Hidrólisis k2s. Hidrólisis de sulfuro de potasio La hidrólisis de la sal se expresa mediante la ecuación

Clase: 11

Objetivo: Crear las condiciones para el conocimiento y la comprensión de nueva información, para brindar la oportunidad de aplicar los conocimientos teóricos adquiridos en la práctica.

Tipo de lección: combinada:

Métodos: reproductivo, parcialmente de búsqueda (heurístico), basado en problemas, trabajo de laboratorio, explicativo e ilustrativo.

El resultado final del entrenamiento.

Necesito saber:

1. El concepto de hidrólisis.
2. 4 casos de hidrólisis.
3. Reglas de hidrólisis.

Debes poder:

1. Elaborar esquemas de hidrólisis.
2. Predecir la naturaleza del medio y el efecto del indicador sobre una solución salina determinada basándose en la composición de la sal.

durante las clases

Yo. Organizar el tiempo.

Tarea didáctica: crear un clima psicológico.

- ¡Hola! Tome una hoja de estado de ánimo y marque su estado de ánimo al comienzo de la lección. Anexo 1

¡Sonrisa! Está bien, gracias.

II. Preparación para aprender material nuevo.

El epígrafe de nuestra lección serán las palabras. Kozma Prutkova

Mantente siempre alerta.

III. Actualización de conocimientos de los estudiantes.

Pero primero recordemos: la clasificación de los electrolitos, escribiendo las ecuaciones de disociación de los electrolitos. (En el tablero, tres personas completan la tarea usando tarjetas).

Encuesta frontal de clase sobre las siguientes preguntas:

1. ¿Qué sustancias se llaman electrolitos?
2. ¿Cómo llamamos al grado de disociación electrolítica?
3. ¿Qué sustancias se llaman ácidos desde el punto de vista de TED?
4. ¿Qué sustancias se llaman bases desde el punto de vista de TED?
5. ¿Qué sustancias se llaman sales desde el punto de vista de TED?
6. ¿Qué sustancias se llaman anfolitos?
7. ¿Qué reacciones se llaman reacciones de neutralización?

Comprobamos las respuestas en la pizarra. (Anuncie las calificaciones).

Bien, ¿ahora recuerdas qué son los indicadores? ¿Qué indicadores conoces?

¿Cómo cambian de color en soluciones de ácidos y álcalis? Comprobemos las respuestas con la tabla.

Discusión de la experiencia. (Cuelgue la mesa de experimentos de laboratorio en el tablero.Anexo 3 (II))

¿La solución de carbonato de sodio funciona con los indicadores?

Utilice papel de colores para mostrar cómo cambia el color de los indicadores. (Un estudiante de la primera fila del pizarrón).

¿La solución de sulfato de aluminio funciona con los indicadores?

(Un alumno de la segunda fila del pizarrón completa la tarea anterior para la solución de sulfato de aluminio).

¿La solución de cloruro de sodio funciona con los indicadores?

(Utilizando papel de colores, muestre en una tabla en la pizarra el cambio de color del indicador).

Complete la misma tabla en la hoja de trabajo para todos. Apéndice 3 (II)

Ahora compare las dos tablas de la pizarra y saque una conclusión sobre la naturaleza del entorno de las sales propuestas.

IV. Aprender material nuevo.

¿Por qué pueden existir ambientes muy diferentes en las soluciones salinas?

El tema de nuestra lección de hoy ayudará a responder esta pregunta. ¿Qué crees que se discutirá? ( Los estudiantes determinan el tema de la lección).

Intentemos descifrar la palabra "HYDRO - LIZ". Proviene de dos palabras griegas "hydor" - agua, "lisis" - descomposición, descomposición. (Formule sus propias definiciones)

La HIDRÓLISIS DE LA SAL es una reacción de intercambio iónico de sales con agua, que conduce a su descomposición.

En esta lección, ¿qué aprenderemos? ( Junto con los alumnos, formulamos el objetivo principal de la lección).

¿Qué es la hidrólisis? Conozcamos cuatro casos de hidrólisis y las reglas de la hidrólisis. Aprendamos a elaborar esquemas de hidrólisis, a predecir la naturaleza del medio a partir de la composición de la sal y el efecto del indicador en una solución salina determinada.

La sal se disocia en iones y los iones resultantes interactúan con los iones de agua.

Pasemos a la sal, Na 2 CO 3, ¿como resultado de la interacción de qué base y qué ácido se formó una sal? (NaOH + H2CO3).

Recordemos la clasificación de los electrolitos.

El NaOH es un electrolito fuerte y el H 2 CO 3 es uno débil. ¿Cuál es la naturaleza del medio de esta sal? ¿Qué conclusión se puede sacar?

Como resultado de la interacción, ¿qué base y qué ácido formaron la sal: AI 2 (SO 4) 3? (Al(OH)3 + H2SO4). ¿Dónde está el electrolito débil y dónde está el fuerte? ¿Qué conclusión sacamos?

¿Como resultado de la interacción de qué base y qué ácido se formó una sal: NaCl? (NaOH + HCl). Determine la fuerza de estos electrolitos.

¿Qué patrón notaste? Registre sus hallazgos en las hojas de trabajo.

¿Un ejemplo de qué caso de hidrólisis no se dio en un experimento de laboratorio? ( Cuando una sal está formada por una base débil y un ácido débil.) ¿Cuál es la naturaleza del medio ambiente en este caso?

Registre sus hallazgos en las hojas de trabajo. Apéndice 3 (III). Dilas de nuevo.

Según la dirección de las reacciones de hidrólisis, se pueden dividir en reversibles e irreversibles.

Según el algoritmo, deben aprender a elaborar diagramas de ecuaciones de hidrólisis. ( Apéndice 4).

Veamos el ejemplo de la sal, K 2 S - profesor en la pizarra.

Como resultado de la interacción, ¿qué base y qué ácido se forma esta sal? Tomemos nota:

1. K 2 S → KOH fuerte
↓
H2S débil

¿Cuál es la naturaleza del medio de esta sal?

