Гидролиз бинарных соединений. Обратимый гидролиз солей

Исследуем действие универсального индикатора на растворы некоторых солей

Как мы видим, среда первого раствора — нейтральная (рН=7), второго — кислая (рН < 7), третьего щелочная (рН > 7). Чем же объяснить столь интересный факт? 🙂

Для начала, давайте вспомним, что такое pH и от чего он зависит.

pH- водородный показатель, мера концентрации ионов водорода в растворе (по первым буквам латинских слов potentia hydrogeni - сила водорода).

pH вычисляется как отрицательный десятичный логарифм концентрации водородных ионов, выраженной в молях на один литр:

В чистой воде при 25 °C концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов одинаковы и составляют 10 -7 моль/л (рН=7).

Когда концентрации обоих видов ионов в растворе одинаковы, раствор имеет нейтральную реакцию. Когда > раствор является кислым, а при > - щелочным.

За счет чего же в некоторых водных растворах солей происходит нарушение равенства концентраций ионов водорода и гидроксид-ионов?

Дело в том, что происходит смещение равновесия диссоциации воды вследствие связывания одного из ее ионов ( или ) с ионами соли с образованием малодиссоциированного, труднорастворимого или летучего продукта. Это и есть суть гидролиза.

— это химическое взаимодействие ионов соли с ионами воды, приводящее к образованию слабого электролита -кислоты (или кислой соли), или основания (или основной соли).

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

В зависимости от того какой ион соли вступает во взаимодействие с водой, различают три типа гидролиза:

1. žгидролиз по катиону (в реакцию с водой вступает только катион);
2. žгидролиз по аниону (в реакцию с водой вступает только анион);
3. žсовместный гидролиз — гидролиз по катиону и по аниону (в реакцию с водой вступает и катион, и анион).

Любую соль можно рассматривать как продукт, образованный взаимодействием основания и кислоты:

Гидролиз соли – взаимодействие ее ионов с водой, приводящее к появлению кислотной или щелочной среды, но не сопровождающееся образованием осадка или газа.
Процесс гидролиза протекает только с участием растворимых солей и состоит из двух этапов:
1) диссоциация соли в растворе – необратимая реакция (степень диссоциации, или 100%);
2) собственно , т.е. взаимодействие ионов соли с водой, — обратимая реакция (степень гидролиза ˂ 1, или 100%)
Уравнения 1-го и 2-го этапов – первый из них необратим, второй обратим – складывать нельзя!
Отметим, что соли, образованные катионами щелочей и анионами сильных кислот, гидролизу не подвергаются, они лишь диссоциируют при растворении в воде. В растворах солей KCl, NaNO 3 , NaSO 4 и BaI среда нейтральная .

Гидролиз по аниону

В случае взаимодействия анионов растворенной соли с водой процесс называется гидролизом соли по аниону .
1) KNO 2 = K + + NO 2 — (диссоциация)
2) NO 2 — + H 2 O ↔ HNO 2 + OH — (гидролиз)
Диссоциация соли KNO 2 протекает полностью, гидролиз аниона NO 2 – в очень малой степени (для 0,1 М раствора – на 0,0014%), но этого оказывается достаточно, чтобы раствор стал щелочным (среди продуктов гидролиза присутствует ион OH —), в нем p H = 8,14.
Гидролизу подвергаются анионы только слабых кислот (в данном примере – нитрит-ион NO 2 , отвечающий слабой азотистой кислоте HNO 2). Анион слабой кислоты притягивает к себе катион водорода, имеющийся в воде, и образует молекулу этой кислоты, а гидроксид-ион остается свободным:
NO 2 — + H 2 O (H +, OH —) ↔ HNO 2 + OH —
Примеры:
а) NaClO = Na + + ClO —
ClO — + H 2 O ↔ HClO + OH —
б) LiCN = Li + + CN —
CN — + H 2 O ↔ HCN + OH —
в) Na 2 CO 3 = 2Na + + CO 3 2-
CO 3 2- + H 2 O ↔ HCO 3 — + OH —
г) K 3 PO 4 = 3K + + PO 4 3-
PO 4 3- + H 2 O ↔ HPO 4 2- + OH —
д) BaS = Ba 2+ + S 2-
S 2- + H 2 O ↔ HS — + OH —
Обратите внимание, что в примерах (в- д) нельзя увеличить число молекул воды и вместо гидроанионов (HCO 3, HPO 4, HS) писать формулы соответствующих кислот (H 2 CO 3, H 3 PO 4, H 2 S). Гидролиз – обратимая реакция, и протекать «до конца» (до образования кислоты) он не может.
Если бы такая неустойчивая кислота, как H 2 CO 3 , образовывалась в растворе своей соли NaCO 3 , то наблюдалось бы выделение из раствора газа CO 2 (H 2 CO 3 = CO 2 + H 2 O). Однако, при растворении соды в воде образуется прозрачный раствор без газовыделения, что является свидетельством неполноты протекания гидролиза аниона с появлением в растворе только гидранионов угольной кислоты HCO 3 — .
Степень гидролиза соли по аниону зависит от степени диссоциации продукта гидролиза – кислоты. Чем слабее кислота, тем выше степень гидролиза. Например, ионы CO 3 2- , PO 4 3- и S 2- подвергаются гидролизу в большей степени, чем ион NO 2 , так как диссоциация H 2 CO 3 и H 2 S по 2-й ступени, а H 3 PO 4 по 3-тей ступени протекает значительно меньше, чем диссоциация кислоты HNO 2 . Поэтому растворы, например, Na 2 CO 3 , K 3 PO 4 и BaS будут сильнощелочными (в чем легко убедиться по мылкости соды на ощупь).

