Достаточно часто школьникам и студентам приходится составлять т. н. ионные уравнения реакций. В частности, именно этой теме посвящена задача 31, предлагаемая на ЕГЭ по химии. В данной статье мы подробно обсудим алгоритм написания кратких и полных ионных уравнений, разберем много примеров разного уровня сложности.
Зачем нужны ионные уравнения
Напомню, что при растворении многих веществ в воде (и не только в воде!) происходит процесс диссоциации - вещества распадаются на ионы. Например, молекулы HCl в водной среде диссоциируют на катионы водорода (H + , точнее, H 3 O +) и анионы хлора (Cl -). Бромид натрия (NaBr) находится в водном растворе не в виде молекул, а в виде гидратированных ионов Na + и Br - (кстати, в твердом бромиде натрия тоже присутствуют ионы).
Записывая "обычные" (молекулярные) уравнения, мы не учитываем, что в реакцию вступают не молекулы, а ионы. Вот, например, как выглядит уравнение реакции между соляной кислотой и гидроксидом натрия:
HCl + NaOH = NaCl + H 2 O. (1)
Разумеется, эта схема не совсем верно описывает процесс. Как мы уже сказали, в водном растворе практически нет молекул HCl, а есть ионы H + и Cl - . Так же обстоят дела и с NaOH. Правильнее было бы записать следующее:
H + + Cl - + Na + + OH - = Na + + Cl - + H 2 O. (2)
Это и есть полное ионное уравнение . Вместо "виртуальных" молекул мы видим частицы, которые реально присутствуют в растворе (катионы и анионы). Не будем пока останавливаться на вопросе, почему H 2 O мы записали в молекулярной форме. Чуть позже это будет объяснено. Как видите, нет ничего сложного: мы заменили молекулы ионами, которые образуются при их диссоциации.
Впрочем, даже полное ионное уравнение не является безупречным. Действительно, присмотритесь повнимательнее: и в левой, и в правой частях уравнения (2) присутствуют одинаковые частицы - катионы Na + и анионы Cl - . В процессе реакции эти ионы не изменяются. Зачем тогда они вообще нужны? Уберем их и получим краткое ионное уравнение:
H + + OH - = H 2 O. (3)
Как видите, все сводится к взаимодействию ионов H + и OH - c образованием воды (реакция нейтрализации).
Все, полное и краткое ионные уравнения записаны. Если бы мы решали задачу 31 на ЕГЭ по химии, то получили бы за нее максимальную оценку - 2 балла.
Итак, еще раз о терминологии:
- HCl + NaOH = NaCl + H 2 O - молекулярное уравнение ("обычное" уравнения, схематично отражающее суть реакции);
- H + + Cl - + Na + + OH - = Na + + Cl - + H 2 O - полное ионное уравнение (видны реальные частицы, находящиеся в растворе);
- H + + OH - = H 2 O - краткое ионное уравнение (мы убрали весь "мусор" - частицы, которые не участвуют в процессе).
Алгоритм написания ионных уравнений
- Составляем молекулярное уравнение реакции.
- Все частицы, диссоциирующие в растворе в ощутимой степени, записываем в виде ионов; вещества, не склонные к диссоциации, оставляем "в виде молекул".
- Убираем из двух частей уравнения т. н. ионы-наблюдатели, т. е. частицы, которые не участвуют в процессе.
- Проверяем коэффициенты и получаем окончательный ответ - краткое ионное уравнение.
Пример 1 . Составьте полное и краткое ионные уравнения, описывающие взаимодействие водных растворов хлорида бария и сульфата натрия.
Решение . Будем действовать в соответствии с предложенным алгоритмом. Составим сначала молекулярное уравнение. Хлорид бария и сульфат натрия - это две соли. Заглянем в раздел справочника "Свойства неорганических соединений" . Видим, что соли могут взаимодействовать друг с другом, если в ходе реакции образуется осадок. Проверим:
Упражнение 2 . Дополните уравнения следующих реакций:
- KOH + H 2 SO 4 =
- H 3 PO 4 + Na 2 O=
- Ba(OH) 2 + CO 2 =
- NaOH + CuBr 2 =
- K 2 S + Hg(NO 3) 2 =
- Zn + FeCl 2 =
Упражнение 3 . Напишите молекулярные уравнения реакций (в водном растворе) между: а) карбонатом натрия и азотной кислотой, б) хлоридом никеля (II) и гидроксидом натрия, в) ортофосфорной кислотой и гидроксидом кальция, г) нитратом серебра и хлоридом калия, д) оксидом фосфора (V) и гидроксидом калия.
