Hydrolyse k2s. Hydrolyse von Kaliumsulfid Die Hydrolyse des Salzes wird durch die Gleichung ausgedrückt

Klasse: 11

Ziel: Bedingungen für das Bewusstsein und Verständnis neuer Informationen schaffen, um die Möglichkeit zu bieten, das erworbene theoretische Wissen in der Praxis anzuwenden.

Unterrichtsart: kombiniert:

Methoden: reproduktiv, teilweise suchend (heuristisch), problembasiert, Laborarbeit, erklärend und illustrativ.

Das Endergebnis des Trainings.

Wissenswertes:

1. Das Konzept der Hydrolyse.
2. 4 Fälle von Hydrolyse.
3. Regeln der Hydrolyse.

Sie müssen in der Lage sein:

1. Erstellen Sie Hydrolysepläne.
2. Sagen Sie die Art des Mediums und die Wirkung des Indikators auf eine bestimmte Salzlösung basierend auf der Zusammensetzung des Salzes voraus.

Während des Unterrichts

Ι. Zeit organisieren.

Didaktische Aufgabe: Schaffung eines psychologischen Klimas

- Guten Tag! Nehmen Sie sich ein Stimmungsblatt und notieren Sie Ihre Stimmung zu Beginn der Lektion. Anhang 1

Lächeln! Gut, danke.

II. Vorbereitung auf das Erlernen neuer Materialien.

Das Epigraph unserer Lektion werden die Worte sein Kozma Prutkova

Bleiben Sie immer wachsam.

III. Aktualisierung des Wissens der Studierenden.

Aber erinnern wir uns zunächst an die Klassifizierung von Elektrolyten und das Schreiben der Dissoziationsgleichungen von Elektrolyten. (An der Tafel erledigen drei Personen die Aufgabe mithilfe von Karten.)

Frontalklassenbefragung zu folgenden Fragen:

1. Welche Stoffe werden Elektrolyte genannt?
2. Wie nennen wir den Grad der elektrolytischen Dissoziation?
3. Welche Stoffe werden aus TED-Sicht als Säuren bezeichnet?
4. Welche Stoffe werden aus TED-Sicht als Basen bezeichnet?
5. Welche Stoffe werden aus TED-Sicht als Salze bezeichnet?
6. Welche Stoffe werden Ampholyte genannt?
7. Welche Reaktionen werden Neutralisationsreaktionen genannt?

Wir überprüfen die Antworten an der Tafel. (Noten bekannt geben.)

Okay, erinnern Sie sich jetzt daran, was Indikatoren sind? Welche Indikatoren kennen Sie?

Wie ändern sie ihre Farbe in Lösungen von Säuren und Laugen? Überprüfen wir die Antworten anhand der Tabelle.

Diskussion der Erfahrung. (Hängen Sie den Laborexperimenttisch an die Tafel.Anhang 3 (II))

Funktioniert Natriumcarbonatlösung bei Indikatoren?

Zeigen Sie mit farbigem Papier, wie sich die Farbe der Indikatoren ändert. (Ein Schüler aus der 1. Reihe an der Tafel.)

Funktioniert Aluminiumsulfatlösung bei Indikatoren?

(Ein Schüler aus der 2. Reihe an der Tafel erledigt die vorherige Aufgabe für Aluminiumsulfatlösung).

Funktioniert Natriumchloridlösung bei Indikatoren?

(Zeigen Sie auf farbigem Papier in einer Tabelle an der Tafel die Farbveränderung des Indikators an.)

Füllen Sie für alle die gleiche Tabelle im Arbeitsblatt aus. Anhang 3 (II)

Vergleichen Sie nun die beiden Tabellen an der Tafel und ziehen Sie eine Schlussfolgerung über die Natur der Umgebung der vorgeschlagenen Salze.

ΙV. Neues Material lernen.

Warum kann es in Salzlösungen sehr unterschiedliche Umgebungen geben?

Das Thema unserer heutigen Lektion wird helfen, diese Frage zu beantworten. Was wird Ihrer Meinung nach besprochen? ( Die Studierenden bestimmen das Thema der Unterrichtsstunde.

Versuchen wir, das Wort „HYDRO – LIZ“ zu entziffern. Kommt von den beiden griechischen Wörtern „hydor“ – Wasser, „lysis“ – Zersetzung, Verfall. (Formulieren Sie Ihre eigenen Definitionen)

HYDROLYSE VON SALZ ist eine Reaktion der Ionenaustauschwechselwirkung von Salzen mit Wasser, die zu deren Zersetzung führt.

Was werden wir in dieser Lektion lernen? ( Gemeinsam mit den Studierenden formulieren wir das Hauptziel des Unterrichts.

Was ist Hydrolyse? Machen wir uns mit vier Fällen der Hydrolyse und den Regeln der Hydrolyse vertraut. Lassen Sie uns lernen, wie man Hydrolyseschemata erstellt, die Art des Mediums anhand der Zusammensetzung des Salzes und die Wirkung des Indikators auf eine bestimmte Salzlösung vorhersagt.

Das Salz zerfällt in Ionen und die resultierenden Ionen interagieren mit Wasserionen.

Kommen wir zum Salz Na 2 CO 3: Durch die Wechselwirkung welcher Base und welcher Säure entstand ein Salz? (NaOH + H 2 CO 3).

Erinnern wir uns an die Klassifizierung der Elektrolyte

NaOH ist ein starker Elektrolyt und H 2 CO 3 ist ein schwacher. Was ist die Natur des Mediums dieses Salzes? Welche Schlussfolgerung lässt sich ziehen?

Welche Base und welche Säure bildeten durch die Wechselwirkung ein Salz - AI 2 (SO 4) 3? (AI(OH) 3 + H 2 SO 4). Wo ist der schwache und wo ist der starke Elektrolyt? Welche Schlussfolgerung ziehen wir?

Durch das Zusammenspiel welcher Base und welcher Säure entstand ein Salz – NaCI? (NaOH + HCI) Bestimmen Sie die Stärke dieser Elektrolyte.

Welches Muster ist Ihnen aufgefallen? Notieren Sie Ihre Erkenntnisse auf den Arbeitsblättern.

Ein Beispiel dafür, welcher Hydrolysefall nicht in einem Laborexperiment gegeben wurde? ( Wenn ein Salz aus einer schwachen Base und einer schwachen Säure gebildet wird.) Wie ist die Umgebung in diesem Fall beschaffen?

Notieren Sie Ihre Erkenntnisse auf den Arbeitsblättern. Anhang 3 (III). Sag sie noch einmal.

Je nach Richtung der Hydrolysereaktionen können sie in reversible und irreversible unterteilt werden

Dem Algorithmus zufolge müssen sie lernen, Diagramme von Hydrolysegleichungen zu erstellen. ( Anhang 4).

Schauen wir uns das Beispiel Salz K 2 S an – Lehrer an der Tafel.

Aus welcher Base und welcher Säure entsteht durch die Wechselwirkung dieses Salz? Machen wir uns eine Notiz:

1. K 2 S→KOH stark
↓
H 2 S schwach

Was ist die Natur des Mediums dieses Salzes?

2. Wir schreiben die Salzdissoziationsgleichung: K 2 S↔2K + + S 2-

3. Wir betonen das schwache Elektrolytion.

4. Wir schreiben das Ion eines schwachen Elektrolyten aus einer neuen Zeile auf, fügen HOH hinzu, setzen ein Zeichen ↔ schreiben das Ion OH - , weil alkalische Umgebung.

5. Wir setzen ein „+“-Zeichen und schreiben ein Ion, bestehend aus einem Salzion S 2– und einem von einem Wassermolekül verbleibenden Ion – NS -.

