно написать гидролиз следующих солей

ZnCL

2 FeSO4 Fe2(SO4)3

 

3 тип гидролиза

Соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой.

Например, гипохлорит натрия –NaClO образован слабой кислотой и сильным основанием

NaClO= Na++ ClO-

Гидролизоваться будет остаток слабого электролита,т.е. анион

Na++ClO-+ H+OH-= Na++ HClO + OH-

 

Или в сокращенном виде

ClO-+HOH=HClO+OH-

При таком типе гидролиза среда будет щелочная

 

NaClO +H2O = HClO + NaOH

Анионы слабых многоосновных кислот гидролизуются ступенчато

Разбирем на примере фосфата калия

K3PO4= 3K++ PO43-

PO43-+ HOH = HPO42-+ OH-

HPO

42-+ HOH = H2PO4-+ OH-

H2PO4-+HOH = H3PO4+OH-

В молекулярном виде пишем гидролиз только по первой стадии

K3PO4 + H2O = K2HPO4+ KOH

Испольэуя разобранные примеры, попытайтесь самостоятельнл написать гидролиз силиката натрия,

Нитрита бария, ацетата калия

 

4 тип гидролиза

Соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой.

Такие соли гидролизуются по кати ону и аниону. Если соль образована слабым и нерастворимым основанием и слабой и летучей кислотой, то такая соль в растворе не существует, т.к. полностью гидролизуется яяяяя9 см. таблицу растворимости солей)

 

Т.к. фармацевту приходится в своей профессиональной деятельности готовить или отпускать жидкие лекарственные формы (содержат растворы солей) фармацевт должен знать способы ослабления или подавления гидролиза.

 

Факторы, ослабляющие степень гидролиза

1 Т.к. реакция гидролиза – реакция эндотермрическая, т.е. для ее протекания требуется тепло, повышение температуры. Значит, чтобы реакция протекала медленнее, слабее – температуру надо понижать, т.е. раствор надо охлаждать ( поэтому лекарства рекомендуют хранить в прохладном месте)

2 Для ослабления гидролиза растворы солей долны быть более концентрированными( представте, что в растворе преобладают молекулы соли, значит на всех воды не хватит и соль разлагаться будет меньше)

3 Самый важный фактор, т. к.. при приготовлении лекарственной формы концентрация заданы и изменить нельзя. При приготовлении инъекционных растворов их подвергают стерилизации, т.е. нагреванию , значит два первых фактора не могут влиять и ослаблять разложение соли. Применяют химическую стабилизацию и прибавляют сильный электролит(кислоту или щелочь) в зависимости от реакции среды раствора. Если среда кислая -0джобавляют кислоту, если среда щелочная – джобавляют щелочь ( т.е. вводят одноименный сильный электролит)

 

В некоторых случаях необходимо гидролиз усилить ( например, при нанесении рисунка на хлопчатобумажную ткань ее необходим о пропитать гидроксидом алюминая, чтобы лучше нанести рисунок. Но гидроксид алюминия – нерастворимое соединениен и равномерное нанесение на ткань невозможно. Поэтому ткань обрабатывают солью алюминия, а затем создают условия,усиливающие гидролиз соли. В результате ткань равномерно пропитана гидроксидом алюминия)

studopedya.ru

гидролиз солей - Стр 5

на рН буферного раствора. Наблюдается ли изменение рН буферного раствора при разбавлении в n1 раз и в n2 раз?

Таблица 3.4 Экспериментальные данные исследования свойств буферного

раствора в связи с разбавлением

исходногобуферного раствора

 

Объем,

 

рН по универсальному

 

 

мл

 

 

 

 

 

индикатору

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

буфер-

 

 

 

 

 

После разбавления в n

 

 

 

 

 

раз

 

ного

 

воды

 

воды

 

 

 

 

до раз-

 

 

 

первое

 

второе

рас-

 

(V1)

 

(V2)

 

 

 

бавления

разбавле-

 

разбавле-

твора

 

 

 

 

 

рН

 

 

 

 

 

 

ние

 

ние

 

 

 

 

 

 

в n1 раз

 

в n2 раз

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Контрольные вопросы и задачи

1.Что называется буферным раствором? Для каких целей готовят буферные растворы в лаборатории?