Искренне надеюсь, что у вас не возникло проблем с выполнением этих трех заданий. Если это не так, необходимо вернуться к теме "Химические свойства основных классов неорганических соединений".
Как превратить молекулярное уравнение в полное ионное уравнение
Начинается самое интересное. Мы должны понять, какие вещества следует записывать в виде ионов, а какие - оставить в "молекулярной форме". Придется запомнить следующее.
В виде ионов записывают:
- растворимые соли (подчеркиваю, только соли хорошо растворимые в воде);
- щелочи (напомню, что щелочами называют растворимые в воде основания, но не NH 4 OH);
- сильные кислоты (H 2 SO 4 , HNO 3 , HCl, HBr, HI, HClO 4 , HClO 3 , H 2 SeO 4 , ...).
Как видите, запомнить этот список совсем несложно: в него входят сильные кислоты и основания и все растворимые соли. Кстати, особо бдительным юным химикам, которых может возмутить тот факт, что сильные электролиты (нерастворимые соли) не вошли в этот перечень, могу сообщить следующее: НЕвключение нерастворимых солей в данный список вовсе не отвергает того, что они являются сильными электролитами.
Все остальные вещества должны присутствовать в ионных уравнениях в виде молекул. Тем требовательным читателям, которых не устраивает расплывчатый термин "все остальные вещества", и которые, следуя примеру героя известного фильма, требуют "огласить полный список" даю следующую информацию.
В виде молекул записывают:
- все нерастворимые соли;
- все слабые основания (включая нерастворимые гидроксиды, NH 4 OH и сходные с ним вещества);
- все слабые кислоты (H 2 СO 3 , HNO 2 , H 2 S, H 2 SiO 3 , HCN, HClO, практически все органические кислоты...);
- вообще, все слабые электролиты (включая воду!!!);
- оксиды (всех типов);
- все газообразные соединения (в частности, H 2 , CO 2 , SO 2 , H 2 S, CO);
- простые вещества (металлы и неметаллы);
- практически все органические соединения (исключение - растворимые в воде соли органических кислот).
Уф-ф, кажется, я ничего не забыл! Хотя проще, по-моему, все же запомнить список N 1. Из принципиально важного в списке N 2 еще раз отмечу воду.
Давайте тренироваться!
Пример 2 . Составьте полное ионное уравнение, описывающие взаимодействие гидроксида меди (II) и соляной кислоты.
Решение . Начнем, естественно, с молекулярного уравнения. Гидроксид меди (II) - нерастворимое основание. Все нерастворимые основания реагируют с сильными кислотами с образованием соли и воды:
Cu(OH) 2 + 2HCl = CuCl 2 + 2H 2 O.
А теперь выясняем, какие вещества записывать в виде ионов, а какие - в виде молекул. Нам помогут приведенные выше списки. Гидроксид меди (II) - нерастворимое основание (см. таблицу растворимости), слабый электролит. Нерастворимые основания записывают в молекулярной форме. HCl - сильная кислота, в растворе практически полностью диссоциирует на ионы. CuCl 2 - растворимая соль. Записываем в ионной форме. Вода - только в виде молекул! Получаем полное ионное уравнение:
Сu(OH) 2 + 2H + + 2Cl - = Cu 2+ + 2Cl - + 2H 2 O.
Пример 3 . Составьте полное ионное уравнение реакции диоксида углерода с водным раствором NaOH.
Решение . Диоксид углерода - типичный кислотный оксид, NaOH - щелочь. При взаимодействии кислотных оксидов с водными растворами щелочей образуются соль и вода. Составляем молекулярное уравнение реакции (не забывайте, кстати, о коэффициентах):
CO 2 + 2NaOH = Na 2 CO 3 + H 2 O.
CO 2 - оксид, газообразное соединение; сохраняем молекулярную форму. NaOH - сильное основание (щелочь); записываем в виде ионов. Na 2 CO 3 - растворимая соль; пишем в виде ионов. Вода - слабый электролит, практически не диссоциирует; оставляем в молекулярной форме. Получаем следующее:
СO 2 + 2Na + + 2OH - = Na 2+ + CO 3 2- + H 2 O.
Пример 4 . Сульфид натрия в водном растворе реагирует с хлоридом цинка с образованием осадка. Составьте полное ионное уравнение данной реакции.
Решение . Сульфид натрия и хлорид цинка - это соли. При взаимодействии этих солей выпадает осадок сульфида цинка:
Na 2 S + ZnCl 2 = ZnS↓ + 2NaCl.
Я сразу запишу полное ионное уравнение, а вы самостоятельно проанализируете его:
2Na + + S 2- + Zn 2+ + 2Cl - = ZnS↓ + 2Na + + 2Cl - .