2. Escribimos la ecuación de disociación de la sal: K 2 S↔2K + + S2-

3. Destacamos el ion electrolito débil.

4. Escribimos el ion de un electrolito débil de una nueva línea, le agregamos HOH, le ponemos un signo ↔ escribimos el ion OH - , porque ambiente alcalino.

5. Ponemos un signo “+” y anotamos un ion que consiste en un ion de sal S 2– y un ion que queda de una molécula de agua – NS -.

Escribimos la ecuación de hidrólisis final:

K2S + H2O ↔ KOH + KHS

¿Qué se formó como resultado de la hidrólisis? Entonces, ¿por qué la naturaleza del entorno de esta sal es alcalina?

Registro de hidrólisis de ZnCl 2, (todos de forma independiente en cuadernos, un alumno en el pizarrón).

Veamos el ejemplo del libro de texto Al 2 S 3.( p.150)

¿Cuándo no se anota el esquema de hidrólisis? (Para sales con ambiente neutro).

Y así analizamos cuatro casos de hidrólisis.

Nos familiarizamos con las reglas de la hidrólisis: este es un proceso reversible,

un caso especial de una reacción de intercambio iónico, hidrólisis Siempre fugas por catión o anión débil electrólito.

Aprendimos a elaborar esquemas de hidrólisis, a predecir la naturaleza del medio a partir de la composición de la sal y el efecto del indicador en una solución salina determinada.

Utilizando el algoritmo, elabore de forma independiente esquemas de hidrólisis de sal. ( Apéndice 3 (IV)

Una vez finalizado, comprobamos la tarea del vecino y evaluamos el trabajo.

minuto de educación física

V. Consolidación del material estudiado.

En la hoja de trabajo tienes preguntas para consolidar, nosotros las responderemos. ( Apéndice 3 (V)).

Chicos, tengan en cuenta que este tema aparece en la tarea del Examen Estatal Unificado en las tres partes. Veamos una selección de tareas y determinemos qué tan difíciles son las preguntas en estas tareas. ( Apéndice 5).

¿Cuál es la importancia de la hidrólisis de sustancias orgánicas en la industria?

Obtención de alcohol hidrolítico y obtención de jabón. ( Mensaje estudiantil)

Chicos, ¿recuerdan qué objetivos teníamos?

¿Los hemos logrado?

¿Qué conclusión de la lección sacaremos?

CONCLUSIONES DE LA LECCIÓN.

1. Si una sal está formada por una base fuerte y un ácido fuerte, entonces la hidrólisis no ocurre en la solución salina, porque no se produce unión de iones. Los indicadores no cambian de color.

2. Si una sal está formada por una base fuerte y un ácido débil, entonces se produce la hidrólisis a lo largo del anión. El ambiente es alcalino.

3. Si se forma una sal neutralizando una base metálica débil con un ácido fuerte, entonces se produce la hidrólisis a lo largo del catión. El ambiente es ácido.

4. Si una sal está formada por una base débil y un ácido débil, entonces la hidrólisis puede ocurrir tanto en el catión como en el anión. Los indicadores no cambian de color. El medio ambiente depende del grado de disociación del catión y anión resultantes.

V. Reflexión.

Marque su estado de ánimo al final de la lección en la escala de estado de ánimo. (Anexo 1)

¿Ha cambiado tu estado de ánimo? ¿Cómo evalúas los conocimientos adquiridos? En el reverso encontrarás una respuesta anónima y monosílaba a 6 preguntas.

1. ¿Estás satisfecho con cómo fue la lección?
2. ¿Estabas interesado?
3. ¿Estabas activo en clase?
4. ¿Pudiste demostrar tus conocimientos existentes y adquirir otros nuevos?
5. ¿Has aprendido muchas cosas nuevas?
6. ¿Que te gustó mas?

VΙ. Tarea.

• § 18, p. 154 No. 3, 8, 11, tarjetas de tareas individuales.
• Estudia por tu cuenta cómo se produce la hidrólisis de los alimentos en el cuerpo humano ( p.154).
• Encuentre tareas sobre el tema "Hidrólisis" en los materiales del Examen Estatal Unificado 2009-2012 y complételas en su cuaderno.

Hidrólisis es una interacción química de iones de sal disueltos con agua, que conduce a la formación de productos que se disocian débilmente (moléculas de ácidos o bases débiles, aniones ácidos o cationes de sal básicos) y se acompaña de un cambiopH del ambiente.
1. N / A3 CORREOS.4 es una sal de una base fuerte (álcali) NaOH y un ácido medio (fosfórico) H3PO4. La hidrólisis de la sal se produce según el tipo aniónico, porque El catión Na+, que se une al anión hidroxilo OH¯, forma un electrolito fuerte NaOH, que se disocia en iones.
El ácido tribásico fosfórico forma tres tipos de sales:
NaH2PO4 – fosfato de Na primario, altamente soluble
Na2HPO4 – fosfato de Na secundario, prácticamente insoluble
Na3PO4 es un fosfato de Na terciario, prácticamente insoluble.
De esto se desprende claramente que durante la hidrólisis de Na3PO4, es decir la reacción que continúa hasta la formación de una sal débilmente disociada (poco soluble) formará fosfato de sodio secundario Na2HPO4.
1ra etapa
Ecuación iónico-molecular
PO4¯³ + H2O ↔ HPO4¯² + OH¯
Ecuación molecular:
Na3PO4 + H2O ↔ Na2HPO4 + NaOH
2da etapa
Ecuación iónico-molecular
Na2HPO4 + H2O↔ H2PO4¯² +OH¯
ecuación molecular
Na2HPO4 + H2O↔ NaH2PO4 + NaOH
3ra etapa
Ecuación iónico-molecular
H2PO4¯+ H2O = H3PO4 + OH¯
ecuación molecular
NaH2PO4 + H2O = H3PO4 + NaOH
Por lo general, la reacción avanza en la primera etapa, luego los iones hidroxilo OH¯ se acumulan e impiden que la reacción se complete.
Dado que se forman una sal ácida y una base fuerte (álcali), la reacción de la solución será alcalina, es decir. pH>7.
2.Salk2 S, sulfuro de potasio es una sal de una base fuerte y un ácido fluorhídrico débil H2S. La hidrólisis de la sal se producirá en dos etapas, porque El ácido sulfuro de hidrógeno es dibásico, de tipo aniónico. La sal K2S, cuando se disuelve en agua, se disocia en el catión K+ y el anión sulfuro S¯². El catión K+ no puede unirse al anión hidroxilo, porque en este caso, se forma un electrolito fuerte KOH, que se disocia inmediatamente en iones, y el anión sulfuro S¯² de un ácido débil se une al grupo hidroxilo formando un compuesto débilmente disociado.
1ra etapa