2.Приведите примеры наличия и функционирования буферных систем в природе.

3.Объясните принцип действия ацетатного и аммиачного буферных рас-

творов.

4.В каком интервале рН наблюдается действие буферного раствора?

5.Как изменяется рН буферного раствора при разбавлении?

6.Объясните механизм поддержания постоянства рН при добавлении в приготовленный вами буферный раствор: а) кислоты; б) щелочи.

7.Что называется буферной емкостью? От каких факторов она зависит? При каком значении рН буферная емкость раствора максимальна?

8.

Буферная система содержит 0,1 моль/л муравьиной кислоты и

0,1 моль/л формиата калия. Определить рН.

9.

Как изменится рН буферного раствора, содержащего 0,1 М нитрата ам-

мония и 0,01 М гидроксида аммония, если его разбавить в 4 раза?

10.Определить рН буферного раствора, содержащего 1,1 моль/л NН4ОН и

1,1 моль/л NН4Сl.

11.Определить рН и рОН раствора, если к 1 л воды прибавить 11,5 г муравьиной кислоты и 10,5 г формиата калия.

12.Смешали 20 мл 0,2 М раствора ацетата натрия с 20 мл 0,3 н. раствора уксусной кислоты. Определить рН раствора.

13.100 мл 23 н. раствора муравьиной кислоты смешали с 30 мл 15 н. раствора формиата натрия. Определить рН раствора.

14.Рассчитать рН раствора, содержащего в 0,5 л 30 г уксусной кислоты и 41 г ацетата натрия.

15.Вычислить концентрацию Н+, ОН– и рН раствора, полученного при смешивании 50 мл 0,2 М раствора уксусной кислоты и 3 мл 0,1 М раствора ацетата натрия.

16.Рассчитать концентрацию ионов водорода и рН раствора, который получился при сливании 10 мл 0,1 М раствора карбоната натрия Nа2СО3 и 8 мл 0,1

Мраствора гидрокарбоната натрия NаНСО3.

17.

K 25 мл

0,2

M раствора гидрофосфата натрия добавили 15 мл

0,2 M раствора дигидрофосфата натрия. Полученную смесь разбавили до 50 мл.

Вычислите рН полученного раствора.

 

18.

К 100 мл

0,1

M

раствора

фтороводородной кислоты прибавлено

5 г фторида натрия. Вычислите рН полученного раствора.

19.

Смешали

21

мл

раствора

0,1 М раствора бензоната натрия

и 9 мл 0,1 М раствора бензойной кислоты. Вычислить рН, если константа ионизации равна 6,3·10–5.

20. Сколько миллилитров 0,5 М раствора хлорида аммония следует прибавить к 100 мл 0,5 н. раствора гидроксида аммония, чтобы получить буферную систему с рН = 9,25?

21. Каково соотношение концентраций СН3СООН и СН3СООNа

вацетатном буферном растворе, если его рН = 4,74?

22.Сколько граммов формиата калия следует взять, чтобы при растворении в 25 мл 0,03 М раствора муравьиной кислоты получить смесь с рН = 4,0.

23.

Сколько граммов формиата натрия следует добавить

к 100 мл

0,2 М

раствора муравьиной кислоты, чтобы получить

буферный

раствор с рН = 3,32?

 

24.

Сколько мл 0,5 M раствора нитрата аммония надо

добавить

к 10 мл 0,12 M раствора аммиака, чтобы получить раствор с рН = 9,2?

Лабораторная работа № 4. ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ

Цель работы. Установить взаимосвязь между составом соли и ее способностью подвергаться гидролизу. Научиться составлять молекулярные и ионные уравнения реакций гидролиза солей. С помощью индикаторов экспериментально определить характер среды в растворах солей. Сопоставить результаты эксперимента с теоретическими данными.