Предлагаю вам несколько заданий для самостоятельной работы и небольшой тест.
Упражнение 4 . Составьте молекулярные и полные ионные уравнения следующих реакций:
- NaOH + HNO 3 =
- H 2 SO 4 + MgO =
- Ca(NO 3) 2 + Na 3 PO 4 =
- CoBr 2 + Ca(OH) 2 =
Упражнение 5 . Напишите полные ионные уравнения, описывающие взаимодействие: а) оксида азота (V) с водным раствором гидроксида бария, б) раствора гидроксида цезия с иодоводородной кислотой, в) водных растворов сульфата меди и сульфида калия, г) гидроксида кальция и водного раствора нитрата железа (III).
Написать подробный Гидролиз солей. ХИМИЯ и получил лучший ответ
Ответ от Ник[гуру]
Сульфид K2S – соль, образованная сильным основанием КОН и слабой кислотой H2S, и в водном растворе подвергнется гидролизу по аниону. K2S + НОН ↔ KOH + КНS – первая ступень гидролиза S(2-) + HOH ↔ НS(-) + OH(-) (pH > 7 – среда щелочная) При нормальных условиях процесс гидролиза сульфида калия K2S протекает по первой ступени и является обратимым процессом. В растворе устанавливается равновесие. При нагревании процесс гидролиза сульфида калия идет по второй ступени. Гидролиз сульфида калия по второй ступени – необратимый процесс, протекающий с выделением сероводорода H2S, в растворе остается только гидроксид калия. КНS + НОН → KOH + Н2S - вторая ступень гидролиза НS(-) + НОН → OH(-) + Н2S(pH > 7 – среда щелочная) Суммарно K2S + 2НОН → Н2S + 2KOH S(2-) + 2HOH → Н2S + 2OH(-) (pH > 7 – среда щелочная) Хлорид цинка ZnCl2 – соль, образованная слабым основанием Zn(OH)2 и сильной кислотой. Гидролиз протекает по катиону. ZnCl2 + НОН ↔ ZnОНCl + НCl – первая ступень гидролиза Zn(2+) + НОН ↔ ZnОН (+) + Н (+) (pH < 7 – среда кислая) При нормальных условиях процесс гидролиза хлорида цинка ZnCl2 протекает по первой ступени и является обратимым процессом. В растворе устанавливается равновесие. По второй ступени гидролиз хлорида цинка, если и протекает, то в очень незначительной степени, равновесие реакции сильно смещено влево. ZnОНCl + НОН ↔ Zn(ОН) 2↓ + НCl – вторая ступень гидролиза ZnОН (+) + НОН ↔ Zn(ОН) 2↓ + Н (+) (pH < 7 – среда кислая) Суммарно ZnCl2 + 2НОН ↔ Zn(ОН) 2↓ + 2НCl Zn(2+) + 2НОН ↔ Zn(ОН) 2↓ + 2Н (+) (pH < 7 – среда кислая) Сульфит аммония (NH4)2SO3 – соль, образованная слабым основанием NH4OH и слабой кислотой H2SO3, гидролиз протекает как по катиону, так и по аниону. (NH4)2SO3 + НОН ↔ (NH4)HSO3 + NH4OH – первая ступень гидролиза SO3(2-) + НОН ↔ HSO3(-) + ОН (-) NH4(+) + НОН ↔ NH4OH + Н (+) Реакцию среды в данном случае определяют по константам диссоциации основания NH4OH и кислоты H2SO3. Кd(NH4OH) = 1,79*10(–5) Кd1(Н2SO3) = 1,3*10(-2) Поскольку константа диссоциации кислоты Н2SO3 по первой ступени больше, чем константа диссоциации основания NH4OH, то среда раствора будет слабокислая рН ≤ 7 При нагревании процесс гидролиза сульфита аммония идет по второй ступени. Гидролиз сульфита аммония по второй ступени – необратимый процесс, протекающий с выделением аммиака NH3 и оксида серы (IV) SO2, (NH4)HSO3 + HOH → NH3 + SO2 + 2H2O – вторая ступень гидролиза NH4(+) + SO3(2-) + H(+) → NH3 + SO2 + H2O (pH = 7 – среда нейтральная) Суммарно (NH4)2SO3 + НОН → 2NH3 + SO2 + 2H2O 2NH4(+) + SO3(2-) → 2NH3 + SO2 + H2O (pH = 7 – среда нейтральная) Фосфат калия К3РО4 – соль, образованная сильным основанием КОН и слабой кислотой Н3РО4, и в водном растворе подвергнется гидролизу по аниону. K3РО4 + НОН ↔ KOH + К2НРО4 – первая ступень гидролиза РО4(3-) + HOH ↔ НРО4(2-) + OH(-) (pH > 7 – среда щелочная) К2НРО4 + НОН ↔ KOH + КН2РО4 – вторая ступень гидролиза НРО4(2-) + НОН ↔ Н2РО4(-) + OH(-) (pH > 7 – среда щелочная) По третьей ступени гидролиз протекает при нагревании КН2РО4 + НОН ↔ KOH + Н3РО4 – третья ступень гидролиза Н2РО4(-)+ НОН ↔ Н3РО4 + OH(-) (pH > 7 – среда щелочная) Суммарно K3РО4 + 3НОН ↔ 3KOH + Н3РО4 РО4(3-) + 3HOH ↔ Н3РО4 + 3OH(-) (pH > 7 – среда щелочная)
Гидролиз
– это химическое взаимодействие ионов растворенной соли с водой, приводящее к образованию слабодиссоциирующих продуктов (молекул слабых кислот или оснований, анионов кислых или катионов основных солей) и сопровождающееся изменением
pH среды.