Избыток ионов ОН в растворе легко обнаружить индикатором или измерить специальными приборами (рН-метрами).
Если в концентрированный раствор сильно гидролизующейся по аниону соли,
например Na 2 CO 3 , внести алюминий, то последний (вследствие амфотерности) прореагирует со щелочью и будет наблюдаться выделение водорода. Это – дополнительное доказательство протекания гидролиза, ведь в раствор соды мы не добавляли щелочь NaOH!

Обратите особое внимание на соли кислот средней силы — ортофосфорной и сернистой. По первой ступени эти кислоты диссоциируют довольно хорошо, поэтому их кислые соли гидролизу не подвергаются, и среда раствора таких солей — кислая (из-за наличия катиона водорода в составе соли). А средние соли гидролизуются по аниону — среда щелочная. Итак, гидросульфиты, гидрофосфаты и дигидрофосфаты — не гидролизуются по аниону, среда кислая. Сульфиты и фосфаты — гидролизуются по аниону, среда щелочная.

Гидролиз по катиону

В случае взаимодействия катиона растворенной соли с водой процесс называется
гидролизом соли по катиону

1) Ni(NO 3) 2 = Ni 2+ + 2NO 3 − (диссоциация)
2) Ni 2+ + H 2 O ↔ NiOH + + H + (гидролиз)

Диссоциация соли Ni(NO 3) 2 протекает нацело, гидролиз катиона Ni 2+ − в очень малой степени (для 0,1М раствора − на 0,001%), но этого оказывается достаточно, чтобы среда стала кислотной (среди продуктов гидролиза присутствует ион H +).

Гидролизу подвергаются катионы только малорастворимых основных и амфотерных гидроксидов и катион аммония NH 4 + . Катион металла отщепляет от молекулы воды гидроксид-ион и освобождает катион водорода H + .

Катион аммония в результате гидролиза образует слабое основание − гидрат аммиака и катион водорода:

NH 4 + + H 2 O ↔ NH 3 · H 2 O + H +

Обратите внимание, что нельзя увеличивать число молекул воды и вместо гидроксокатионов (например, NiOH +) писать формулы гидроксидов (например, Ni(OH) 2). Если бы гидроксиды образовались, то из растворов солей выпали бы осадки, чего не наблюдается (эти соли образуют прозрачные растворы).
Избыток катионов водорода легко обнаружить индикатором или измерить специальными приборами. В концентрированный раствор сильно гидролизующейся по катиону соли, вносится магний или цинк, то последние реагируют с кислотой с выделением водорода.

Если соль нерастворимая — то гидролиза нет, т.к ионы не взаимодействуют с водой.

«Кислоты и вода» - Кислоты нашей пище. Уксусная. Щавелевая. Классификация кислот. Сахарная. Кислоты в животном мире. Разбавление серной кислоты водой. Муравьиная. Тема «Кислоты». Биологическая роль соляной кислоты. Самые важные кислоты. Кислоты в нашей жизни. H2SO4 -серная кислота тяжелая маслянистая жидкость, сильный окислитель, электролит.

«Карбоновая кислота» - Простейшие карбоновые кислоты. Предельные. По числу карбоксильных групп. По типу углеводородного радикала. Рассмотреть основы международной и тривиальных номенклатур, применение карбоновых кислот.