Гидролиз – разложение веществ водой. Гидролизом соли называется обменное взаимодействие ионов соли с молекулами воды, в результате, которого изменяется характер среды (соотношение между ионами водо-

рода и гидроксила в растворе).

Реакция гидролиза – это реакция обратная реакции нейтрализации.

гидролиз

СОЛЬ + h3Oкислота + основание

нейтрализация

Nh5Cl + h3O Nh5OH + HCl

Nh5+ + h3O Nh5OH + H+.

Гидролиз соли происходит лишь в тех случаях, если ионы соли с ионами Н+ или ОН– молекул воды образуют новые слабые электролиты. Процесс гидролиза – это обратный процесс диссоциации слабого электролита. Возможность и характер протекания реакции гидролиза определяется природой кислоты и основания, которые образовали данную соль.

Гидролизу подвергаются соли, образованные:

–сильным основанием и слабой кислотой;

–слабым основанием и сильной кислотой;

–слабым основанием и слабой кислотой.

Гидролизу не подвергаются соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой.

Гидролиз протекает обратимо, ступенчато, продукты гидролиза солей, как правило, определяются первой ступенью.

Рассмотрим возможные случаи гидролиза солей.

1. Гидролиз солей, образованных сильным основанием и слабой кислотой (КСN, NaClO, Na2CO3, K3PO4 и т. д.).

А) Гидролиз соли, образованной слабой одноосновной кислотой:

NaClO + h3O НClO + NaОН

Na+ + ClOˉ + h3O Na+ + ОНˉ + НClO или

ClOˉ + h3O НClO + ОНˉ ().

В обеих частях уравнения имеются малодиссоциированные вещества (h3O, НClO), но вода является более слабым электролитом, чем хлорноватистая кислота, поэтому равновесие реакции смещено в сторону обратной реакции. Из уравнения видно, что в результате гидролиза в растворе увеличивается концентрация ионов ОНˉ, т. е. реакция среды щелочная (рН > 7).

Б) Гидролиз соли, образованной слабой многоосновной кислотой:

Na3РО4 + h3O Na2HРO4 + NaОН.

Гидролиз протекает за счет взаимодействия ионов РО43– с молекулами h3O. Запишем сокращенное ионное уравнение реакции гидролиза, помня, что гидролиз протекает обратимо (при этом равновесие смещено в сторону обратной реакции) и ступенчато (к исходному иону присоединяется только один ион водорода):

РО43– + h3O HРO42– + ОНˉ (рН > 7).

По полученному ионному уравнению дописываем молекулярное уравнение реакции гидролиза.

Таким образом, в результате гидролиза соли, образованной сильным основанием и слабой многоосновной кислотой, образуется кислая соль и основание. В растворе соли среда – щелочная, так в растворе появляется избыток ионов ОН–.

2. Гидролиз солей, образованных слабыми основаниями и силь-

ными кислотами (Nh5Cl, ZnSO4, FeCl3, Al2(SO4)3 и др.).

Рассмотрим гидролиз сульфата цинка, соли образованной слабым афотерным основанием и сильной кислотой:

2ZnSO4 + 2h3O (ZnOH)2SO4 + h3SO4.

Гидролиз этой соли протекает по катиону, запишем сокрашенное ионное уравнение гидролиза, помня, что гидролиз протекает обратимо (равновесие смещено в сторону обратной реакции) и ступенчато (к исходному иону присоединяется только один гидроксильный ион):

Zn2+ + h3O ZnOH+ + H+ (pH < 7).

Врастворе появляется избыток ионов водорода, следовательно, в растворе соли среда – кислая (рН < 7).

По полученному ионному уравнению записываем молекулярное уравнение и расставляем коэффициенты.

При гидролизе соли, образованной слабым многокислотным основанием и сильной кислотой, образуется основная соль и кислота.