S¯² + H2O = HS¯ + OH¯
ecuación molecular
K2S + H2O = KHS + KOH
2da etapa
Ecuación iónico-molecular
HS¯ + H2O = H2S + OH¯
ecuación molecular
KHS + H2O = H2S + KOH
La hidrólisis se produce en la primera etapa con la formación de una reacción altamente alcalina, pH>7.

3. CuSO4, sulfato de cobre– una sal de un ácido fuerte y una base poliácida débil Cu(OH)2. La hidrólisis de la sal procederá con la formación de cationes de la sal principal CuOH+.
1ra etapa
Ecuación iónico-molecular
Cu+² + H2O↔ CuOH+ + H+
ecuación molecular
CuSO4+ H2O ↔ (CuOH)2SO4 + H2SO4
La reacción no continuará en la etapa 2 debido al exceso resultante de iones de hidrógeno de ácido sulfúrico fuerte. El medio es ácido, pH.<7.

La hidrólisis es la interacción de una sal con agua, como resultado de lo cual los iones de hidrógeno del agua se combinan con los aniones del residuo ácido de la sal y los iones hidroxilo se combinan con el catión metálico de la sal. Esto produce un ácido (o sal ácida) y una base (sal básica). Al elaborar ecuaciones de hidrólisis, es necesario determinar qué iones de sal pueden unir iones de agua (H + u OH -) en un compuesto débilmente disociado. Estos pueden ser iones ácidos débiles o iones básicos débiles.

Las bases fuertes incluyen álcalis (bases de metales alcalinos y alcalinotérreos): LiOH, NaOH, KOH, CsOH, FrOH, Ca(OH) 2, Ba(OH) 2, Sr(OH) 2, Ra(OH) 2. El resto de bases son electrolitos débiles (NH 4 OH, Fe(OH) 3, Cu(OH) 2, Pb(OH) 2, Zn(OH) 2, etc.).

Los ácidos fuertes incluyen 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. Los ácidos restantes son electrolitos débiles (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, etc.). Dado que los ácidos fuertes y las bases fuertes se disocian completamente en iones en solución, solo los iones de residuos ácidos de ácidos débiles y los iones metálicos que forman bases débiles pueden combinarse con iones de agua para formar compuestos que se disocian débilmente. Estos electrolitos débiles, al unirse y retener iones H + u OH -, alteran el equilibrio entre las moléculas de agua y sus iones, provocando una reacción ácida o alcalina de la solución salina. Por tanto, aquellas sales que contienen iones electrolitos débiles, es decir, sufren hidrólisis. sales formadas:

1) un ácido débil y una base fuerte (por ejemplo, K 2 SiO 3);

2) una base débil y un ácido fuerte (por ejemplo, CuSO 4);

3) una base débil y un ácido débil (por ejemplo, CH 3 COONH 4).

Las sales de un ácido fuerte y una base fuerte no sufren hidrólisis (por ejemplo, KNO 3).

Las ecuaciones iónicas para reacciones de hidrólisis se compilan de acuerdo con las mismas reglas que las ecuaciones iónicas para reacciones de intercambio ordinarias. Si la sal está formada por un ácido débil poliácido o una base débil poliácida, entonces la hidrólisis se produce paso a paso con la formación de sales ácidas y básicas.

Ejemplos de resolución de problemas

Ejemplo 1. Hidrólisis de sulfuro de potasio K 2 S.

Etapa I de hidrólisis: se forman iones HS que se disocian débilmente.

Forma molecular de la reacción:

K2S+H2O=KHS+KOH

Ecuaciones iónicas:

Forma iónica completa:

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

Forma iónica abreviada:

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

Porque Como resultado de la hidrólisis, se forma un exceso de iones OH - en la solución salina, luego la reacción de la solución es alcalina pH>7.

Etapa II: se forman moléculas de H 2 S que se disocian débilmente.

Forma molecular de la reacción.

KHS+H2O=H2S+KOH

ecuaciones iónicas

Forma iónica completa:

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

Forma iónica abreviada:

HS - +H2O=H2S+OH -

El ambiente es alcalino, pH>7.

Ejemplo 2. Hidrólisis de sulfato de cobre CuSO 4.

Etapa I de hidrólisis: se forman iones débilmente disociados (CuOH) +.

Forma molecular de la reacción:

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

ecuaciones iónicas

Forma iónica completa:

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

Forma iónica abreviada:

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

Porque Como resultado de la hidrólisis en una solución salina, se forma un exceso de iones H +, luego la reacción de la solución tiene un pH ácido.<7.

Etapa II de la hidrólisis: se forman moléculas de Cu(OH) 2 que se disocian débilmente.

Forma molecular de la reacción.

2SO4 +2H2O=2Cu(OH)2 +H2SO4

ecuaciones iónicas

Forma iónica completa:

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

Forma iónica abreviada:

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

Medio ácido, pH<7.

Ejemplo 3. Hidrólisis del acetato de plomo Pb(CH 3 COO) 2.

Etapa I de hidrólisis: se forman iones débilmente disociados (PbOH) + y ácido débil CH 3 COOH.

Forma molecular de la reacción:

Pb(CH3COO)2 +H2O=Pb(OH)CH3COO+CH3COOH

ecuaciones iónicas

Forma iónica completa:

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

Forma iónica abreviada:

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

Cuando la solución se hierve, la hidrólisis es casi completa y se forma un precipitado de Pb(OH)2.