«Реакции кислот» - Кислоты. Типичные реакции кислот. BaCL2 + H2SO4 = BaSO4 + 2HCL Ba2+ + SO42- = BaSO4. Классификация кислот. Ответы. Проверь себя. Обобщение.

«Гидролиз соли» - Цель урока. Задачи воспитания. Как происходит гидролиз каждой группы? Прошу дать краткие ответы на мои вопросы: Что такое гидролиз? Гидролиз органических веществ. Cильные кислоты hclo4 HNO3 H2SO4 hcl hbr HI. Гидролиз бинарных соединений. Гидролиз по аниону (соль образована сильным основанием и слабой кислотой).

«Взаимодействие кислот» - В 1863 г. составил вытеснительный ряд металлов, который называется по имени ученого. Кислородсодержащие H2SO4 Бескислородные HCl. Бескислородные кислоты. Кислота. HCl H2SO4 HNO3 H2CO3 H3PO4. До водорода. CO2. Классификация кислот. Mg. Жидкие H2SO4 HNO3 hcl. 4. Взаимодействие с солями. Физические свойства.

«Кислоты взаимодействие» - НnКост? Н+ + Костn-. H++ Cl- H+ + NO3- 2H+ + SO42- 3H+ + PO43-. ! Взаимодействие с металлами. Помни! Диссоциация кислот. Взаимодействие с основаниями. Химические свойства кислот. Ме + НnКост? МеnКостm+ Н2 металл + кислота?соль + водород. Реакция возможна, если в результате получается растворимая соль.

Всего в теме 9 презентаций

Для школьного курса – экзотическая вещь, но вот в ЕГЭ-2014 встретилось… Речь идет о таких, например, реакциях:

Ca 3 N 2 + HCl =

Здесь можно рассуждать так. Щелочь (NaOH) или кислота (HCl) реагируют с бинарным соединением в растворе. А это значит, что фактически сначала идет реакция с водой (гидролиз бинарного соединения):

PCl 5 + H 2 O → H 3 PO 4 + HCl

Ca 3 N 2 + H 2 O → Сa(OH) 2 + NH 3

А затем продукты гидролиза реагируют с щелочью (в первом случае) или с кислотой (во втором случае):

PCl 5 + H 2 O → H 3 PO 4 + HCl → (+NaOH) → Na 3 PO 4 + NaCl + H 2 O

Ca 3 N 2 + H 2 O → Сa(OH) 2 + NH 3 → (+HCl) → CaCl 2 + NH 4 Cl + (H 2 O)

В итоге уравнения будут выглядеть так:

PCl 5 + 8NaOH = Na 3 PO 4 + 5NaCl +4 H 2 O

Ca 3 N 2 + 8HCl = 3CaCl 2 + 2NH 4 Cl

Поупражняйтесь:

Задача 3.2 Рассуждая аналогично, определите, что получится при взаимодействии:

Na 3 N + HCl →

PBr 3 + NaOH →

Ответы внизу

Аммиак и его свойства

Аммиак реагирует с кислотами, присоединяя протон по донорно-акцепторному механизму и образуя при этом соли аммония.

Задача 4.1 . Через раствор серной кислоты пропустили аммиак. Какие две соли при этом могут образоваться? От чего это зависит? Напишите уравнения реакций.

Ответы внизу

Водный раствор аммиака обладает свойствами слабой щелочи, поэтому с его помощью можно осаждать нерастворимые гидроксиды металлов.

Задача 4.2 . Через водный раствор сульфата хрома (III) пропустили избыток аммиака. Запишите уравнение реакции.

Ответы внизу

3) Аммиак – восстановитель. В частности, способен восстанавливать металлы из оксидов.

Задача 4.3 . Через оксид меди (II) пропустили поток аммиака при нагревании. Напишите уравнение реакции.

Ответы внизу

4) Аммиак способен быть лигандом и может образовывать комплексы – аммиакаты. Особенно вероятно упоминание в ЕГЭ аммиачного комплекса меди, так как он имеет ярко-синее окрашивание и может использоваться для обнаружения соединений двухвалентной меди .

Задача 4.4 . К раствору сульфата меди (II) добавили избыток водного раствора аммиака. Запишите уравнение реакции.