Вхолодных и умеренно концентрированных растворах солей гидролиз протекает по первой ступени. При повышении температуры и разбавлении растворов гидролиз усиливается, равновесие смещается в сторону прямой реакции, и тогда могут протекать и вторые ступени гидролиза.

3. Гидролиз солей, образованных слабым основанием и слабой кислотой.

Соли, образованные катионом слабого основания и анионом слабой кислоты, гидролизуются одновременно и по катиону, и по аниону с образованием слабого основания и слабой кислоты. Характер среды в таких растворах будет зависеть от свойств образующихся слабых электролитов, т. е. среда может быть слабокислой, слабощелочной или даже нейтральной.

Nh5CN + h3O Nh5OH + HCN

Nh5+ + CN– + h3O Nh5OH + HCN.

Для того чтобы определить характер среды, необходимо сопоставить константы диссоциации слабой кислоты (Кд =7,9·10-10)и слабого основания (Кд =1,76· 10-5).Из сравнения констант диссоциации кислоты и основания [Кд(Nh5ОН) > Кд(HCN)] следует, что раствор цианида аммония должен иметь слабощелочную среду.

(Nh5)2CО3 + h3O Nh5OH + Nh5HCО3

Nh5+ + CО32– + h3O Nh5OH + HCО3ˉ.

Особый случай гидролиза солей, образованных слабым многокислотным основанием и слабой многоосновной кислотой (Al2S3, Cr2S3, Fe2(CO3)2, Al2(CO3)2 и др.), когда разложение солей под действием воды происходит полностью.

Al2S3 + 6 h3O → 2 Al(OH)3↓ + 3 h3S↑.

В присутствии воды гидролиз идет и по катиону, и по аниону.

Al3+ + h3O AlOh3+ + H+

h3O S2– + h3O HS– + ОН–

Из образовавшихся ионов H+ и ОН– образуется вода – слабый электролит, концентрация ионов уменьшается, и равновесие смещается в сторону прямой реакции, т. е. гидролиз усиливается, идут вторые ступени гидролиза:

AlOh3+

+ h3O Al(OH)2+ + H+

 

h3O

HS

+ h3O h3S + ОН

 

 

В итоге равновесие реакции полностью смещается в сторону прямой реакции, и гидролиз идет до конца. В итоге образуется слабое и малорастворимое основание, которое выпадает в осадок. Кроме того, образуется второй слабый электролит, который является летучей кислотой. Поэтому соли такого типа не могут существовать в водном растворе. В таблице растворимости таких солей стоит прочерк.

При сливании растворов сульфата алюминия и сульфида натрия тоже образуется осадок и выделяется газ с неприятным запахом:

Аl2(SO4)3 + 3 Na2S + 6 h3O → 2 Al(OH)3 ↓ + 3 h3S↑ + 3 Na2SO4 Al3+ + h3O AlOh3+ + H+ h3O

S2– + h3O HS– + ОН–

При сливании водных растворов хлорида железа и карбоната натрия реакция гидролиза протекает до конца с образованием коричневого осадка Fe(OH)3 и с выделением газа CO2:

2 FeCl3 + 3 Na2CO3 + 3 h3O → 2 Fe(OH)3↓ + 3 CO2 ↑ + 6 NaCl

Fe 3+ + h3O FeOh3+

+ H+

 

h3O

CО32- + h3O HCO3-

+ ОН–

 

Эти соли взаимно усиливают гидролиз друг друга. Поскольку гидроксид алюминия амфотерное соединение, то для его получения чаще используют раствор соды, а не щелочь.

Степень гидролиза и константа гидролиза

Количественными характеристиками процесса гидролиза являются степень гидролиза и константа гидролиза.

