Класс: 11

Цель: Создать условия для осознания и осмысления новой информации, дать возможность применить полученные теоретические знания на практике.

• Учебные:

формирование основных понятий (гидролиз, классификация солей по силе кислоты и основания их образующих, типы гидролиза) на дифференцированной основе; формирование умений записывать уравнения реакций гидролиза в молекулярном, полном и сокращенном виде, предсказывать и объяснять изменение среды раствора, образование кислых и основных солей.

Развивающие:

развитие творческого мышления, экспериментальных умений и навыков, развитие умений выдвигать гипотезу, проверять ее, устанавливать закономерности, искать новые факты, которые подтвердили бы правильность выдвинутой гипотезы, развитие эмоциональной сферы учащихся, познавательной активности, умений наблюдать окружающий мир, задумываться над внутренней сутью увиденного.

Воспитательные:

формирование умений применять изученный материал в практических ситуациях, защищать свои убеждения, работать в группе.

Тип урока: комбинированный:

Методы: репродуктивный, частично-поисковый (эвристический), проблемный, лабораторная работа, объяснительно – иллюстративный.

Конечный результат обучения.

Необходимо знать:

1. Понятие гидролиза.
2. 4 случая гидролиза.
3. Правила гидролиза.

Необходимо уметь:

1. Составлять схемы гидролиза.
2. Предсказывать по составу соли характер среды и действие индикатора на данный раствор соли.

Ход урока

Ι. Организационный момент.

Дидактическая задача: создание психологического климата

– Здравствуйте! Возьмите лист со шкалой настроения и отметьте ваше настроение в начале урока. Приложение 1

Улыбнитесь! Хорошо, спасибо.

II. Подготовка к усвоению нового материала.

Эпиграфом нашего урока будут слова Козьмы Пруткова

Всегда держись начеку.

III. Актуализация знаний учащихся.

Но прежде давайте вспомним: классификацию электролитов, запись уравнений диссоциации электролитов. (У доски три человека выполняют задание по карточкам.)

Фронтальный опрос класса по следующим вопросам:

1. Какие вещества называются электролитами?
2. Что мы называем степенью электролитической диссоциации?
3. Какие вещества называются кислотами с точки зрения ТЭД?
4. Какие вещества называются основаниями с точки зрения ТЭД?
5. Какие вещества называются солями с точки зрения ТЭД?
6. Какие вещества называют амфолиты?
7. Какие реакции называют реакциями нейтрализации?

Проверяем отвечающих у доски. (Объявить оценки.)

Хорошо, а теперь вспомните, что такое индикаторы? Какие индикаторы вы знаете?

Как они изменяют окраску в растворах кислот, щелочей? Ответы сверим с таблицей.

Обсуждение опыта. (На доску повесить таблицу лабораторного опыта. Приложение 3 (II))

Действует ли раствор карбоната натрия на индикаторы?

С помощью цветной бумаги показать, как изменяется окраска индикаторов. (Один ученик с 1-го ряда у доски.)

Действует ли раствор сульфата алюминия на индикаторы?

(Один ученик с 2-го ряда у доски выполняет предыдущее задание для раствора сульфата алюминия).

Действует ли раствор хлорида натрия на индикаторы?

(С помощью цветной бумаги показать в таблице, на доске, изменение окраски индикатора).

Заполнить всем такую же таблицу в рабочих листах. Приложение 3 (II)

А теперь сравните две таблицы на доске и сделайте вывод о характере среды предложенных солей.

ΙV. Изучение нового материала.

Почему же в растворах солей может быть самая разная среда?

Ответить на этот вопрос поможет тема нашего сегодняшнего урока. Как вы думаете, о чем пойдет речь? (Ученики определяют тему урока).

Попытаемся расшифровать слово «ГИДРО – ЛИЗ». Происходит от двух греческих слов «hydor» – вода, «lysis» – разложение, распад. (Самостоятельно сформулируйте определения)

ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ – это реакция ионного обменного взаимодействия солей с водой, приводящие к их разложению.

На этом уроке, что мы узнаем? (Вместе с учащимися формулируем основную цель урока).

Что такое – гидролиз, познакомимся с четырьмя случаями гидролиза, правилами гидролиза. Научимся составлять схемы гидролиза, предсказывать по составу соли характер среды и действие индикатора на данный раствор соли.

Соль диссоциирует на ионы, а образовавшиеся ионы взаимодействуют с ионами воды.

Обратимся к соли, Na 2 CO 3 , в результате взаимодействия, какого основания и какой кислоты, образовалась соль? (NaOH + H 2 CO 3).

Вспомним классификацию электролитов

NaOH – сильный электролит, а Н 2 СО 3 – слабый. Каков характер среды этой соли? Какой вывод можно сделать?

В результате взаимодействия, какого основания, и какой кислоты образовалась соль – AI 2 (SO 4) 3 ? (AI(OH) 3 + H 2 SO 4). Где здесь слабый, а где сильный электролит? Какой делаем вывод?

В результате взаимодействия, какого основания, и какой кислоты образовалась соль – NaCI? (NaOH + HCI).Определите силу этих электролитов.

Какую заметили закономерность? Запишите выводы в рабочих листах.

Пример, какого случая гидролиза не был приведён в лабораторном опыте? (Когда соль образована слабым основанием и слабой кислотой. ) Каков характер среды в этом случае?

Запишите выводы в рабочих листах. Приложение 3 (III) . Проговорить их ещё раз.