1.
Na
3
PO
4
это соль сильного основания (щелочи) NaOH и средней кислоты (фосфорной) H3PO4. Гидролиз соли идет по анионному типу, т.к. катион Na+, связываясь с гидроксил-анионом OH¯, образует сильный электролит NaOH, который диссоциирует на ионы.
Фосфорная трехосновная кислота образует три вида солей:
NaH2PO4 –первичный фосфат Na, хорошо растворимый
Na2HPO4 – вторичный фосфат Na, практически нерастворимый
Na3PO4- третичный фосфат Na, практически нерастворимый.
Из этого ясно, что при гидролизе Na3PO4, т.е. реакции, идущей до образования слабодиссоциирующей (плохорастворимой) соли, будет образовываться вторичный фосфат натрия Na2HPO4.
1 ступень
Ионно-молекулярное уравнение
PO4¯³ + H2O ↔ HPO4¯² + OH¯
Молекулярное уравнение:
Na3PO4 + H2O ↔ Na2HPO4 + NaOH
2 ступень
Ионно-молекулярное уравнение
Na2HPO4 + H2O↔ H2PO4¯² +OH¯
Молекулярное уравнение
Na2HPO4 + H2O↔ NaH2PO4 + NaOH
3 ступень
Ионно-молекулярное уравнение
H2PO4¯+ H2O = H3PO4 + OH¯
Молекулярное уравнение
NaH2PO4 + H2O = H3PO4 + NaOH
Обычно реакция идет по первой ступени, далее накапливаются гидроксильные ионы OH¯ и не дают реакции идти до конца.
Так как образуется кислая соль и сильное основание (щелочь), реакция раствора будет щелочная, т.е. pH>7.
2.Соль
K
2
S, сульфид калия
– это соль сильного основания и слабой фтористоводородной кислоты H2S. Гидролиз соли будет идти в две ступени, т.к. сероводородная кислота двухосновна, по анионному типу. СольK2S при растворении в воде диссоциирует на катион К+ и сульфид-анион S¯². Катион К+ не может связать гидроксильный анион, т.к. при этом образуется сильный электролит KOH, который тут же диссоциирует на ионы, а сульфид-анион S¯² слабой кислоты связывается с гидроксильной группой в малодиссоциирующее соединение.
1 ступень
S¯² + H2O = HS¯ + OH¯
Молекулярное уравнение
K2S + H2O = KHS + KOH
2 ступень
Ионно-молекулярное уравнение
HS¯ + H2O = H2S + OH¯
Молекулярное уравнение
KHS + H2O = H2S + KOH
Гидролиз протекает по первой ступени с образованием сильнощелочной реакции, pH>7.
3.
CuSO
4, сульфат меди
– соль сильной кислоты и слабого многокислотного основания.Cu(OH)2 . Гидролиз соли будет идти с образованием катионов основной соли CuOH+.
1 ступень
Ионно-молекулярное уравнение
Cu+² + H2O↔ CuOH+ + H+
Молекулярное уравнение
CuSO4+ H2O ↔ (CuOH)2SO4 + H2SO4
По 2 ступени реакция не пойдет из-за образующегося избытка ионов водорода сильной серной кислоты. Среда имеет кислую реакцию, pH<7.
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. |
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 =К исх. в-в /К 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 (С K 2 S =0,01моль/л).
K 2 S– соль 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 =К 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 к-ты . К осн. .
Характер среды олределяется относительной силой кислоты и основания.