Любое химическое равновесие можно охарактеризовать величиной константы равновесия. Для реакции гидролиза ацетата натрия

Ch4COONa + h3O Ch4COOH + NaОН

Ch4COO– + h3O Ch4COOH + ОН–

константа равновесия имеет вид:

В этом выражении концентрация воды преобладает в системе и остается величиной постоянной [h3O] = const. Перемножив две постоянные, получают тоже постоянную величину (Кг):

Кравн.· [h3O] = const = Кг

Преобразуем выражение константы гидролиза в вид удобный для расчетов, умножив числитель и знаменатель на одну и ту же величину

[H+], или заменим, получим:

Подобным образом находим константу гидролиза для соли, образованной слабой многоосновной кислотой. Например, для соли К3РО4 константа гидролиза будет рассчитываться по формуле

Для соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой, константа гидролиза будет равна:

Для соли, образованной слабым основанием и слабой кислотой, константа гидролиза будет равна:

Из выражений констант гидролиза следует, что чем слабее кислота или основание, образовавшее данную соль, тем больше константа гидролиза, тем в большей степени соль подвергается гидролизу.

Степень гидролиза (αг или β) – отношение числа молекул соли, подвергшихся гидролизу, к общему числу молекул.

Степень гидролиза соли можно вычислить, зная константу гидролиза соли:

Концентрацию ионов H+ или ОНˉ, образующихся при гидролизе соли, вычисляют используя константу гидролиза или степень гидролиза:

или

Пример 1. Вычислите рН и степень гидролиза соли в растворе карбоната натрия с молярной концентрацией 0,1 моль/л.

Решение. Запишем уравнение реакции гидролиза карбоната натрия. Na2СО3 + h3O NaHСO3 + NaОН

CО32– + h3O HCO3ˉ + ОНˉ.

При гидролизе образуется избыток ионов ОНˉ, следовательно, в растворе соли среда – щелочная. Вычислим концентрацию гидроксильных ионов, предварительно вычислив константу гидролиза:

Вычисление рН и степени гидролиза можно выполнить двумя способами.

48

А) Вычислим сначала концентрацию гидроксильных ионов, а затем степень гидролиза и рН.

Б) Вычислим сначала степень гидролиза, а затем концентрацию гидроксильных ионов и рН.

Техника безопасности

1.Перед выполнением работы следует ознакомиться с методикой проведения эксперимента, понять цель исследования.

2.К работе приступать только после разрешения преподавателя.

3.Помните о токсичности многих солей (особенно солей «тяжелых» металлов – меди, цинка, кадмия, ртути, свинца, олова). Работайте аккуратно. При попадании на руки растворов солей и в конце работы тщательно вымойте руки.

4.Пролитые реактивы необходимо сразу же удалить влажной тряпкой, не допуская их контакта с незащищенной кожей рук.

5.Опыты, в которых выделяются ядовитые газы, проводите в вытяжном шкафу при включенной вентиляции.

6.Правильно проводите нагревание пробирок с растворами, направляя открытую часть пробирки внутрь вытяжного шкафа. Равномерно нагревайте содержимое пробирки.

7.Растворы солей и индикаторов используйте в количествах, указанных в описании эксперимента. Не используйте растворы, в названиях которых не уверены.

Экспериментальная часть

Реактивы. Соли (растворы или кристаллы): NaCl, NaNO3, Na2SO4, Na2CO3, Na2SiO3, Na2В4O7, NaHСO3, Ch4COONa, Na2S, Na3PO4, KCl,

KNO3, K2SO4, Nh5Cl, Nh5NO3, Nh5Ch4COO, ZnSO4, Аl2(SO4)3, Cr2(SO4)3, AlCl3, FeCl3, ВаCl2, СаCl2, MgCl2.

Растворы индикаторов: фенолфталеин, метиловый оранжевый, лакмус, индикаторная бумага.

Оборудование. Посуда: штатив с пробирками, пробиркодержатель, спиртовка.

Получите у преподавателя вариант задания для проведения эксперимента (варианты заданий смотрите в таблице 4.1).