Wir schreiben die endgültige Hydrolysegleichung:

K 2 S + H 2 O ↔ KOH + KHS

Was ist durch Hydrolyse entstanden? Warum ist dieses Salz alkalisch?

Rekordhydrolyse von ZnCl 2, (alle unabhängig voneinander in Heften, ein Schüler an der Tafel).

Schauen wir uns das Lehrbuchbeispiel Al 2 S 3 an.( S.150)

Wann wird das Hydrolyseschema nicht niedergeschrieben? (Für Salze mit neutraler Umgebung.)

Und so haben wir vier Fälle von Hydrolyse analysiert.

Wir haben uns mit den Regeln der Hydrolyse vertraut gemacht: Dies ist ein reversibler Prozess,

ein Sonderfall einer Ionenaustauschreaktion, Hydrolyse Stets Lecks durch Kation oder Anion schwach Elektrolyt.

Wir haben gelernt, Hydrolyseschemata zu erstellen, die Art des Mediums anhand der Zusammensetzung des Salzes und der Wirkung des Indikators auf eine bestimmte Salzlösung vorherzusagen.

Erstellen Sie mithilfe des Algorithmus selbstständig Salzhydrolyseschemata. ( Anhang 3 (IV)

Nach Fertigstellung prüfen wir die Aufgabe des Nachbarn und bewerten die Arbeit.

Minute des Sportunterrichts

V. Konsolidierung des untersuchten Materials

Auf dem Arbeitsblatt haben Sie Fragen zur Vertiefung, wir beantworten diese. ( Anhang 3 (V)).

Leute, bitte beachtet, dass dieses Thema in allen drei Teilen der Einheitlichen Staatsexamensaufgabe vorkommt. Schauen wir uns eine Auswahl von Aufgaben an und stellen wir fest, wie schwierig die Fragen in diesen Aufgaben sind. ( Anhang 5).

Welche Bedeutung hat die Hydrolyse organischer Stoffe in der Industrie?

Gewinnung von hydrolytischem Alkohol und Gewinnung von Seife. ( Schülernachricht)

Leute, erinnert ihr euch, welche Ziele wir hatten?

Haben wir sie erreicht?

Welche Schlussfolgerung werden wir aus der Lektion ziehen?

SCHLUSSFOLGERUNGEN DER LEKTION.

1. Wenn ein Salz aus einer starken Base und einer starken Säure gebildet wird, findet in der Salzlösung keine Hydrolyse statt, weil Es findet keine Ionenbindung statt. Die Indikatoren ändern ihre Farbe nicht.

2. Wenn ein Salz aus einer starken Base und einer schwachen Säure gebildet wird, erfolgt die Hydrolyse entlang des Anions. Die Umgebung ist alkalisch.

3. Wenn ein Salz durch Neutralisierung einer schwachen Metallbase mit einer starken Säure entsteht, erfolgt die Hydrolyse entlang des Kations. Die Umgebung ist sauer.

4. Wenn ein Salz aus einer schwachen Base und einer schwachen Säure gebildet wird, kann es zu einer Hydrolyse sowohl am Kation als auch am Anion kommen. Die Indikatoren ändern ihre Farbe nicht. Die Umgebung hängt vom Grad der Dissoziation des resultierenden Kations und Anions ab.

V. Reflexion.

Markieren Sie Ihre Stimmung am Ende der Lektion auf der Stimmungsskala. (Anhang 1)

Hat sich Ihre Stimmung verändert? Wie bewerten Sie die gewonnenen Erkenntnisse? Auf der Rückseite finden Sie eine anonyme, einsilbige Antwort auf 6 Fragen.

1. Sind Sie mit dem Verlauf des Unterrichts zufrieden?
2. Hatten Sie Interesse?
3. Waren Sie im Unterricht aktiv?
4. Konnten Sie Ihr vorhandenes Wissen unter Beweis stellen und sich neues aneignen?
5. Hast du viel Neues gelernt?
6. Was hat dir am besten gefallen?

VΙ. Hausaufgaben.

• § 18, S. 154 Nr. 3, 8, 11, Einzelaufgabenkarten.
• Untersuchen Sie selbst, wie die Hydrolyse von Nahrungsmitteln im menschlichen Körper abläuft ( S.154).
• Finden Sie Aufgaben zum Thema „Hydrolyse“ in den Materialien zum Einheitlichen Staatsexamen 2009-2012 und vervollständigen Sie diese in Ihrem Notizbuch.

Hydrolyse ist eine chemische Wechselwirkung gelöster Salzionen mit Wasser, die zur Bildung schwach dissoziierender Produkte (Moleküle schwacher Säuren oder Basen, saure Anionen oder basische Salzkationen) führt und mit einer Veränderung einhergehtpH-Wert der Umgebung.
1. N / A3 Postfach4 Es ist ein Salz einer starken Base (Alkali) NaOH und einer mittleren Säure (Phosphorsäure) H3PO4. Die Salzhydrolyse erfolgt nach dem anionischen Typ, weil Das Na+-Kation bildet durch Bindung an das Hydroxylanion OH¯ einen starken Elektrolyten NaOH, der in Ionen dissoziiert.
Dreibasische Phosphorsäure bildet drei Arten von Salzen:
NaH2PO4 – primäres Na-Phosphat, gut löslich
Na2HPO4 – sekundäres Na-Phosphat, praktisch unlöslich
Na3PO4 ist ein tertiäres Na-Phosphat, praktisch unlöslich.
Daraus wird deutlich, dass bei der Hydrolyse von Na3PO4, d.h. Die Reaktion läuft bis zur Bildung eines schwach dissoziierenden (schwerlöslichen) Salzes ab und bildet sekundäres Natriumphosphat Na2HPO4.
1. Stufe
Ionisch-molekulare Gleichung
PO4¯³ + H2O ↔ HPO4¯² + OH¯
Molekulare Gleichung:
Na3PO4 + H2O ↔ Na2HPO4 + NaOH
2. Stufe
Ionisch-molekulare Gleichung
Na2HPO4 + H2O↔ H2PO4¯² +OH¯
Molekulare Gleichung
Na2HPO4 + H2O↔ NaH2PO4 + NaOH
3. Stufe
Ionisch-molekulare Gleichung
H2PO4¯+ H2O = H3PO4 + OH¯
Molekulare Gleichung
NaH2PO4 + H2O = H3PO4 + NaOH
Normalerweise läuft die Reaktion in der ersten Stufe ab, dann sammeln sich Hydroxylionen OH¯ an und verhindern, dass die Reaktion vollständig abläuft.
Da ein saures Salz und eine starke Base (Alkali) entstehen, wird die Reaktion der Lösung alkalisch sein, d.h. pH>7.
2. SalzK2 S, Kaliumsulfid ist ein Salz einer starken Base und einer schwachen Flusssäure H2S. Die Hydrolyse des Salzes erfolgt in zwei Stufen, weil Schwefelwasserstoffsäure ist zweibasig und vom anionischen Typ. Salz K2S zerfällt beim Auflösen in Wasser in das K+-Kation und das Sulfidanion S¯². Das K+-Kation kann das Hydroxylanion nicht binden, weil in diesem Fall entsteht ein starker Elektrolyt KOH, der sofort in Ionen dissoziiert, und das Sulfidanion S¯² einer schwachen Säure bindet an die Hydroxylgruppe zu einer schwach dissoziierenden Verbindung.
1. Stufe

S¯² + H2O = HS¯ + OH¯
Molekulare Gleichung
K2S + H2O = KHS + KOH
2. Stufe
Ionisch-molekulare Gleichung
HS¯ + H2O = H2S + OH¯
Molekulare Gleichung
KHS + H2O = H2S + KOH
Die Hydrolyse verläuft in der ersten Stufe unter Bildung einer stark alkalischen Reaktion, pH > 7.