II etapa de hidrólisis:

Pb(OH)CH3COO+H2O=Pb(OH)2 +CH3COOH

hidrólisis de sales- Esta es la interacción química de los iones de sal con iones de agua, que conduce a la formación de un electrolito débil.

Si consideramos una sal como producto de la neutralización de una base con un ácido, entonces podemos dividir las sales en cuatro grupos, para cada uno de los cuales la hidrólisis se desarrollará a su manera.

1). La hidrólisis no es posible

Sal formada por una base fuerte y un ácido fuerte ( KBr, NaCl, NaNO3), no sufrirá hidrólisis, ya que en este caso no se forma un electrolito débil.

pH de tales soluciones = 7. La reacción del medio permanece neutral.

2). Hidrólisis por catión (solo el catión reacciona con el agua)

En una sal formada por una base débil y un ácido fuerte ( FeCl2,NH4Cl, Al 2 (SO 4) 3, MgSO4) el catión sufre hidrólisis:

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

Como resultado de la hidrólisis, se forman un electrolito débil, iones H + y otros iones.

pH de la solución< 7 (раствор приобретает кислую реакцию).

3).Hidrólisis por anión (solo el anión reacciona con el agua)

Sal formada por una base fuerte y un ácido débil ( KClO, K2SiO3, Na2CO3, CH 3 COONa) sufre hidrólisis en el anión, lo que resulta en la formación de un electrolito débil, el ion hidróxido OH - y otros iones.

K2SiO3 + HOH<=>KHSiO 3 + KOH
2K + +SiO 3 2- + H + + OH -<=>NSiO 3 - + 2K + + OH -

El pH de tales soluciones es > 7 (la solución se vuelve alcalina).

4). Hidrólisis conjunta (tanto el catión como el anión reaccionan con el agua)

Sal formada por una base débil y un ácido débil ( CH 3 COONH 4, (NH4)2CO3, Al 2 S 3), hidroliza tanto el catión como el anión. Como resultado, se forman una base y un ácido que se disocian ligeramente. El pH de las soluciones de tales sales depende de la fuerza relativa del ácido y la base. Una medida de la fuerza de un ácido y una base es la constante de disociación del reactivo correspondiente.

La reacción del medio de estas soluciones puede ser neutra, ligeramente ácida o ligeramente alcalina:

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

La hidrólisis es un proceso reversible.

La hidrólisis es irreversible si la reacción da como resultado la formación de una base insoluble y (o) un ácido volátil.

Algoritmo para componer ecuaciones de hidrólisis de sales.

Na2CO3 + HOH ↔ NaHCO3 + NaOH

Uso práctico.

En la práctica, el profesor tiene que lidiar con la hidrólisis, por ejemplo, al preparar soluciones de sales hidrolizadas (acetato de plomo, por ejemplo). El “método” habitual: se vierte agua en el matraz, se añade sal y se agita. Queda un precipitado blanco. Agrega más agua, agita, el sedimento no desaparece. Agregamos agua caliente de la tetera; parece haber aún más sedimento... Y la razón es que, simultáneamente con la disolución, se produce la hidrólisis de la sal y el precipitado blanco que vemos ya son productos de la hidrólisis, poco solubles. sales básicas. Todas nuestras acciones adicionales, dilución, calentamiento, solo aumentan el grado de hidrólisis. ¿Cómo suprimir la hidrólisis? No calentar, no preparar soluciones demasiado diluidas y, dado que la hidrólisis del catión interfiere principalmente, agregar ácido. Mejor que el correspondiente, es decir, vinagre.

La hidrólisis juega un papel importante en el proceso de desferrización del agua por aireación. Cuando el agua se satura de oxígeno, el bicarbonato de hierro (II) que contiene se oxida a una sal de hierro (III), que es mucho más susceptible a la hidrólisis. Como resultado, se produce una hidrólisis completa y el hierro se separa en forma de un precipitado de hidróxido de hierro (III).

Esta es también la base para el uso de sales de aluminio como coagulantes en procesos de purificación de agua. Las sales de aluminio agregadas al agua en presencia de iones de bicarbonato se hidrolizan completamente y el hidróxido de aluminio voluminoso se coagula, arrastrando consigo diversas impurezas al sedimento."Aumento de la hidrólisis de sales cuando se calienta"

TAREAS DE ASIGNACIÓN

№1.Escriba las ecuaciones para la hidrólisis de sales y determine el medio de las soluciones acuosas (pH) y el tipo de hidrólisis:
Na 2 SiO 3, AlCl 3, K 2 S.

No. 2. Elaborar ecuaciones para la hidrólisis de sales, determinar el tipo de hidrólisis y el medio de solución:
Sulfito de potasio, cloruro de sodio, bromuro de hierro (III)

Numero 3. Cree ecuaciones de hidrólisis, determine el tipo de hidrólisis y el medio de una solución salina acuosa para las siguientes sustancias:
Sulfuro de potasio - K 2 S, Bromuro de aluminio - AlBr 3, Cloruro de litio - LiCl, Fosfato de sodio - Na 3 PO 4, Sulfato de potasio - K 2 SO 4, Cloruro de zinc - ZnCl 2, Sulfito de sodio - Na 2 SO 3, Sulfato de amonio - (NH 4) 2 SO 4, Bromuro de bario - BaBr 2.

Tarea 201.
Componga ecuaciones iónico-moleculares y moleculares para la hidrólisis que ocurre al mezclar soluciones de K. 2S y CrC1 3 . Cada una de las sales tomadas se hidroliza irreversiblemente hasta el final con la formación de la base y el ácido correspondientes.
Solución:
K 2 S - una sal de una base fuerte y un ácido débil es hidrolizada por el anión, y CrCl 3 - una sal de una base débil y un ácido fuerte es hidrolizada por el catión:

K2S ⇔ 2K + + S2- ; CrCl3 ⇔ Cr3+ + 3Cl - ;
a) S 2- + H 2 O ⇔ HS - + OH -;
b) Cr 3+ + H 2 O ⇔ CrOH 2+ + H +.