Ответы внизу

Реакции комплексных соединений

Включать в ЕГЭ такие задания – это подлость, так как химия комплексных соединений в школе не изучается. Но что делать…

Попробуем запомнить хоть немного:

1) гидроксокомплексы разрушаются кислотами и кислотными оксидами

При небольшом количестве кислоты - реагирует только внешняя сфера:

Na + HCl = NaCl + Al(OH) 3 ↓ + H 2 O

При избытке кислоты реагирует и внешняя сфера и комплексообразователь:

Na + 4HCl = NaCl + AlCl 3 + 4H 2 O

Углекислый газ, будучи слабой кислотой, реагирует только со внешней сферой:

Na + СO 2 = NaHCO 3 + Al(OH) 3 ↓

(кислая соль получается, так как реакция идет при избытке углекислого газа)

2) аммиачные комплексы разрушаются кислотами, которые связывают аммиак в прочные ионы аммония:

(OH) 2 + 6HCl = CuCl 2 + 4NH 4 Cl + 2H 2 O

3) комплексы также могут реагировать, если комплексообразователь переходит во что-нибудь устойчиво-нерастворимое:

(SO 4) 2 + K 2 S = CuS↓ + NH 3 + K 2 SO 4

4) при нагревании комплексы могут разлагаться с удалением летучих лигандов:

Cl 3 = CrCl 3 + 6H 2 O (t 0 )

SO 4 = CuSO 4 + 4NH 3 (t 0 )

Попробуйте запомнить хотя бы эти примеры и увидеть в них некие закономерности. Будем надеяться, что этого хватит. А вот упражнения:

Задача 5.1 Закончите уравнения реакций с участием комплексов:

K 3 + HBr (избыток) =

K 3 + HBr (недостаток) =

Na 2 + CO 2 =

K = (t 0 )

Cl + HNO 3 =

Ответы внизу

Восстановительные свойства иона I -

Ион иода (I -) (например: HI, NaI, KI) в большинстве реакций участвует не в реакциях обмена, а является восстановителем.

Например:

в реакции FeCl 3 + KI получается вовсе не FeI 3 и KCl, а идет восстановление трехвалентного железа до двухвалентного:

2FeCl 3 + 2KI = I 2 + 2FeCl 2 + 2KCl

Задача 6.1 Запишите уравнения реакций:

KNO 2 + NH 4 I =

Ответы внизу

С наибольшей скоростью реагируют между собой…

Вообще с наибольшей скоростью идут те реакции, которые сопровождаются взрывами. А при обычных условиях – реакции ионного обмена в водных растворах. Почему? Потому что в них участвуют электролиты, которые уже диссоциированы, связи разрушены. Поэтому ничто не мешает ионам моментально соединиться между собой. Можно считать, что активационный барьер такой реакции приближается к нулю.

Например:

Какие вещества реагируют между собой с наибольшей скоростью при комнатной температуре:

1) HCl(p-p) и NaOH(p-p)

2) S(тв.) и H 2 (г)

3) CO 2 (г) и H 2 O(ж)

4) FeS 2 (тв.) и O 2 (г)

Правильный ответ – 1), так как это реакция ионного обмена.

Смешанные оксиды Fe 3 O 4 и Pb 3 O 4

Железо образует смешанный оксид – железную окалину Fe 3 O 4 (FeO ∙ Fe 2 O 3) со степенями окисления +2 и +3.

Свинец образует смешанный оксид – сурик Pb 3 O 4 (2PbO ∙ PbO 2) со степенями окисления +2 и +4.

При реакциях этих оксидов с кислотами могут получаться сразу две соли:

Fe 3 O 4 + 8HCl = FeCl 2 + 2FeCl 3 + 4H 2 O

Pb 3 O 4 + 4HNO 3 = 2Pb(NO 3) 2 + PbO 2 + H 2 O (PbO 2 амфотерен, поэтому в соль не превращается).

Переходы Fe +2 ↔ Fe +3 и Cu +1 ↔ Cu +2

Вот несколько сложных ситуаций:

Fe 3 O 4 + HNO 3 = что получится?