3. CuSO4, Kupfersulfat– ein Salz einer starken Säure und einer schwachen Polysäurebase Cu(OH)2. Die Hydrolyse des Salzes erfolgt unter Bildung von Kationen des Hauptsalzes CuOH+.
1. Stufe
Ionisch-molekulare Gleichung
Cu+² + H2O↔ CuOH+ + H+
Molekulare Gleichung
CuSO4+ H2O ↔ (CuOH)2SO4 + H2SO4
Aufgrund des resultierenden Überschusses an Wasserstoffionen an starker Schwefelsäure wird die Reaktion in Stufe 2 nicht ablaufen. Das Medium hat einen sauren pH-Wert<7.

Hydrolyse ist die Wechselwirkung eines Salzes mit Wasser, bei der sich die Wasserstoffionen des Wassers mit den Anionen des sauren Rests des Salzes und die Hydroxylionen mit dem Metallkation des Salzes verbinden. Dabei entstehen eine Säure (bzw. saures Salz) und eine Base (basisches Salz). Bei der Aufstellung von Hydrolysegleichungen muss ermittelt werden, welche Salzionen Wasserionen (H + oder OH -) zu einer schwach dissoziierenden Verbindung binden können. Dies können entweder schwache Säureionen oder schwache Baseionen sein.

Zu den starken Basen zählen Alkalien (Basen von Alkali- und Erdalkalimetallen): LiOH, NaOH, KOH, CsOH, FrOH, Ca(OH) 2, Ba(OH) 2, Sr(OH) 2, Ra(OH) 2. Die übrigen Basen sind schwache Elektrolyte (NH 4 OH, Fe(OH) 3, Cu(OH) 2, Pb(OH) 2, Zn(OH) 2 usw.).

Zu den starken Säuren gehören HNO 3, HCl, HBr, HJ, H 2 SO 4, H 2 SeO 4, HClO 3, HCLO 4, HMnO 4, H 2 CrO 4, H 2 Cr 2 O 7. Die übrigen Säuren sind schwache Elektrolyte (H 2 CO 3, H 2 SO 3, H 2 SiO 3, H 2 S, HCN, CH 3 COOH, HNO 2, H 3 PO 4 usw.). Da starke Säuren und starke Basen in Lösung vollständig in Ionen dissoziieren, können sich nur Ionen von Säureresten schwacher Säuren und Metallionen, die schwache Basen bilden, mit Wasserionen zu schwach dissoziierenden Verbindungen verbinden. Diese schwachen Elektrolyte stören durch die Bindung und Zurückhaltung von H+- oder OH-Ionen das Gleichgewicht zwischen Wassermolekülen und seinen Ionen und verursachen eine saure oder alkalische Reaktion der Salzlösung. Daher unterliegen Salze, die schwache Elektrolytionen enthalten, einer Hydrolyse. gebildete Salze:

1) eine schwache Säure und eine starke Base (zum Beispiel K 2 SiO 3);

2) eine schwache Base und eine starke Säure (zum Beispiel CuSO 4);

3) eine schwache Base und eine schwache Säure (zum Beispiel CH 3 COONH 4).

Salze einer starken Säure und einer starken Base unterliegen keiner Hydrolyse (z. B. KNO 3).

Ionengleichungen für Hydrolysereaktionen werden nach denselben Regeln erstellt wie Ionengleichungen für gewöhnliche Austauschreaktionen. Wenn das Salz durch eine mehrsaure schwache Säure oder eine mehrsaure schwache Base gebildet wird, verläuft die Hydrolyse schrittweise unter Bildung saurer und basischer Salze.

Beispiele für Problemlösungen

Beispiel 1. Hydrolyse von Kaliumsulfid K 2 S.

Stufe I der Hydrolyse: Es entstehen schwach dissoziierende Ionen HS –.

Molekulare Form der Reaktion:

K2S+H2O=KHS+KOH

Ionengleichungen:

Vollständige ionische Form:

2K + +S 2- +H 2 O=K + +HS - +K + +OH -

Abgekürzte Ionenform:

S 2- +H 2 O=HS - +OH -

Weil Durch die Hydrolyse entsteht in der Salzlösung ein Überschuss an OH-Ionen, dann ist die Reaktion der Lösung alkalisch, pH>7.

Stufe II: Es entstehen schwach dissoziierende H 2 S-Moleküle.

Molekulare Form der Reaktion

KHS+H 2 O=H 2 S+KOH

Ionengleichungen

Vollständige ionische Form:

K + +HS - +H 2 O=H 2 S+K + +OH -

Abgekürzte Ionenform:

HS - +H 2 O=H 2 S+OH -

Die Umgebung ist alkalisch, pH>7.

Beispiel 2. Hydrolyse von Kupfersulfat CuSO 4.

Stufe I der Hydrolyse: Es entstehen schwach dissoziierende Ionen (CuOH) +.

Molekulare Form der Reaktion:

2CuSO 4 +2H 2 O= 2 SO 4 +H 2 SO 4

Ionengleichungen

Vollständige ionische Form:

2Cu 2+ +2SO 4 2- +2H 2 O=2(CuOH) + +SO 4 2- +2H + +SO 4 2-

Abgekürzte Ionenform:

Cu 2+ +H 2 O=(CuOH) + +H +

Weil Durch die Hydrolyse in einer Salzlösung entsteht ein Überschuss an H+-Ionen, die Reaktion der Lösung führt dann zu einem sauren pH-Wert<7.

Stufe II der Hydrolyse: Es entstehen schwach dissoziierende Cu(OH) 2-Moleküle.

Molekulare Form der Reaktion

2 SO 4 +2H 2 O=2Cu(OH) 2 +H 2 SO 4

Ionengleichungen

Vollständige ionische Form:

2(CuOH) + +SO 4 2- +2H 2 O= 2Cu(OH) 2 +2H + +SO 4 2-

Abgekürzte Ionenform:

(CuOH) + +H 2 O=Cu(OH) 2 +H +

Saures Medium, pH-Wert<7.

Beispiel 3. Hydrolyse von Bleiacetat Pb(CH 3 COO) 2.

Stufe I der Hydrolyse: Es entstehen schwach dissoziierende Ionen (PbOH) + und schwach saures CH 3 COOH.

Molekulare Form der Reaktion:

Pb(CH 3 COO) 2 +H 2 O=Pb(OH)CH 3 COO+CH 3 COOH

Ionengleichungen

Vollständige ionische Form:

Pb 2+ +2CH 3 COO - +H 2 O=(PbOH) + +CH 3 COO - +CH 3 COOH

Abgekürzte Ionenform:

Pb 2+ +CH 3 COO - +H 2 O=(PbOH) + +CH 3 COOH

Wenn die Lösung kocht, ist die Hydrolyse fast vollständig und es bildet sich ein Niederschlag aus Pb(OH) 2

II. Hydrolysestufe:

Pb(OH)CH 3 COO+H 2 O=Pb(OH) 2 +CH 3 COOH

Hydrolyse von Salzen- Dies ist die chemische Wechselwirkung von Salzionen mit Wasserionen, die zur Bildung eines schwachen Elektrolyten führt.

Betrachten wir ein Salz als Produkt der Neutralisation einer Base mit einer Säure, dann können wir die Salze in vier Gruppen einteilen, bei denen die Hydrolyse jeweils auf ihre eigene Weise abläuft.

