Список гидролизующихся анионов:
Примеры:
а)
б)
в)
г)
д)
Обратите внимание, что в примерах (в – д) нельзя увеличивать число молекул воды и вместо гидроанионов (HCO3-, HPO42-, HS-) писать формулы соответствующих кислот (Н2СO3, Н3РO4, H2S). Гидролиз – обратимая реакция, и протекать «до конца» (до образования кислоты НnА) он не может.
Если бы такая неустойчивая кислота, как Н2СO3, образовалась в растворе своей соли Na2CO3, то наблюдалось бы выделение из раствора газа СO2 (Н2СO3 = СO2↓ + Н2O). Однако при растворении соды в воде образуется прозрачный раствор без газовыделения, что является свидетельством неполноты протекания гидролиза аниона СО| с появлением в растворе только гидроаниона угольной кислоты HCOg.
Степень гидролиза соли по аниону зависит от степени диссоциации продукта гидролиза – кислоты (HNO2, НClO, HCN) или ее гидроаниона (HCO3-, HPO42-, HS-); чем слабее кислота, тем выше степень гидролиза. Например, ионы СО32-, РО43- и S2- подвергаются гидролизу в большей степени (в 0,1 М растворах ~ 5 %, 37 % и 58 % соответственно), чем ион NO2, так как диссоциация Н2СO3 и H2S по 2-й ступени, а Н3РO4 по 3-й ступени (т. е. диссоциация ионов HCO3-, HS- и HPO42-) протекает значительно меньше, чем диссоциация кислоты HNO2. Поэтому растворы, например, Na2CO3, К3РO4 и BaS будут сильнощелочными (в чем легко убедиться по мылкости раствора 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 Na2CO3, внести алюминий, то последний (вследствие амфотерности) прореагирует с ОН-
и будет наблюдаться выделение водорода. Это – дополнительное доказательство протекания гидролиза иона СО32- (ведь в раствор Na2CO3 мы не добавляли щелочь NaOH!).
В случае взаимодействия катиона растворенной соли с водой процесс называется гидролизом соли по катиону:
Диссоциация соли Ni(NO3)2 протекает полностью, гидролиз катиона Ni2+ – в очень малой степени (для 0,1 М раствора – на 0,001 %), но этого оказывается достаточно, чтобы раствор стал кислым (среди продуктов гидролиза присутствует ион Н+), в нем рН = 5,96.
Гидролизу подвергаются катионы только малорастворимых основных и амфотерных гидроксидов и катион аммония NH4+. Гидролизуемый катион притягивает к себе анион ОН-, имеющийся в воде, и образует соответствующий гидроксокатион, а катион Н+ остается свободным:
Катион аммония в этом случае образует слабое основание – гидрат аммиака:
Список гидролизующихся катионов:
Примеры:
а)
б)
в)
г)
Обратите внимание, что в примерах (а – в) нельзя увеличивать число молекул воды и вместо гидроксокатионов FeOH2+, CrOH2+, ZnOH+ писать формулы гидроксидов FeO(OH), Cr(OH)3, Zn(OH)2. Если бы гидроксиды образовались, то из растворов солей FeCl3, Cr2(SO4)3 и ZnBr2 выпали бы осадки, чего не наблюдается (эти соли образуют прозрачные растворы).
Избыток катионов Н+ легко обнаружить индикатором или измерить специальными приборами. Можно также
проделать такой опыт. В концентрированный раствор сильно гидролизующейся по катиону соли, например AlCl3:
вносится магний или цинк. Последние прореагируют с Н+:
и будет наблюдаться выделение водорода. Этот опыт – дополнительное свидетельство протекания гидролиза катиона Al3+ (ведь в раствор AlCl3 мы не добавляли кислоту!).