Казалось бы, должны получиться две соли и вода: Fe(NO 3) 2 + Fe(NO 3) 3 + H 2 O (смотри предыдущий раздел), но HNO 3 – сильный окислитель, поэтому будет окислять железо +2 в составе железной окалины до железа +3 и получится только одна соль:

Fe 3 O 4 + 10HNO 3 (конц) = 3Fe(NO 3) 3 + NO 2 + 5H 2 O

Аналогично в реакции Cu 2 O + HNO 3 может показаться, что продуктами будут CuNO 3 + H 2 O. А на самом деле одновалентная медь (Cu +1 2 O) может окисляться до двухвалентной, поэтому пойдет окислительно-восстановительная реакция:

Cu 2 O + 6HNO 3 (конц) = 2Сu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 3H 2 O

Задача 7.1 . Запишите уравнения реакций:

Fe 3 O 4 + H 2 SO 4 (разб) =

Fe 3 O 4 + H 2 SO 4 (конц) =

Fe 2 (SO 4) 3 + H 2 S =

1). Гидролиз эндотермическая реакция, поэтому повышение температуры усиливает гидролиз.

2). Повышение концентрации ионов водорода ослабляет гидролиз, в случае гидролиза по катиону. Аналогично, повышение концентрации гидроксид-ионов ослабляет гидролиз, в случае гидролиза по аниону.

3). При разбавлении водой равновесие смещается в сторону протекания реакции, т.е. вправо, степень гидролиза возрастает.

4). Добавки посторонних веществ могут влиять на положение равновесия в том случае, когда эти вещества реагируют с одним из участников реакции. Так, при добавлении к раствору сульфата меди

2CuSO4 + 2H2O <=> (CuOH)2SO4 + H2SO4

раствора гидроксида натрия, содержащиеся в нем гидроксид-ионы будут взаимодействовать с ионами водорода. В результате их концентрация уменьшится, и, по принципу Ле Шателье, равновесие в системе сместится вправо, степень гидролиза возрастет. А если к тому же раствору добавить раствор сульфида натрия, то равновесие сместится не вправо, как можно было бы ожидать (взаимное усиление гидролиза) а наоборот, влево, из-за связывания ионов меди в практически нерастворимый сульфид меди.

5). Концентрация соли. Рассмотрение этого фактора приводит к парадоксальному выводу: равновесие в системе смещается вправо, в соответствии с принципом Ле Шателье, но степень гидролиза уменьшается.

Пример,

Al(NO 3 ) 3

Соль гидролизуется по катиону. Усилить гидролиз этой соли можно, если:

1. нагреть или разбавить раствор водой;
2. добавит раствор щёлочи (NaOH);
3. добавить раствор соли, гидролизующейся по аниону Nа 2 СО 3 ;

1. растворение вести на холоду;
2. готовить как можно более концентрированный раствор Al(NO 3 ) 3 ;
3. добавить к раствору кислоту, например HCl

Гидролиз солей многокислотных оснований и многоосновных кислот проходит ступенчато

Например, гидролиз хлорида железа (II) включает две ступени:

1-ая ступень

FeCl 2 + HOH <=>Fe(OH)Cl + HCl
Fe 2+ + 2Cl - + H + + OH - <=>Fe(OH) + + 2Cl - + H +

2-ая ступень

Fe(OH)Cl + HOH <=>Fe(OH) 2 + HCl
Fe(OH) + + Cl - + H + + OH - <=>Fe(ОН) 2 + Н + + Cl -

Гидролиз карбоната натрия включает две ступени:

1-ая ступень

Nа 2 СО 3 + HOH <=>NаНСО 3 + NаОН
СО 3 2- + 2Na + + H + + OH - =>НСО 3 - + ОН - + 2Na +

2-ая ступень

NаНСО 3 + Н 2 О <=>NаОН + Н 2 СО 3
НСО 3 - + Na + + H + + OH - <=>Н 2 СО 3 + ОН - + Na +

Гидролиз - процесс обратимый. Повышение концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов препятствует протеканию реакции до конца. Параллельно с гидролизом проходит реакция нейтрализации, когда образующееся слабое основание (Fe(ОН) 2) взаимодействует с сильной кислотой, а образующаяся слабая кислота (Н 2 СО 3) - со щелочью.

Гидролиз протекает необратимо, если в результате реакции образуется нерастворимое основание и (или) летучая кислота:

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

Cоли, полностью разлагаемые водой - Al 2 S 3 , нельзя получить по реакции обмена в водных растворах, так как вместо обмена протекает реакция совместного гидролиза:

2AlCl 3 +3Na 2 S≠Al 2 S 3 +6NaCl

2AlCl 3 +3Na 2 S+6H 2 O=2Al(OH) 3 ↓+6NaCl+3H 2 S (взаимное усиление гидролиза)

Поэтому их получают в безводных средах спеканием или другими способами, например:

2Al+3S = t ° C =Al 2 S 3

Примеры реакций гидролиза

(NH 4) 2 CO 3 карбонат аммония – соль, слабой кислоты и слабого основания. Растворима. Гидролизуется по катиону и аниону одновременно. Число ступеней – 2.