1). Eine Hydrolyse ist nicht möglich

Ein Salz, das aus einer starken Base und einer starken Säure besteht ( KBr, NaCl, NaNO3), wird nicht hydrolysiert, da in diesem Fall kein schwacher Elektrolyt gebildet wird.

pH-Wert solcher Lösungen = 7. Die Reaktion des Mediums bleibt neutral.

2). Hydrolyse durch Kation (nur das Kation reagiert mit Wasser)

In einem Salz, das aus einer schwachen Base und einer starken Säure besteht ( FeCl2,NH4Cl, Al 2 (SO 4) 3, MgSO4) Das Kation wird hydrolysiert:

FeCl2 + HOH<=>Fe(OH)Cl + HCl
Fe 2+ + 2Cl - + H + + OH -<=>FeOH + + 2Cl - + N +

Durch die Hydrolyse entstehen ein schwacher Elektrolyt, H+-Ionen und andere Ionen.

pH-Wert der Lösung< 7 (раствор приобретает кислую реакцию).

3).Hydrolyse durch Anion (nur das Anion reagiert mit Wasser)

Ein Salz, das aus einer starken Base und einer schwachen Säure besteht ( KClO, K2SiO3, Na 2 CO 3, CH 3 COONA) wird am Anion hydrolysiert, was zur Bildung eines schwachen Elektrolyten, des Hydroxidions OH - und anderer Ionen führt.

K 2 SiO 3 + HOH<=>KHSiO 3 + KOH
2K + +SiO 3 2- + H + + OH -<=>NSiO 3 - + 2K + + OH -

Der pH-Wert solcher Lösungen liegt bei > 7 (die Lösung wird alkalisch).

4). Gemeinsame Hydrolyse (sowohl das Kation als auch das Anion reagieren mit Wasser)

Ein Salz, das aus einer schwachen Base und einer schwachen Säure besteht ( CH 3 COONH 4, (NH 4) 2 CO 3, Al 2 S 3), hydrolysiert sowohl das Kation als auch das Anion. Dadurch entsteht eine leicht dissoziierende Base und Säure. Der pH-Wert von Lösungen solcher Salze hängt von der relativen Stärke der Säure und Base ab. Ein Maß für die Stärke einer Säure und einer Base ist die Dissoziationskonstante des entsprechenden Reagenzes.

Die Reaktion des Mediums dieser Lösungen kann neutral, leicht sauer oder leicht alkalisch sein:

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

Hydrolyse ist ein reversibler Prozess.

Eine Hydrolyse ist irreversibel, wenn die Reaktion zur Bildung einer unlöslichen Base und (oder) einer flüchtigen Säure führt

Algorithmus zum Erstellen von Salzhydrolysegleichungen

Praktischer Nutzen.

In der Praxis muss sich der Lehrer beispielsweise mit der Hydrolyse auseinandersetzen, wenn er Lösungen hydrolysierter Salze (z. B. Bleiacetat) herstellt. Die übliche „Methode“: Wasser wird in den Kolben gegossen, Salz hinzugefügt und geschüttelt. Zurück bleibt ein weißer Niederschlag. Mehr Wasser hinzufügen, schütteln, der Bodensatz verschwindet nicht. Wir fügen heißes Wasser aus dem Wasserkocher hinzu – es scheint noch mehr Sediment zu geben... Und der Grund dafür ist, dass gleichzeitig mit der Auflösung eine Hydrolyse des Salzes stattfindet und der weiße Niederschlag, den wir sehen, bereits das Produkt der Hydrolyse ist – schwer löslich basische Salze. Alle unsere weiteren Maßnahmen, Verdünnung, Erhitzen, erhöhen nur den Hydrolysegrad. Wie kann man die Hydrolyse unterdrücken? Nicht erhitzen, keine zu verdünnten Lösungen herstellen und da die Hydrolyse am Kation hauptsächlich stört, Säure hinzufügen. Besser als das entsprechende, nämlich Essig.

In anderen Fällen ist es wünschenswert, den Hydrolysegrad zu erhöhen, und um die alkalische Waschsodalösung aktiver zu machen, erhitzen wir sie – der Hydrolysegrad von Natriumcarbonat steigt.

Die Hydrolyse spielt eine wichtige Rolle bei der Enteisenung von Wasser durch Belüftung. Wenn Wasser mit Sauerstoff gesättigt ist, wird das darin enthaltene Eisen(II)-Bikarbonat zu einem Eisen(III)-Salz oxidiert, das deutlich anfälliger für Hydrolyse ist. Dadurch kommt es zu einer vollständigen Hydrolyse und das Eisen wird in Form eines Niederschlags von Eisen(III)-hydroxid abgeschieden.

Dies ist auch die Grundlage für den Einsatz von Aluminiumsalzen als Gerinnungsmittel in Wasserreinigungsprozessen. Aluminiumsalze, die Wasser in Gegenwart von Bicarbonationen zugesetzt werden, werden vollständig hydrolysiert und voluminöses Aluminiumhydroxid koaguliert und trägt verschiedene Verunreinigungen in das Sediment.„Erhöhte Hydrolyse von Salzen beim Erhitzen“

ZUTEILUNGSAUFGABEN

№1.Schreiben Sie die Gleichungen für die Hydrolyse von Salzen auf und bestimmen Sie das Medium wässriger Lösungen (pH) und die Art der Hydrolyse:
Na 2 SiO 3, AlCl 3, K 2 S.

Nr. 2. Erstellen Sie Gleichungen für die Hydrolyse von Salzen, bestimmen Sie die Art der Hydrolyse und das Lösungsmedium:
Kaliumsulfit, Natriumchlorid, Eisen(III)bromid

Nr. 3. Erstellen Sie Hydrolysegleichungen, bestimmen Sie die Art der Hydrolyse und das Medium einer wässrigen Salzlösung für folgende Stoffe:
Kaliumsulfid – K 2 S, Aluminiumbromid – AlBr 3, Lithiumchlorid – LiCl, Natriumphosphat – Na 3 PO 4, Kaliumsulfat – K 2 SO 4, Zinkchlorid – ZnCl 2, Natriumsulfit – Na 2 SO 3, Ammoniumsulfat - (NH 4) 2 SO 4, Bariumbromid - BaBr 2.

Aufgabe 201.
Stellen Sie ionisch-molekulare und molekulare Gleichungen für die Hydrolyse auf, die beim Mischen von K-Lösungen auftritt 2 S und CrC1 3 . Jedes der entnommenen Salze wird unter Bildung der entsprechenden Base und Säure vollständig hydrolysiert.
Lösung:
K 2 S – ein Salz einer starken Base und einer schwachen Säure wird durch das Anion hydrolysiert, und CrCl 3 – ein Salz einer schwachen Base und einer starken Säure wird durch das Kation hydrolysiert:

K 2 S ⇔ 2K + + S 2- ; CrCl3 ⇔ Cr 3+ + 3Cl - ;
a) S 2- + H 2 O ⇔ HS - + OH -;
b) Cr 3+ + H 2 O ⇔ CrOH 2+ + H +.

Befinden sich Lösungen dieser Salze im selben Gefäß, so verstärkt sich die Hydrolyse jedes einzelnen Salzes gegenseitig, da die H+- und OH--Ionen durch Bindung miteinander Moleküle des schwachen Elektrolyten H 2 O (H +) bilden + OH - ⇔ H 2 O). Mit der Bildung von zusätzlichem Wasser verschiebt sich das hydrolytische Gleichgewicht beider Salze nach rechts und die Hydrolyse jedes Salzes schreitet unter Bildung eines Niederschlags und Gases vollständig voran:

3S 2- + 2Cr 3+ + 6H 2 O ⇔ 2Cr(OH) 3 ↓ + 3H 2 S (ionische Molekülform);
3K 2 S + 2CrCl 3 + 6H 2 O ⇔ 2Cr(OH) 3 ↓ + 3H 2 S + 6KCl (molekulare Form).