1. Сильный электролит – это
1) С6Н5ОН
2) СН3СООН
3) С2Н4(ОН)2
4) К(НСОО)
2. Слабый электролит – это
1) иодоводород
2) фтороводород
3) сульфат аммония
4) гидроксид бария
3. В водном растворе их каждых 100 молекул образуется 100 катионов водорода для кислоты
1) угольной
2) азотистой
3) азотной
4) серной
4—7. В уравнении диссоциации слабой кислоты по всем возможным ступеням
4. Н3РO4
5. H2SeO3
6. H4SiO4
7. HF
сумма коэффициентов равна
1) 3
2) 6
3) 9
4) 12
8—11. Для уравнений диссоциации в растворе двух щелочей набора
8. NaOH, Ва(ОН)2
9. Sr(OH)2, Са(ОН)2
10. КОН, LiOH
11. CsOH, Са(ОН)2
общая сумма коэффициентов составляет
1) 5
2) 6
3) 7
4) 8
12. В известковой воде содержится набор частиц
1) СаОН+, Са2+, ОН-
2) Са2+, ОН-, Н2O
3) Са2+, Н2O, О2-
4) СаОН+, О2-, Н+
13—16. При диссоциации одной формульной единицы соли
13. NH4NO3
14. К2Cr2O7
15. Al(NO3)3
16. Cr2(SO4)3
число образующихся ионов равно
1) 2
2) 3
3) 4
4) 5
17. Наибольшее количество иона РО4-3 можно обнаружить в растворе, содержащем 0,1 моль
1) NaH2PO4
2) NaHPO4
3) Н3РO4
4) Na3PO4
18. Реакция с выпадением осадка – это
1) MgSO4 + H2SO4 →…
2) AgF + HNO3 →…
3) Na2HPO4 + NaOH →…
4) Na2SiO3 + HCl →…
19. Реакция с выделением газа – это
1) NaOH + СН3СООН →…
2) FeSO4 + КОН →…
3) NaHCO3 + HBr →…
4) Pl(NO3)2 + Na2S →…
20. Краткое ионное уравнение ОН- + Н+ = Н2O отвечает взаимодействию
1) Fe(OH)2 + НCl →…
2) NaOH + HNO2 →…
3) NaOH + HNO3 →…
4) Ва(ОН)2 + KHSO4 →…
21. В ионном уравнении реакции
SO2 + 2OН = SO32- + Н2O
ион ОН- может отвечать реагенту
1) Cu(ОН)2
2) Н2O
3) LiOH
4) С6Н5ОН
22—23. Ионное уравнение
22. ЗСа2+ + 2РO43- = Са3(РO4)2↓
23. Са2+ + НРO42- = СаНРO4↓
соответствует реакции между
1) Са(ОН)2 и К3РO4
2) СаCl2 и NaH2PO4
3) Са(ОН)2 и Н3РО4
4) СаCl и К2НРO4
24—27. В молекулярном уравнении реакции
24. Na3PO4 + AgNO3 →…
25. Na2S + Cu(NO3)2 →…
26. Ca(HSO3)2 [p-p, t] →…
27. K2SO3 + 2HBr →… сумма коэффициентов равна
1) 4
2) 5
3) 7
4) 8
28—29. Для реакции полной нейтрализации
28. Fe(OH)2 + HI →…
29. Ва(ОН)2 + H2S →…
сумма коэффициентов в полном ионном уравнении составляет
1) 6
2) 8
3) 10
4) 12
30—33. В кратком ионном уравнении реакции
30. NaF + AlCl3 →…
31. К2СO3 + Sr(NO3)2 →…
32. Mgl2 + К3РO4 →…
33. Na2S + H2SO4 →…
сумма коэффициентов равна
1) 3
2) 4
3) 5
4) 6
34—36. В водном растворе соли
34. Са(ClO4)2
35. AgF
36. Fe2(SO4)3
образуется среда
1) кислотная
2) нейтральная
3) щелочная
4) любая
37. Концентрация гидроксид-иона увеличивается после растворения в воде соли
1) CsNO3
2) SrCl2
3) NaCN
4) KHSO4
38. Нейтральная среда будет в конечном растворе после смешивания растворов исходных солей в наборах
1) ВаCl2, Fe(NO3)3
2) Na2CO3, SrS
3) BaS, ZnSO4
4) MgCl2, RbNO3
39. Установите соответствие между солью и ее способностью к гидролизу.
40. Установите соответствие между солью и средой раствора.
41. Установите соответствие между солью и концентрацией катиона водорода после растворения соли в воде.
14. Окислительно-восстановительные реакции. Электролиз
14.1. Окислители и восстановители
Окислительно-восстановительные реакции