Si las soluciones de estas sales están en el mismo recipiente, entonces hay una mejora mutua de la hidrólisis de cada una de ellas, porque los iones H+ y OH-, unidos entre sí, forman moléculas del electrolito débil H 2 O (H + + OH - ⇔ H2O). Con la formación de agua adicional, el equilibrio hidrolítico de ambas sales se desplaza hacia la derecha y la hidrólisis de cada sal continúa hasta completarse con la formación de un precipitado y un gas:

3S 2- + 2Cr 3+ + 6H 2 O ⇔ 2Cr(OH) 3 ↓ + 3H 2 S (forma molecular iónica);
3K 2 S + 2CrCl 3 + 6H 2 O ⇔ 2Cr(OH) 3 ↓ + 3H 2 S + 6KCl (forma molecular).

Tarea 202.
A la solución de FeCl 3 se le añadieron las siguientes sustancias: a) HCl; b) CON; c) ZnCl2; d) Na2CO3. ¿En qué casos aumentará la hidrólisis del cloruro de hierro (III)? ¿Por qué? Escribe ecuaciones iónico-moleculares para la hidrólisis de las sales correspondientes.
Solución:
a) La sal FeCl 3 se hidroliza en un catión y el HCl se disocia en una solución acuosa:

FeCl 3 ⇔ Fe 3+ + 3Cl - ;

HCl ⇔ H + + Cl -

Si las soluciones de estas sustancias están en el mismo recipiente, entonces se inhibe la hidrólisis de la sal FeCl 3, porque se forma un exceso de iones de hidrógeno H + y el equilibrio de hidrólisis se desplaza hacia la izquierda:
b) La sal FeCl 3 se hidroliza en el catión y el KOH se disocia en una solución acuosa para formar OH -:

FeCl 3 ⇔ Fe 3+ + 3Cl - ;
Fe3+ + H2O ⇔ FeOH2+ + H+ ;
KOH ⇔ K + + OH -

Si las soluciones de estas sustancias están en el mismo recipiente, entonces se produce la hidrólisis de la sal FeCl3 y la disociación del KOH, porque los iones H+ y OH-, unidos entre sí, forman moléculas del electrolito débil H 2 O (H + + OH - ⇔ H2O). En este caso, el equilibrio hidrolítico de la sal FeCl 3 y la disociación de KOH se desplazan hacia la derecha y la hidrólisis de la sal y la disociación de la base continúan hasta el final con la formación de un precipitado de Fe(OH) 3. Básicamente, cuando se mezclan FeCl3 y KOH, se produce una reacción de intercambio. Iónico

Fe 3+ + 3OH - ⇔ Fe(OH) 3 ↓;

Ecuación molecular del proceso:

FeCl3 + 3KOH ⇔ Fr(OH)3 ↓ + 3KCl.

c) La sal FeCl 3 y la sal ZnCl 2 son hidrolizadas por el catión:

Fe3+ + H2O ⇔ FeOH2+ + H+ ;
Zn 2+ + H 2 O ⇔ ZnOH + + H +

Si las soluciones de estas sales están en el mismo recipiente, entonces hay una inhibición mutua de la hidrólisis de cada una de ellas, porque el exceso de iones H + provoca un desplazamiento del equilibrio hidrolítico hacia la izquierda, hacia una disminución en la concentración de iones de hidrógeno H +.
d) La sal FeCl 3 es hidrolizada por el catión y la sal Na 2 CO 3 es hidrolizada por el anión:

Fe3+ + H2O ⇔ FeOH2+ + H+ ;
CO 3 2- + H 2 O ⇔ HСO 3 - + OH -

Si las soluciones de estas sales están en el mismo recipiente, entonces hay una mejora mutua de la hidrólisis de cada una de ellas, porque los iones H + y OH -, unidos entre sí, forman moléculas del electrolito débil H 2 O (H + + OH - ⇔ H2O). Con la formación de una cantidad adicional de agua, el equilibrio hidrolítico de ambas sales se desplaza hacia la derecha y la hidrólisis de cada sal continúa hasta completarse con la formación del precipitado de Fe(OH)3↓, un electrolito débil H 2 CO 3 :

2Fe 3+ + 3CO 3 2- + 3H 2 O ⇔ 2Fe(OH) 3 ↓ + 3CO 2 (forma molecular iónica);
2FeCl 3 + 3Na 2 CO 3 + 3H 2 O ⇔ 2Fe(OH) 3 ↓ + 3CO 2 + 6NaCl (forma molecular).

Tarea 203.
¿Cuál de las sales Al 2 (SO4) 3, K 2 S, Pb(NO 3) 2, KCl sufre hidrólisis? Escribe ecuaciones iónico-moleculares y moleculares para la hidrólisis de las sales correspondientes. ¿Cuál es el valor del pH? (> 7 <) ¿Tienes soluciones de estas sales?
Solución:

a) Al 2 (SO 4) 3 es una sal de una base débil y un ácido fuerte. En este caso, los cationes Al 3+ se unen a los iones OH - agua, formando cationes de la sal principal AlOH 2+. La formación de Al(OH) 2+ y Al(OH) 3 no ocurre porque los iones AlOH 2+ se disocian mucho más difícilmente que los iones Al(OH) 2+ y las moléculas de Al(OH) 3. En condiciones normales, la hidrólisis ocurre en la primera etapa. La sal se hidroliza en el catión. Ecuación de hidrólisis iónico-molecular:

Al2(SO4)3 ⇔ Al3+ + 3SO42-;

o en forma molecular:

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

Aparece un exceso de iones de hidrógeno en la solución, lo que le da a la solución de Al2(SO4)3 un ambiente ácido. pH< 7 .

b) K 2 S – sal fuerte base monoácida KOH y débil ácido polibásico H 2 S. En este caso, los aniones S2- se unen a los iones de hidrógeno H+ del agua, formando los aniones de la sal ácida HS-. La formación de H2S no se produce, ya que los iones HS- se disocian mucho más difícilmente que las moléculas de H2S. En condiciones normales, la hidrólisis ocurre en la primera etapa. La sal se hidroliza en el anión. Ecuación de hidrólisis iónico-molecular:

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

o en forma molecular:

K 2 S + 2H 2 O ⇔ KNS + KOH

Aparece un exceso de iones de hidróxido en la solución, lo que le da a la solución de K 2 S un ambiente alcalino. pH > 7.

c) Pb(NO 3) 2 es una sal de una base débil y un ácido fuerte. En este caso, los cationes Pb 2+ se unen a iones OH-agua, formando cationes de la sal principal PbOH +. La formación de Pb(OH) 2 no ocurre porque los iones PbOH + se disocian mucho más difícilmente que las moléculas de Pb(OH) 2. En condiciones normales, la hidrólisis ocurre en la primera etapa. La sal se hidroliza en el catión. Ecuación de hidrólisis iónico-molecular:

Pb 2+ + H 2 O ⇔ PbOH + + H +

o en forma molecular:

< 7.

d) KCl: una sal de una base fuerte y un ácido fuerte no sufre hidrólisis, ya que los iones K + y Cl - no están unidos por los iones de agua H + y OH -. Los iones K+, Cl-, H+ y OH- permanecerán en solución. Dado que en una solución salina hay cantidades iguales de iones H + y OH -, la solución tiene un ambiente neutro, pH = 0.

Tarea 204.
Al mezclar soluciones de FeCl 3 y Na 2 CO 3, cada una de las sales tomadas se hidroliza irreversiblemente hasta el final con la formación de la base y el ácido correspondientes. Exprese esta hidrólisis conjunta en términos de ecuaciones iónicas y moleculares.
Solución:
FeCl 3 es una sal de una base débil y un ácido fuerte. En este caso, los cationes Fe 3+ se unen a los iones OH - agua, formando cationes de la sal principal FeOH 2+. La formación de Fe(OH)2+ y Fe(OH)3 no ocurre porque los iones FeOH 2+ se disocian mucho más difícilmente que los iones Fe(OH) 2+ y las moléculas de Fe(OH) 3. En condiciones normales, la hidrólisis ocurre en la primera etapa. La sal se hidroliza en el catión. Ecuación de hidrólisis iónico-molecular:

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

Na 2 CO 3 es una sal de una base fuerte y un ácido débil. En este caso, los aniones CO 3 2- se unen a los iones de hidrógeno H + del agua, formando los aniones de sal ácida HCO 3 -. La formación de H 2 CO 3 no se produce, ya que los iones HCO 3 se disocian mucho más difícilmente que las moléculas de H 2 CO 3. En condiciones normales, la hidrólisis ocurre en la primera etapa. La sal se hidroliza en el anión. Ecuación de hidrólisis iónico-molecular:

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

Tarea 205.
A la solución de Na 2 CO 3 se le añadieron las siguientes sustancias: a) HCl; b)NaOH; c) Cu(NO3)2; d) K 2 S. ¿En qué casos aumentará la hidrólisis del carbonato de sodio? ¿Por qué? Escribe ecuaciones iónico-moleculares para la hidrólisis de las sales correspondientes.
Solución:

a) La sal Na 2 CO 3 se hidroliza en el anión y el HCl se disocia en una solución acuosa:

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

Si las soluciones de estas sustancias están en el mismo recipiente, entonces hay una mejora mutua de la hidrólisis de cada una de ellas, porque los iones H + y OH -, al unirse entre sí, forman moléculas del electrolito débil H 2 O (H + + OH - ⇔ H2O). En este caso, el equilibrio hidrolítico de la sal Na 2 CO 3 y la disociación del HCl se desplazan hacia la derecha y la hidrólisis de la sal y la disociación del ácido se completan con la formación de dióxido de carbono gaseoso. Ecuación ion-molecular del proceso:

CO 3 2- + 2H + ⇔ CO 2 + H 2 O

Ecuación molecular del proceso:

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

b) La sal Na 2 CO 3 se hidroliza en el anión y el NaOH se disocia en una solución acuosa:

NaOH ⇔ Na++ OH - .

Si se mezclan soluciones de estas sustancias, se forma un exceso de iones OH -, lo que desplaza el equilibrio de la hidrólisis de Na 2 CO 3 hacia la izquierda y se inhibirá la hidrólisis de la sal.

c) La sal Na 2 CO 3 es hidrolizada por el anión y la sal Cu(NO 3) 2 es hidrolizada por el catión:

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

Si las soluciones de estas sales están en el mismo recipiente, entonces hay una mejora mutua de la hidrólisis de cada una de ellas, porque los iones H + y OH -, unidos entre sí, forman moléculas del electrolito débil H 2 O (H + + OH - ⇔ H2O). Con la formación de agua adicional, el equilibrio hidrolítico de ambas sales se desplaza hacia la derecha y la hidrólisis de cada sal continúa hasta completarse con la formación de un precipitado y un gas:

Cu 2+ + CO 3 2- + H 2 O ⇔ Cu(OH) 2 ↓ + CO 2 (forma molecular iónica);
Cu(NO 3) 2 + Na 2 CO 3 + H 2 O ⇔ Cu(OH) 2 ↓ + CO 2 + 2NaNO 3 (forma molecular).

d) Na 2 CO 3 y K 2 S son sales de una base fuerte y un ácido débil, por lo que ambos se hidrolizan en el anión:

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

Si las soluciones de estas sales están en el mismo recipiente, entonces hay una inhibición mutua de la hidrólisis de cada una de ellas, porque un exceso de iones OH -, según el principio de Le Chatelier, desplaza el equilibrio de la hidrólisis de ambas sales hacia la izquierda. , hacia una disminución en la concentración de iones OH -, es decir, se inhibirá la hidrólisis de ambas sales.