Aufgabe 202.
Der FeCl 3 -Lösung wurden folgende Stoffe zugesetzt: a) HCl; b) CON; c) ZnCl 2; d) Na 2 CO 3. In welchen Fällen nimmt die Hydrolyse von Eisen(III)-chlorid zu? Warum? Schreiben Sie ionisch-molekulare Gleichungen für die Hydrolyse der entsprechenden Salze.
Lösung:
a) Das FeCl 3 -Salz hydrolysiert zum Kation und HCl dissoziiert in einer wässrigen Lösung:

FeCl 3 ⇔ Fe 3+ + 3Cl - ;

HCl ⇔ H + + Cl -

Befinden sich Lösungen dieser Stoffe im selben Gefäß, so wird die Hydrolyse des FeCl 3 -Salzes gehemmt, da ein Überschuss an Wasserstoffionen H + entsteht und sich das Hydrolysegleichgewicht nach links verschiebt:
b) Das FeCl 3 -Salz wird zum Kation hydrolysiert und KOH dissoziiert in einer wässrigen Lösung unter Bildung von OH -:

FeCl 3 ⇔ Fe 3+ + 3Cl - ;
Fe 3+ + H 2 O ⇔ FeOH 2+ + H + ;
KOH ⇔ K + + OH -

Befinden sich Lösungen dieser Stoffe im selben Gefäß, kommt es zur Hydrolyse des FeCl3-Salzes und zur Dissoziation von KOH, da die H+- und OH--Ionen durch Bindung miteinander Moleküle des schwachen Elektrolyten H 2 O (H + + OH) bilden - ⇔ H 2 O). In diesem Fall verschiebt sich das hydrolytische Gleichgewicht des FeCl 3 -Salzes und die Dissoziation von KOH nach rechts und die Hydrolyse des Salzes und die Dissoziation der Base laufen bis zum Ende mit der Bildung eines Fe(OH) 3 -Niederschlags ab. Wenn FeCl3 und KOH gemischt werden, kommt es im Wesentlichen zu einer Austauschreaktion. Ionisch

Fe 3+ + 3OH - ⇔ Fe(OH) 3 ↓;

Molekulare Gleichung des Prozesses:

FeCl 3 + 3KOH ⇔ Fr(OH) 3 ↓ + 3KCl.

c) Das FeCl 3 -Salz und das ZnCl 2 -Salz werden durch das Kation hydrolysiert:

Fe 3+ + H 2 O ⇔ FeOH 2+ + H + ;
Zn 2+ + H 2 O ⇔ ZnOH + + H +

Befinden sich Lösungen dieser Salze im selben Gefäß, kommt es zu einer gegenseitigen Hemmung der Hydrolyse jedes einzelnen Salzes, da die überschüssige Menge an H+-Ionen eine Verschiebung des hydrolytischen Gleichgewichts nach links in Richtung einer Konzentrationsabnahme bewirkt von Wasserstoffionen H +.
d) Das FeCl 3 -Salz wird durch das Kation hydrolysiert und das Na 2 CO 3 -Salz wird durch das Anion hydrolysiert:

Fe 3+ + H 2 O ⇔ FeOH 2+ + H + ;
CO 3 2- + H 2 O ⇔ HCO 3 - + OH -

Befinden sich Lösungen dieser Salze im selben Gefäß, so verstärkt sich die Hydrolyse jedes einzelnen Salzes gegenseitig, da die H+- und OH--Ionen, die sich miteinander verbinden, Moleküle des schwachen Elektrolyten H 2 O (H + + OH - ⇔ H 2 O). Mit der Bildung einer zusätzlichen Menge Wasser verschiebt sich das hydrolytische Gleichgewicht beider Salze nach rechts und die Hydrolyse jedes Salzes schreitet vollständig voran, wobei sich der Niederschlag Fe(OH)3↓ bildet, ein schwacher Elektrolyt H 2 CO 3 :

2Fe 3+ + 3CO 3 2- + 3H 2 O ⇔ 2Fe(OH) 3 ↓ + 3CO 2 (ionische Molekülform);
2FeCl 3 + 3Na 2 CO 3 + 3H 2 O ⇔ 2Fe(OH) 3 ↓ + 3CO 2 + 6NaCl (molekulare Form).

Aufgabe 203.
Welche der Salze Al 2 (SO4) 3, K 2 S, Pb(NO 3) 2, KCl hydrolysieren? Schreiben Sie ionisch-molekulare und molekulare Gleichungen für die Hydrolyse der entsprechenden Salze. Wie hoch ist der pH-Wert? (> 7 <) Haben Sie Lösungen dieser Salze?
Lösung:

a) Al 2 (SO 4) 3 ist ein Salz einer schwachen Base und einer starken Säure. In diesem Fall binden Al 3+-Kationen OH-Wasserionen und bilden Kationen des Hauptsalzes AlOH 2+. Die Bildung von Al(OH) 2+ und Al(OH) 3 findet nicht statt, da AlOH 2+-Ionen viel schwieriger dissoziieren als Al(OH) 2+-Ionen und Al(OH) 3-Moleküle. Unter normalen Bedingungen erfolgt die Hydrolyse in der ersten Stufe. Das Salz hydrolysiert zum Kation. Ionisch-molekulare Hydrolysegleichung:

Al2(SO 4) 3 ⇔ Al 3+ + 3SO 4 2-;

oder in molekularer Form:

Al 2 (SO 4) 3 + 2H 2 O ⇔ 2AlOHSO 4 + H 2 SO 4

In der Lösung tritt ein Überschuss an Wasserstoffionen auf, der der Al2(SO4)3-Lösung ein saures Milieu verleiht. pH-Wert< 7 .

b) K 2 S – Salz von starkem Monosäurebasis KOH und schwach mehrbasische Säure H 2 S. In diesem Fall binden die S2--Anionen die Wasserstoffionen H+ des Wassers und bilden so die Anionen des Säuresalzes HS-. Die Bildung von H2S findet nicht statt, da HS-Ionen viel schwieriger dissoziieren als H2S-Moleküle. Unter normalen Bedingungen erfolgt die Hydrolyse in der ersten Stufe. Das Salz wird am Anion hydrolysiert. Ionisch-molekulare Hydrolysegleichung:

K 2 S ⇔ 2K + + S 2- ;
S 2- + H 2 O ⇔ HS- + OH -

oder in molekularer Form:

K 2 S + 2H 2 O ⇔ KNS + KOH

In der Lösung tritt ein Überschuss an Hydroxidionen auf, die der K 2 S-Lösung ein alkalisches Milieu verleihen. pH-Wert > 7.

c) Pb(NO 3) 2 ist ein Salz einer schwachen Base und einer starken Säure. In diesem Fall binden Pb 2+-Kationen OH-Wasser-Ionen und bilden Kationen des Hauptsalzes PbOH +. Die Bildung von Pb(OH) 2 findet nicht statt, da PbOH + -Ionen viel schwieriger dissoziieren als Pb(OH) 2-Moleküle. Unter normalen Bedingungen erfolgt die Hydrolyse in der ersten Stufe. Das Salz hydrolysiert zum Kation. Ionisch-molekulare Hydrolysegleichung:

Pb 2+ + H 2 O ⇔ PbOH + + H +

oder in molekularer Form:

< 7.

d) KCl – ein Salz einer starken Base und einer starken Säure unterliegt keiner Hydrolyse, da die K + und Cl – Ionen nicht an die Wasserionen H + und OH – gebunden sind. Die K+-, Cl-, H+- und OH--Ionen bleiben in Lösung. Da in einer Salzlösung gleiche Mengen an H+- und OH--Ionen vorhanden sind, hat die Lösung eine neutrale Umgebung, pH = 0.