1 ступень: (NH 4) 2 CO 3 +H 2 O ↔ NH 4 OH+NH 4 HCO 3

2 ступень: NH 4 HCO 3 +H 2 O ↔NH 4 OH +H 2 CO 3

Реакция раствора слабощелочная pH >7, т.к гидроксид аммония более сильный электролит, чем угольная кислота. К д (NH 4 OH )>К д (H 2 CO 3)

CH 3 COONH 4 ацетат аммония – соль, слабой кислоты и слабого основания. Растворима. Гидролизуется по катиону и аниону одновременно. Число ступеней – 1.

CH 3 COONH 4 +H 2 O ↔NH 4 OH +СH 3 COOH

Реакция раствора нейтральная pH =7, т.к К д (CH 3 COO Н)=К д (NH 4 OH )

K 2 HPO 4 – гидроортофосфат калия - соль, слабой кислоты и сильного основания. Растворима. Гидролизуется по аниону. Число ступеней – 2.

1 ступень: K 2 HPO 4 +H 2 O ↔KH 2 PO 4 +KOH

2 ступень: KH 2 PO 4 +H 2 O ↔H 3 PO 4 +KOH

Реакция раствора 1 ступени слабощелочная pH =8,9 , так как в результате гидролиза в растворе накапливаются ионы OH - и процесс гидролиза преобладает над процессом диссоциации ионов HPO 4 2- , дающим ионы H + (HPO 4 2- ↔H + +PO 4 3-)

Реакция раствора 2 ступени слабокислая pH =6,4 , так как процесс диссоциации дигидроортофосфат ионов преобладает над процессом гидролиза, при этом ионы водорода не только нейтрализуют гидроксид-ионы, но и остаются в избытке, что и обуславливает слабокислую реакцию среды.

Задача: Определите среду растворов гидрокарбоната и гидросульфита натрия.

Решение:

1) Рассмотрим процессы в растворе гидрокарбоната натрия. Диссоцияция этой соли идёт в две ступени, катионы водорода образуются на второй ступени:

NaHCO 3 = Na + + HCO 3 - (I)

HCO 3 - ↔ H + + CO 3 2- (II )

Константа диссоциации по второй ступени - это К 2 угольной кислоты, равная 4,8∙10 -11 .

Гидролиз гидрокарбоната натрия описывается уравнением:

NaHCO 3 +H 2 O ↔ H 2 CO 3 +NaOH

HCO 3 - +H 2 O ↔H 2 CO 3 +OH - , константа которого равна

K г =K w /K 1 (H 2 CO 3)=1∙10 -14 /4,5∙10 -7 =2,2∙10 -8 .

Константа гидролиза заметно больше константы диссоциации, поэтому раствор NaHCO 3 имеет щелочную среду .

2) Рассмотрим процессы в растворе гидросульфита натрия. Диссоцияция этой соли идёт в две ступени, катионы водорода образуются на второй ступени:

NaHSO 3 = Na + + HSO 3 - (I)

HSO 3 - ↔ H + + SO 3 2- (II)

Константа диссоциации по второй ступени - это К 2 сернистой кислоты, равная 6,2∙10 -8 .

Гидролиз гидросульфита натрия описывается уравнением:

NaHSO 3 +H 2 O ↔H 2 SO 3 +NaOH

HSO 3 - +H 2 O ↔H 2 SO 3 +OH - , константа которого равна

K г =K w /K 1 (H 2 SO 3)=1∙10 -14 /1,7∙10 -2 =5,9∙10 -13 .

В этом случае костанта диссоциации больше константы гидролиза, поэтому раствор

NaHSO 3 имеет кислую среду .

Задача: Определить среду раствора соли цианида аммония.

Решение:

NH 4 CN ↔NH 4 + + CN –

NH 4 + + 2H 2 O ↔NH 3 . H 2 O + H 3 O +

CN – + H 2 O ↔HCN + OH –

NH 4 CN +H 2 O ↔ NH 4 OH + HCN

К д (HCN) =7.2∙10 -10 ; К д (NH 4 OH) =1.8∙10 -5

Ответ: Гидролиз по катиону и аниону, т.к. K o > K к, слабощелочная среда, pH > 7