Таблица 4.1

Варианты индивидуальных заданий

Формула соли для опыта

 

Номера опытов

вари-

 

 

 

 

 

 

 

 

анта

1

2

3

4

5

6

7

 

 

 

 

 

 

 

 

1

Ch4COONa

Аl2(SO4)3

(Nh5)2CО3

NaNO3

2

NaHСO3

FeCl3

Nh5Ch4COO

КС1

3

Na2CO3,

Cr2(SO4)3

(Nh5)2CО3

КI

4

Na2SiO3,

ZnSO4

Nh5Ch4COO

NaC1

5

Na2S

Nh5Cl

(Nh5)2CО3

Na2SO4

6

NaNO2

Nh5NO3

Nh5Ch4COO

K2SO4

7

Na2В4O7,

Аl2(SO4)3

(Nh5)2CО3

KNO3

8

Na3PO4

FeCl3

Nh5Ch4COO

CaCl2

9

Ch4COONa

Cr2(SO4)3

(Nh5)2CО3

BaCl2

10

Na2SiO3

Nh5С1

Nh5Ch4COO

Ca(NO3)2

11

Na2S

ZnSO4

(Nh5)2CО3

KNO3

12

Na2CO3

Nh5NO3

Nh5Ch4COO

Na2SO4

13

NаНCO3

CuSO4

Nh5Ch4COO

NaNO3

14

Na2SiO3

FeCl3

(Nh5)2CО3

K2SO4

studfiles.net

Ответы@Mail.Ru: Гидролиз солей, помогите, срочно!

http://hob-inf.narod.ru/chem/hydr.html
http://himege.ru/gidroliz-solej/
Решение:
Степень гидролиза соли тем больше, чем слабее кислота или основание, образовавшие эту соль. Приведем ряд анионов и катионов, соответствующие уменьшению силы кислот и оснований их образующих.
Анионы:
F- > NO2− > Ch4COO− > SO32− > ClO− > CN− > CO32− > PO43− > S2− > SiO44−
Катионы:
Cd2+ > Mg2+ > Mn2+ > Fe2+ > Co2+ > Ni2+ > Nh5+ > Cu2+ > Pb2+ > Zn2+ > Al2+ > Cr 2+> Fe2+
Чем правее в этих рядах расположен ион, тем с большей силой идет гидролиз образованной им соли, т. е. его основание или кислота слабее, чем у стоящих слева от него.
NaCN и NaClO – это соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой. В ряду анионов CN− стоит правее ClO−, таким образом, NaCN в большей степени подвергается гидролизу, чем NaClO.
Составим ионно-молекулярное и молекулярное уравнения гидролиза цианида натрия NaCN.
Цианид натрия NaCN – соль слабой кислотой HCN и сильного основания NaOH. При растворении в воде молекулы NaCN диссоциируют на катионы Na+ и анионы CN−. Катионы Na+ не могут связывать ионы OH- воды, так как NaOH – это сильный электролит. Анионы CN− связывают ионы H+ воды, образуя молекулы слабого электролита HCN. Соль гидролизируется по аниону. Ионно-молекулярное уравнение гидролиза следующее:
CN- + H+OH- = HCN + OH-
В молекулярной форме уравнение гидролиза следующее: NaCN+ h3O = HCN + NaOH
В результате гидролиза в растворе появляется некоторый избыток ионов OH-, поэтому раствор NaCN имеет щелочную реакцию (pH >7).
Составьте молекулярное и ионно-молекулярное уравнение реакции гидролиза соли CuCl2 .Решение: Хлорид меди – соль слабого многокислотного основания Cu(OH)2 и сильной кислоты HCl . В данном случае катионы Cu2+ связывают гидроксильные ионы воды, образуя катионы основной соли CuOH+. Образование молекул Сu(OH)2 не происходит, так как ионы CuOH+ диссоциируют гораздо треднее, чем молекулы Cu(OH)2.В обычных условиях гидролиз идет по первой ступени. Соль гидролизуется по катиону. Ионно-молекулярное уравнение гидролиза: Cu2+ + h3O ⇄ CuOH+ + H+или в молекулярной форме: CuCl2 + h3O ⇄CuOHCl + HCl

otvet.mail.ru

Author: alexxlab

Добавить комментарий

Ваш адрес email не будет опубликован. Обязательные поля помечены *