Aufgabe 204.
Beim Mischen von Lösungen von FeCl 3 und Na 2 CO 3 wird jedes der entnommenen Salze unter Bildung der entsprechenden Base und Säure vollständig hydrolysiert. Drücken Sie diese gemeinsame Hydrolyse durch ionische und molekulare Gleichungen aus.
Lösung:
FeCl 3 ist ein Salz einer schwachen Base und einer starken Säure. In diesem Fall binden Fe 3+-Kationen OH-Wasserionen und bilden Kationen des Hauptsalzes FeOH 2+. Die Bildung von Fe(OH)2+ und Fe(OH)3 findet nicht statt, da FeOH 2+-Ionen viel schwieriger dissoziieren als Fe(OH) 2+-Ionen und Fe(OH) 3-Moleküle. Unter normalen Bedingungen erfolgt die Hydrolyse in der ersten Stufe. Das Salz hydrolysiert zum Kation. Ionisch-molekulare Hydrolysegleichung:

FeC l3 ⇔ Fe 3+ + 3Cl -
Fe 3+ + H 2 O ⇔ FeOH 2+ + H +

Na 2 CO 3 ist ein Salz einer starken Base und einer schwachen Säure. In diesem Fall binden die CO 3 2--Anionen die Wasserstoffionen H + des Wassers und bilden die sauren Salzanionen HCO 3 - . Die Bildung von H 2 CO 3 findet nicht statt, da HCO 3 -Ionen viel schwieriger dissoziieren als H 2 CO 3-Moleküle. Unter normalen Bedingungen erfolgt die Hydrolyse in der ersten Stufe. Das Salz wird am Anion hydrolysiert. Ionisch-molekulare Hydrolysegleichung:

2Fe 3+ + 3CO 3 2- + 3H 2 O  2Fe(OH) 3 ⇔ + 3CO 2 (ionische Molekülform);
2FeCl 3 + 3Na 2 CO 3 +3H 2 O ⇔ 2Fe(OH) 3  + + 3CO 2 + 6NaCl.

Aufgabe 205.
Der Na 2 CO 3 -Lösung wurden folgende Stoffe zugesetzt: a) HCl; b)NaOH; c) Cu(NO 3) 2; d) K 2 S. In welchen Fällen nimmt die Hydrolyse von Natriumcarbonat zu? Warum? Schreiben Sie ionisch-molekulare Gleichungen für die Hydrolyse der entsprechenden Salze.
Lösung:

a) Das Na 2 CO 3-Salz wird am Anion hydrolysiert und HCl dissoziiert in einer wässrigen Lösung:

Na 2 CO 3 ⇔ 2Na + + CO 3 2- ;
CO 3 2- + H 2 O ⇔ HCO 3 - + OH - ;
HCl ⇔ H + + Cl -

Befinden sich die Lösungen dieser Stoffe im selben Gefäß, so kommt es zu einer gegenseitigen Verstärkung der Hydrolyse jedes einzelnen von ihnen, da die H+- und OH--Ionen, die sich miteinander verbinden, Moleküle des schwachen Elektrolyten H 2 O bilden ( H + + OH - ⇔ H 2 O). In diesem Fall verschiebt sich das hydrolytische Gleichgewicht des Na 2 CO 3 -Salzes und die Dissoziation von HCl nach rechts und die Hydrolyse des Salzes und die Dissoziation der Säure laufen unter Bildung von gasförmigem Kohlendioxid vollständig ab. Ionenmolekulare Gleichung des Prozesses:

CO 3 2- + 2H + ⇔ CO 2 + H 2 O

Molekulare Gleichung des Prozesses:

Na 2 CO 3 + 2HCl ⇔ 2NaCl + CO 2 + H 2 O

b) Das Na 2 CO 3-Salz wird am Anion hydrolysiert und NaOH dissoziiert in einer wässrigen Lösung:

NaOH ⇔ Na + + OH - .

Werden Lösungen dieser Stoffe vermischt, entsteht ein Überschuss an OH – -Ionen, wodurch sich das Gleichgewicht der Na 2 CO 3 -Hydrolyse nach links verschiebt und die Hydrolyse des Salzes gehemmt wird.

c) Das Na 2 CO 3-Salz wird durch das Anion hydrolysiert und das Cu(NO 3) 2-Salz wird durch das Kation hydrolysiert:

CO 3 2- + H 2 O ⇔ HCO 3 - + OH - ;
Сu 2+ + H 2 O ⇔ CuOH + + H + .

Befinden sich Lösungen dieser Salze im selben Gefäß, so verstärkt sich die Hydrolyse jedes einzelnen Salzes gegenseitig, da die H+- und OH--Ionen, die sich miteinander verbinden, Moleküle des schwachen Elektrolyten H 2 O (H + + OH - ⇔ H 2 O). Mit der Bildung von zusätzlichem Wasser verschiebt sich das hydrolytische Gleichgewicht beider Salze nach rechts und die Hydrolyse jedes Salzes schreitet unter Bildung eines Niederschlags und Gases vollständig voran:

Cu 2+ + CO 3 2- + H 2 O ⇔ Cu(OH) 2 ↓ + CO 2 (ionische Molekülform);
Cu(NO 3) 2 + Na 2 CO 3 + H 2 O ⇔ Cu(OH) 2 ↓ + CO 2 + 2NaNO 3 (molekulare Form).

d) Na 2 CO 3 und K 2 S sind Salze einer starken Base und einer schwachen Säure, daher werden beide am Anion hydrolysiert:

CO 3 2- + H 2 O ⇔ HCO 3 - + OH - ;
S 2- + H 2 O ⇔ HS - + OH - .

Befinden sich Lösungen dieser Salze im selben Gefäß, so kommt es zu einer gegenseitigen Hemmung der Hydrolyse beider Salze, da ein Überschuss an OH – -Ionen nach dem Prinzip von Le Chatelier das Gleichgewicht der Hydrolyse beider Salze nach links verschiebt , hin zu einer Abnahme der Konzentration der OH-Ionen, d.h. die Hydrolyse beider Salze wird gehemmt.

Aufgabe 206.
Welcher pH-Wert (> 7<) имеют растворы солей Na 2 S, АlСl 3 , NiSO 4 ? Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза этих солей.
Lösung:
a) Na 2 S – Salz von starkem Monosäurebasis NaOH und schwach mehrbasische Säure H 2 S. In diesem Fall binden die S 2--Anionen die Wasserstoffionen H+ des Wassers und bilden die Anionen des Säuresalzes HS-. Die Bildung von H 2 S findet nicht statt, da HS - -Ionen viel schwieriger dissoziieren als H 2 S-Moleküle. Unter normalen Bedingungen erfolgt im ersten Schritt eine Hydrolyse. Das Salz wird am Anion hydrolysiert. Ionisch-molekulare Hydrolysegleichung:

Na 2 S ⇔ 2Na + + S 2- ;
S 2- + H 2 O ⇔ NS - + OH -

oder in molekularer Form:

Na 2 S + 2H 2 O ⇔ NaHS + KOH

In der Lösung tritt ein Überschuss an Hydroxidionen auf, die der Na2S-Lösung ein alkalisches Milieu verleihen, pH > 7.