Tarea 206.
¿Qué valor de pH (> 7<) имеют растворы солей Na 2 S, АlСl 3 , NiSO 4 ? Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза этих солей.
Solución:
a) Na 2 S – sal fuerte base monoácida NaOH y débil ácido polibásico H 2 S. En este caso, los aniones S 2- se unen a los iones de hidrógeno H+ del agua, formando los aniones de la sal ácida HS-. La formación de H 2 S no se produce, ya que los iones HS - se disocian mucho más difícilmente que las moléculas de H 2 S. En condiciones normales, la hidrólisis se produce en el primer paso. La sal se hidroliza en el anión. Ecuación de hidrólisis iónico-molecular:

Na2S ⇔ 2Na + + S2- ;
S 2- + H 2 O ⇔ NS - + OH -

o en forma molecular:

Na2S + 2H2O ⇔ NaHS + KOH

En la solución aparece un exceso de iones hidróxido, lo que confiere a la solución de Na2S un ambiente alcalino, pH > 7.

b) AlCl 3 es una sal de una base débil y un ácido fuerte. En este caso, los cationes Al3+ se unen a los iones OH- del agua, formando cationes de la sal principal AlOH2+. La formación de Al(OH) 2+ y Al(OH) 3 no ocurre porque los iones AlOH 2+ se disocian mucho más difícilmente que los iones Al(OH) 2+ y las moléculas de Al(OH) 3. En condiciones normales, la hidrólisis ocurre en la primera etapa. La sal se hidroliza en el catión. Ecuación de hidrólisis iónico-molecular:

AlCl3 ⇔ Al3+ + 3Cl - ;
Al 3+ + H 2 O ⇔ AlOH 2+ + H +

o en forma molecular:

AlCl 3 + H 2 O ⇔ 2AlOHCl 2 + HCl

Aparece un exceso de iones de hidrógeno en la solución, lo que le da a la solución de Al2(SO4)3 un ambiente ácido, pH< 7.

c) NiSO4 es una sal de una base poliácida débil Ni(OH)2 y un ácido dimonobásico fuerte H2SO4. En este caso, los cationes Ni2+ se unen a los iones OH- del agua, formando cationes de la sal principal NiOH+. La formación de Ni(OH)2 no ocurre porque los iones NiOH+ se disocian mucho más difícilmente que las moléculas de Ni(OH)2. En condiciones normales, la hidrólisis ocurre en la primera etapa. La sal se hidroliza en el catión. Ecuación de hidrólisis iónico-molecular:

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

o en forma molecular:

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

Aparece un exceso de iones de hidrógeno en la solución, lo que le da a la solución de NiSO 4 un ambiente ácido, pH< 7.

Tarea 207.
Elaborar ecuaciones ion-moleculares y moleculares para la hidrólisis de las sales Pb(NO 3) 2, Na 2 CO 3, Fe 2 (SO 4) 3. ¿Qué valor de pH (> 7<) имеют растворы этих солей?
Solución:
a) Pb(NO 3) 2 es una sal de una base débil y un ácido fuerte. En este caso, los cationes Pb 2+ se unen a los iones de agua OH -, formando cationes de la sal principal PbOH +. La formación de Pb(OH) 2 no ocurre porque los iones PbOH + se disocian mucho más difícilmente que las moléculas de Pb(OH) 2. En condiciones normales, la hidrólisis ocurre en la primera etapa. La sal se hidroliza en el catión. Ecuación de hidrólisis iónico-molecular:

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

o en forma molecular:

Pb(NO 3) 2 + H 2 O ⇔ PbOHNO 3 + HNO 3

Aparece un exceso de iones de hidrógeno en la solución, lo que le da a la solución de Pb(NO 3) 2 un ambiente ácido, pH< 7.

b) Na 2 CO 3 es una sal de una base fuerte y un ácido débil. En este caso, los aniones CO 3 2- se unen a los iones de hidrógeno H + del agua, formando los aniones de sal ácida HCO 3 -. La formación de H 2 CO 3 no se produce, ya que los iones HCO 3 se disocian mucho más difícilmente que las moléculas de H 2 CO 3. En condiciones normales, la hidrólisis ocurre en la primera etapa. La sal se hidroliza en el anión. Ecuación de hidrólisis iónico-molecular:

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

o en forma molecular:

Na2CO3 + H2O ⇔ CO2 + 2NaOH

En la solución aparece un exceso de iones hidróxido, lo que confiere a la solución de Na2CO3 un ambiente alcalino, pH > 7.

c) Fe 2 (SO 4) 3 es una sal de una base débil y un ácido fuerte. En este caso, los cationes Fe 3+ se unen a los iones OH - agua, formando cationes de la sal principal FeOH 2+. La formación de Fe(OH) 2+ y Fe(OH) 3 no ocurre porque los iones FeOH 2+ se disocian mucho más difícilmente que los iones Fe(OH) 2+ y las moléculas de Fe(OH) 3. En condiciones normales, la hidrólisis ocurre en la primera etapa. La sal se hidroliza en el catión. Ecuación de hidrólisis iónico-molecular:

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

Forma molecular del proceso:

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

Aparece un exceso de iones de hidrógeno en la solución, lo que le da a la solución de Fe2(SO4)3 un ambiente ácido, pH< 7.

Tarea 208.
Elaborar ecuaciones ion-moleculares y moleculares para la hidrólisis de las sales HCOOOK, ZnSO 4, Al(NO 3) 3. ¿Qué valor de pH (> 7<) имеют растворы этих солей?
Solución:
a) NSOOC – sal de fuerte base monoácida KOH y débil ácido monobásico UNDC. En este caso, los aniones HCOO - se unen a los iones de hidrógeno H + del agua, formando un electrolito débil HCOOH. Ecuación de hidrólisis iónico-molecular:

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

o en forma molecular:

HCOOC + H2O  HCOOH + KOH

En la solución aparece un exceso de iones hidróxido, lo que confiere a la solución de HCOOO un ambiente alcalino, pH > 7.

b) ZnSO 4 es una sal de una base poliácida débil Zn(OH)2 y un poliácido fuerte. En este caso, los cationes Zn 2+ se unen a iones de agua OH -, formando cationes de la sal principal ZnOH +. La formación de Zn(OH) 2 no ocurre porque los iones CoOH + se disocian mucho más difícilmente que las moléculas de Zn(OH) 2. En condiciones normales, la hidrólisis ocurre en la primera etapa. La sal se hidroliza en el catión. Ecuación de hidrólisis iónico-molecular:

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

o en forma molecular:

2ZnSO4 + 2H2O  (ZnOH)2SO4 + H2SO4

Aparece un exceso de iones de hidrógeno en la solución, lo que le da a la solución de ZnSO 4 un ambiente ácido, pH< 7.

c) Al(NO 3) 3 - sal débil base poliácida Al(OH)3 y fuerte ácido monobásico HNO3. En este caso, los cationes Al 3+ se unen a los iones OH - agua, formando cationes de la sal principal AlOH2+. La formación de Al(OH) 2+ y Al(OH) 3 no ocurre porque los iones AlOH 2+ se disocian mucho más difícilmente que los iones Al(OH) 2+ y las moléculas de Al(OH) 3. En condiciones normales, la hidrólisis ocurre en la primera etapa. La sal se hidroliza en el catión. Ecuación de hidrólisis iónico-molecular:

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.