b) AlCl 3 ist ein Salz einer schwachen Base und einer starken Säure. In diesem Fall binden Al3+-Kationen OH--Ionen des Wassers und bilden Kationen des Hauptsalzes AlOH2+. Die Bildung von Al(OH) 2+ und Al(OH) 3 findet nicht statt, da AlOH 2+-Ionen viel schwieriger dissoziieren als Al(OH) 2+-Ionen und Al(OH) 3-Moleküle. Unter normalen Bedingungen erfolgt die Hydrolyse in der ersten Stufe. Das Salz hydrolysiert zum Kation. Ionisch-molekulare Hydrolysegleichung:

AlCl 3 ⇔ Al 3+ + 3Cl - ;
Al 3+ + H 2 O ⇔ AlOH 2+ + H +

oder in molekularer Form:

AlCl 3 + H 2 O ⇔ 2AlOHCl 2 + HCl

In der Lösung tritt ein Überschuss an Wasserstoffionen auf, der der Al2(SO4)3-Lösung ein saures Milieu, einen pH-Wert, verleiht< 7.

c) NiSO4 ist ein Salz einer schwachen mehrsauren Base Ni(OH)2 und einer starken dimonobischen Säure H2SO4. In diesem Fall binden Ni2+-Kationen OH--Ionen des Wassers und bilden Kationen des Hauptsalzes NiOH+. Die Bildung von Ni(OH)2 findet nicht statt, da NiOH+-Ionen viel schwieriger dissoziieren als Ni(OH)2-Moleküle. Unter normalen Bedingungen erfolgt die Hydrolyse in der ersten Stufe. Das Salz hydrolysiert zum Kation. Ionisch-molekulare Hydrolysegleichung:

Ni(NO 3) 2 ⇔ Ni 2+ + 2NO 3 - ;
Ni 2+ + H 2 O ⇔ NiOH + + H +

oder in molekularer Form:

2NiSO 4 + 2H 2 O  (NiOH) 2 SO 4 + H 2 SO 4

In der Lösung tritt ein Überschuss an Wasserstoffionen auf, der der NiSO 4 -Lösung ein saures Milieu, einen pH-Wert, verleiht< 7.

Aufgabe 207.
Stellen Sie ionenmolekulare und molekulare Gleichungen für die Hydrolyse der Salze Pb(NO 3) 2, Na 2 CO 3, Fe 2 (SO 4) 3 auf. Welcher pH-Wert (> 7<) имеют растворы этих солей?
Lösung:
a) Pb(NO 3) 2 ist ein Salz einer schwachen Base und einer starken Säure. In diesem Fall binden Pb 2+-Kationen OH – Wasserionen und bilden Kationen des Hauptsalzes PbOH +. Die Bildung von Pb(OH) 2 findet nicht statt, da PbOH + -Ionen viel schwieriger dissoziieren als Pb(OH) 2-Moleküle. Unter normalen Bedingungen erfolgt die Hydrolyse in der ersten Stufe. Das Salz hydrolysiert zum Kation. Ionisch-molekulare Hydrolysegleichung:

Pb(NO 3) 2 ⇔ Pb 2+ + 2NO 3 - ;
Pb 2+ + H 2 O ⇔ PbOH + + H +

oder in molekularer Form:

Pb(NO 3) 2 + H 2 O ⇔ PbOHNO 3 + HNO 3

In der Lösung tritt ein Überschuss an Wasserstoffionen auf, die der Pb(NO 3) 2-Lösung ein saures Milieu, einen pH-Wert, verleihen< 7.

b) Na 2 CO 3 ist ein Salz einer starken Base und einer schwachen Säure. In diesem Fall binden die CO 3 2--Anionen die Wasserstoffionen H + des Wassers und bilden die sauren Salzanionen HCO 3 - . Die Bildung von H 2 CO 3 findet nicht statt, da HCO 3 -Ionen viel schwieriger dissoziieren als H 2 CO 3-Moleküle. Unter normalen Bedingungen erfolgt die Hydrolyse in der ersten Stufe. Das Salz wird am Anion hydrolysiert. Ionisch-molekulare Hydrolysegleichung:

Na 2 CO 3 ⇔ 2Na + + CO 3 2- ;
CO 3 2- + H 2 O ⇔ HCO 3 - + OH -

oder in molekularer Form:

Na 2 CO 3 + H 2 O ⇔ CO 2 + 2NaOH

In der Lösung tritt ein Überschuss an Hydroxidionen auf, die der Na2CO3-Lösung ein alkalisches Milieu verleihen, pH > 7.

c) Fe 2 (SO 4) 3 ist ein Salz einer schwachen Base und einer starken Säure. In diesem Fall binden Fe 3+-Kationen OH-Wasserionen und bilden Kationen des Hauptsalzes FeOH 2+. Die Bildung von Fe(OH) 2+ und Fe(OH) 3 findet nicht statt, da FeOH 2+-Ionen viel schwieriger dissoziieren als Fe(OH) 2+-Ionen und Fe(OH) 3-Moleküle. Unter normalen Bedingungen erfolgt die Hydrolyse in der ersten Stufe. Das Salz hydrolysiert zum Kation. Ionisch-molekulare Hydrolysegleichung:

Fe 2 (SO 4) 3 ⇔ 2Fe 3+ + 3SO 4 2 -
Fe 3+ + H 2 O ⇔ FeOH 2+ + H +

Molekulare Form des Prozesses:

Fe 2 (SO 4) 3 + 2H 2 O ⇔ 2FeOHSO 4 + H 2 SO 4.

In der Lösung tritt ein Überschuss an Wasserstoffionen auf, der der Fe2(SO4)3-Lösung ein saures Milieu, einen pH-Wert, verleiht< 7.

Aufgabe 208.
Stellen Sie ionenmolekulare und molekulare Gleichungen für die Hydrolyse der Salze HCOOOK, ZnSO 4, Al(NO 3) 3 auf. Welcher pH-Wert (> 7<) имеют растворы этих солей?
Lösung:
a) NSOOC – starkes Salz Monosäurebasis KOH und schwach einbasige Säure UNDC. Dabei binden die HCOO-Anionen die Wasserstoffionen H+ des Wassers und bilden so einen schwachen Elektrolyten HCOOH. Ionisch-molekulare Hydrolysegleichung:

NSOOK ⇔ K + + NSOOK - ;
НСОО - + H2O ⇔ НСООН + ОH -

oder in molekularer Form:

HCOOC + H 2 O  HCOOH + KOH

In der Lösung tritt ein Überschuss an Hydroxidionen auf, die der HCOOO-Lösung ein alkalisches Milieu verleihen, pH > 7.

b) ZnSO 4 ist ein Salz einer schwachen Polysäure-Base Zn(OH)2 und einer starken Polysäure. In diesem Fall binden Zn 2+-Kationen OH – Wasserionen und bilden Kationen des Hauptsalzes ZnOH +. Die Bildung von Zn(OH) 2 findet nicht statt, da CoOH + -Ionen viel schwieriger dissoziieren als Zn(OH) 2-Moleküle. Unter normalen Bedingungen erfolgt die Hydrolyse in der ersten Stufe. Das Salz hydrolysiert zum Kation. Ionisch-molekulare Hydrolysegleichung:

ZnSO 4  Zn 2+ + SO 4 2- ;
Zn 2+ + H 2 O  ZnOH + + H +

oder in molekularer Form:

2ZnSO4 + 2H2O  (ZnOH)2SO4 + H2SO4

In der Lösung tritt ein Überschuss an Wasserstoffionen auf, die der ZnSO 4 -Lösung ein saures Milieu, einen pH-Wert, verleihen< 7.

c) Al(NO 3) 3 - schwaches Salz Polysäurebasis Al(OH) 3 und stark einbasige Säure HNO3. In diesem Fall binden Al 3+-Kationen OH-Wasserionen und bilden Kationen des Hauptsalzes AlOH2+. Die Bildung von Al(OH) 2+ und Al(OH) 3 findet nicht statt, da AlOH 2+-Ionen viel schwieriger dissoziieren als Al(OH) 2+-Ionen und Al(OH) 3-Moleküle. Unter normalen Bedingungen erfolgt die Hydrolyse in der ersten Stufe. Das Salz hydrolysiert zum Kation. Ionisch-molekulare Hydrolysegleichung:

Al(NO3) 3 ⇔ Cr 3+ + 3NO 3 -
Al 3+ + H 2 O ⇔ AlOH 2+ + H +

Al(NO 3) 3 + H 2 O ⇔ AlOH(NO 3) 2 + HNO 3

< 7.

Aufgabe 209.
Welcher pH-Wert (> 7<) имеют растворы солей Na 3 PO 4 , K 2 S, CuSO 4 ? Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза этих солей.
Lösung:
a) Natriumorthophosphat Na 3 PO 4 ist ein Salz einer schwachen mehrbasigen Säure H 3 PO 4 und einer starken einsauren Base. In diesem Fall binden die Anionen PO 4 3- die Wasserstoffionen H + des Wassers und bilden die Anionen des sauren Salzes HPO 4 2- . Die Bildung von H 2 PO 4 - und H 3 PO 4 findet nicht statt, da HPO 4 2 --Ionen viel schwieriger dissoziieren als H 2 PO 4 --Ionen und H 3 PO 4-Moleküle. Unter normalen Bedingungen erfolgt die Hydrolyse in der ersten Stufe. Das Salz wird am Anion hydrolysiert. Ionisch-molekulare Hydrolysegleichung:

Na 3 PO 4 ⇔ 3Na + + PO 4 3- ;
PO 4 3- + H 2 O ⇔ HPO 4 2- + OH -

oder in molekularer Form:

Na 3 PO 4 + H 2 O ⇔ Na 2 HPO 4 + NaOH

In der Lösung tritt ein Überschuss an Hydroxidionen auf, die der Na 3 PO 4 -Lösung ein alkalisches Milieu verleihen, pH > 7.

b) K2S ist ein Salz einer starken Monosäure-Base KOH und einer schwachen Polysäure-Säure H 2 S. In diesem Fall binden S 2- Anionen Wasserstoffionen H + von Wasser und bilden saure Salzanionen HS -. Die Bildung von H 2 S findet nicht statt, da HS - Ionen viel schwieriger dissoziieren als H 2 S-Moleküle. Unter normalen Bedingungen erfolgt im ersten Schritt eine Hydrolyse. Das Salz wird am Anion hydrolysiert. Ionisch-molekulare Hydrolysegleichung:

K 2 S ⇔ 2K + + S 2- ;
S 2- + H 2 O ⇔ NS - + OH -

oder in molekularer Form:

K2S + 2H 2 O ⇔  KNS + KOH

In der Lösung tritt ein Überschuss an Hydroxidionen auf, die der K2S-Lösung ein alkalisches Milieu verleihen, pH > 7.

c) CuSO 4 ist ein Salz einer schwachen Base und einer starken Säure. In diesem Fall binden Cu 2+-Kationen OH – Wasserionen und bilden Kationen des Hauptsalzes CuOH +. Die Bildung von Cu(OH) 2 findet nicht statt, da CuOH + -Ionen viel schwieriger dissoziieren als Cu(OH) 2-Moleküle. Unter normalen Bedingungen erfolgt die Hydrolyse in der ersten Stufe. Das Salz hydrolysiert zum Kation. Ionisch-molekulare Hydrolysegleichung:

CuSO 4 ⇔ Cu 2+ + SO 4 2- ;
Cu 2+ + H 2 O ⇔ CuOH + + H +

oder in molekularer Form:

2CuSO 4 + 2H 2 O ⇔ (CuOH) 2 SO 4 + H 2 SO 4

In der Lösung tritt ein Überschuss an Wasserstoffionen auf, der der CuSO 4 -Lösung ein saures Milieu, einen pH-Wert, verleiht< 7.

Aufgabe 210.
Stellen Sie ionenmolekulare und molekulare Gleichungen für die Hydrolyse der Salze CuCl 2, Cs 2 CO 3, Cr(NO 3) 3 auf. Welcher pH-Wert (> 7<) имеют растворы этих солей?
Lösung:
a) CuCl 2 ist ein Salz einer schwachen mehrbasigen Base Cu(OH) 2 und einer starken einbasigen Säure HCl. In diesem Fall binden Cu 2+-Kationen OH – Wasserionen und bilden Kationen des Hauptsalzes CuOH +. Die Bildung von Cu(OH) 2 findet nicht statt, da CuOH + -Ionen viel schwieriger dissoziieren als Cu(OH) 2-Moleküle. Unter normalen Bedingungen erfolgt die Hydrolyse in der ersten Stufe. Das Salz hydrolysiert zum Kation. Ionisch-molekulare Hydrolysegleichung:

CuCl 2 ⇔ Cu 2+ + 2Cl - ;
Cu 2+ + H 2 O ⇔ CuOH + + H +

oder in molekularer Form:

CuCl 2 + H 2 O ⇔ CuOHCl + HCl

In der Lösung tritt ein Überschuss an Wasserstoffionen H+ auf, die der CuCl 2 -Lösung ein saures Milieu, den pH-Wert, verleihen< 7.

b) Cs 2 CO 3 – ein Salz einer starken einsauren Base CsOH und einer schwachen zweibasigen Säure H 2 CO 3. In diesem Fall binden die CO 3 2--Anionen die Wasserstoffionen H + des Wassers und bilden die sauren Salzanionen HCO 3 - . Die Bildung von H 2 CO 3 findet nicht statt, da HCO 3 -Ionen viel schwieriger dissoziieren als H 2 CO 3-Moleküle. Unter normalen Bedingungen erfolgt die Hydrolyse in der ersten Stufe. Das Salz wird am Anion hydrolysiert. Ionisch-molekulare Hydrolysegleichung:

Cs 2 CO 3 ⇔ 2Cs + + CO 3 2- ;
CO 3 2- + H 2 O ⇔ HCO 3 - + OH -

oder in molekularer Form:

Cs2CO 3 + H 2 O ⇔ CO 2 + 2CsOH

In der Lösung tritt ein Überschuss an Hydroxidionen auf, die der Cs2CO3-Lösung ein alkalisches Milieu verleihen, pH > 7.

c) Cr(NO 3) 3 – ein Salz einer schwachen mehrbasigen Base Cr(OH) 3 und einer starken einbasigen Säure HNO 3. In diesem Fall binden Cr 3+-Kationen OH-Wasserionen und bilden Kationen des Hauptsalzes CrOH 2+. Die Bildung von Cr(OH) 2+ und Cr(OH) 3 findet nicht statt, da CrOH 2+-Ionen viel schwieriger dissoziieren als Cr(OH) 2+-Ionen und Cr(OH) 3-Moleküle. Unter normalen Bedingungen erfolgt die Hydrolyse in der ersten Stufe. Das Salz hydrolysiert zum Kation. Ionisch-molekulare Hydrolysegleichung:

Cr(NO 3) 3 ⇔ Cr 3+ + 3NO 3 -
Cr 3+ + H 2 O ⇔ CrOH 2+ + H +

Molekulare Gleichung der Reaktion:

Cr(NO 3) 3 + H 2 O ⇔ CrOH(NO 3) 2 + HNO 3

In der Lösung tritt ein Überschuss an Wasserstoffionen auf, der der Cr(NO 3) 3-Lösung ein saures Milieu, einen pH-Wert, verleiht< 7.