Tarea 209.
¿Qué valor de pH (> 7<) имеют растворы солей Na 3 PO 4 , K 2 S, CuSO 4 ? Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза этих солей.
Solución:
a) El ortofosfato de sodio Na 3 PO 4 es una sal de un ácido polibásico débil H 3 PO 4 y una base monoácida fuerte. En este caso, los aniones PO 4 3- se unen a los iones de hidrógeno H + del agua, formando los aniones de la sal ácida HPO 4 2-. La formación de H 2 PO 4 - y H 3 PO 4 no ocurre, ya que los iones HPO 4 2 - se disocian mucho más difícilmente que los iones H 2 PO 4 - y las moléculas de H 3 PO 4. En condiciones normales, la hidrólisis ocurre en la primera etapa. La sal se hidroliza en el anión. Ecuación de hidrólisis iónico-molecular:

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

o en forma molecular:

Na 3 PO 4 + H 2 O ⇔ Na 2 HPO 4 + NaOH

En la solución aparece un exceso de iones hidróxido, lo que confiere a la solución de Na 3 PO 4 un ambiente alcalino, pH > 7.

b) K2S es una sal de una base monoácida fuerte KOH y un ácido poliácido débil H 2 S. En este caso, los aniones S 2- se unen a los iones de hidrógeno H + del agua, formando aniones de sal ácida HS -. La formación de H 2 S no se produce, ya que los iones HS - se disocian mucho más difícilmente que las moléculas de H 2 S. En condiciones normales, la hidrólisis se produce en el primer paso. La sal se hidroliza en el anión. Ecuación de hidrólisis iónico-molecular:

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

o en forma molecular:

K2S + 2H 2 O ⇔  KNS + KOH

En la solución aparece un exceso de iones hidróxido, lo que confiere a la solución de K2S un ambiente alcalino, pH > 7.

c) CuSO 4 es una sal de una base débil y un ácido fuerte. En este caso, los cationes Cu 2+ se unen a los iones de agua OH -, formando cationes de la sal principal CuOH +. La formación de Cu(OH) 2 no ocurre porque los iones CuOH + se disocian mucho más difícilmente que las moléculas de Cu(OH) 2. En condiciones normales, la hidrólisis ocurre en la primera etapa. La sal se hidroliza en el catión. Ecuación de hidrólisis iónico-molecular:

CuSO4 ⇔ Cu2+ + SO42- ;
Cu 2+ + H 2 O ⇔ CuOH + + H +

o en forma molecular:

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

Aparece un exceso de iones de hidrógeno en la solución, lo que le da a la solución de CuSO 4 un ambiente ácido, pH< 7.

Tarea 210.
Elaborar ecuaciones ion-moleculares y moleculares para la hidrólisis de sales CuCl 2, Cs 2 CO 3, Cr(NO 3) 3. ¿Qué valor de pH (> 7<) имеют растворы этих солей?
Solución:
a) CuCl 2 es una sal de una base poliácida débil Cu(OH) 2 y un ácido monobásico fuerte HCl. En este caso, los cationes Cu 2+ se unen a los iones de agua OH -, formando cationes de la sal principal CuOH +. La formación de Cu(OH) 2 no ocurre porque los iones CuOH + se disocian mucho más difícilmente que las moléculas de Cu(OH) 2. En condiciones normales, la hidrólisis ocurre en la primera etapa. La sal se hidroliza en el catión. Ecuación de hidrólisis iónico-molecular:

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

o en forma molecular:

CuCl 2 + H 2 O ⇔ CuOHCl + HCl

Aparece un exceso de iones de hidrógeno H+ en la solución, lo que le da a la solución de CuCl 2 un ambiente ácido, pH< 7.

b) Cs 2 CO 3: una sal de una base monoácida fuerte CsOH y un ácido dibásico débil H 2 CO 3. En este caso, los aniones CO 3 2- se unen a los iones de hidrógeno H + del agua, formando los aniones de sal ácida HCO 3 -. La formación de H 2 CO 3 no se produce, ya que los iones HCO 3 se disocian mucho más difícilmente que las moléculas de H 2 CO 3. En condiciones normales, la hidrólisis ocurre en la primera etapa. La sal se hidroliza en el anión. Ecuación de hidrólisis iónico-molecular:

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

o en forma molecular:

Cs2CO 3 + H 2 O ⇔ CO 2 + 2CsOH

En la solución aparece un exceso de iones hidróxido, que confieren a la solución de Cs2CO3 un ambiente alcalino, pH > 7.

c) Cr(NO 3) 3 - una sal de una base poliácida débil Cr(OH) 3 y un ácido monobásico fuerte HNO 3. En este caso, los cationes Cr 3+ se unen a los iones OH - agua, formando cationes de la sal principal CrOH 2+. La formación de Cr(OH) 2 + y Cr(OH) 3 no ocurre porque los iones CrOH 2+ se disocian mucho más difícilmente que los iones Cr(OH) 2 + y las moléculas de Cr(OH) 3. En condiciones normales, la hidrólisis ocurre en la primera etapa. La sal se hidroliza en el catión. Ecuación de hidrólisis iónico-molecular:

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

Ecuación molecular de la reacción:

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

Aparece un exceso de iones de hidrógeno en la solución, lo que le da a la solución de Cr(NO 3) 3 un ambiente ácido, pH< 7.