По направлению реакции гидролиза можно разделить на обратимые и необратимые

По алгоритму должны научиться составлять схемы уравнений гидролиза. (Приложение 4 ).

Разберём на примере соли, K 2 S – учитель у доски.

В результате взаимодействия, какого основания и какой кислоты образована эта соль? Делаем запись:

1. K 2 S→KOH сильное
↓
H 2 S слабая

Каков характер среды этой соли?

2. Записываем уравнение диссоциации соли: К 2 S↔2K + + S 2-

3. Подчёркиваем ион слабого электролита.

4. Записываем с новой строки ион слабого электролита, прибавляем к нему НОН, ставим знак ↔ записываем ион ОН - , т.к. среда щелочная.

5. Ставим знак «+», записываем ион, состоящий из иона соли S 2– и иона, оставшегося от молекулы воды – НS - .

Записываем итоговое уравнение гидролиза:

К 2 S + H 2 O ↔ KOH + KHS

Что образовалось в результате гидролиза? Так почему характер среды этой соли щелочной?

Запись гидролиз ZnCl 2 , (все самостоятельно в тетрадях, один ученик у доски).

Рассмотрим по учебнику пример Al 2 S 3 .(стр.150 )

Когда не записывается схема гидролиза? (Для солей с нейтральным характером среды.)

И так мы разобрали четыре случая гидролиза.

Познакомились с правилами гидролиза: это обратимый процесс,

частный случай реакции ионного обмена, гидролиз всегда протекает по катиону или аниону слабого электролита.

Научились составлять схемы гидролиза, предсказывать по составу соли характер среды и действие индикатора на данный раствор соли.

Пользуясь алгоритмом, самостоятельно составить схемы гидролиза солей. (Приложение 3 (IV)

После выполнения, проверяем задание соседа, оцениваем работу.

Физкультминутка

V. Закрепление изученного материала

На рабочем листе у вас вопросы для закрепления, ответим на них. (Приложение 3 (V) ).

Ребята обратите внимание, что эта тема встречается в задание по ЕГЭ во всех трех частях. Давайте посмотрим выборку заданий и определим какой сложности содержат вопросы в этих заданиях? (Приложение 5 ).

Какое значение имеет гидролиз органических веществ в промышленности?

Получении гидролизного спирта и получение мыла. (Сообщение учеников )

Ребята, вспомните какие цели стояли перед нами?

Достигли ли мы их?

Какой вывод урока мы сделаем?

ВЫВОДЫ УРОКА.

1. Если соль образована сильным основанием и сильной кислотой, то гидролиз в растворе соли не идёт, т.к. связывания ионов не происходит. Индикаторы свою окраску не изменяют.

2. Если соль образована сильным основанием и слабой кислотой,то гидролиз идёт по аниону. Среда щелочная.

3. Если соль образована при нейтрализации слабого основания металла сильной кислотой, то гидролиз идёт по катиону. Среда кислая.

4. Если соль образована слабым основанием и слабой кислотой, то гидролиз может идти и по катиону, и по аниону. Индикаторы свою окраску не изменяют. Среда зависит от степени диссоциации получающегося катиона и аниона.

V. Рефлексия.

Отметьте свое настроение в конце урока на шкале настроения. (Приложение 1)

Изменилось ли ваше настроение. Как вы оцениваете полученные знания, на обороте анонимно, односложно ответе на 6 вопросов.

1. Доволен ли ты как прошел урок?
2. Тебе было интересно?
3. Ты был активен на уроке?
4. Сумел ли ты показать имеющие знания и приобрести новые?
5. Ты узнал много нового?
6. Что тебе больше понравилось?

VΙ. Домашнее задание.

• § 18, стр.154 № 3, 8, 11, индивидуальные карточки с заданиям.
• Изучить самостоятельно, как происходит гидролиз пищи в организме человека (стр.154 ).
• Найти в материалах ЕГЭ 2009-2012 г. задания на тему «Гидролиз» и выполнить в тетради.

ОПРЕДЕЛЕНИЕ

Сульфид калия – средняя соль, образованная сильным основанием – гидроксидом калия (KOH) и слабой кислотой — сероводородной (H 2 S). Формула — K 2 S.

Молярная масса – 110г/моль. Представляет собой бесцветные кристаллы кубической формы.

Гидролиз сульфида калия

Гидролизуется по аниону. Характер среды – щелочной. Уравнение гидролиза выглядит следующим образом:

Первая ступень:

K 2 S ↔ 2K + + S 2- (диссоциация соли);

S 2- + HOH ↔ HS — + OH — (гидролиз по аниону);

2K + + S 2- + HOH ↔ HS — + 2K + + OH — (уравнение в ионной форме);

K 2 S +H 2 O ↔ KHS + KOH (уравнение в молекулярной форме).

Вторая ступень:

KHS ↔ K + +HS — (диссоциация соли);

HS — + HOH ↔H 2 S + OH — (гидролиз по аниону);

K + + 2HS — + HOH ↔ H 2 S + K + + OH — (уравнение в ионной форме);

KHS + H 2 O ↔ H 2 S + KOH (уравнение в молекулярной форме).

Примеры решения задач

ПРИМЕР 1

Задание	Сульфид калия получают нагреванием смеси, состоящей из калия и серы, при температуре 100-200 o С. Какая масса продукта реакции образуется, если взаимодействуют 11 г калия и 16 г серы?
Решение	Запишем уравнение реакции взаимодействия серы и калия: Найдем количество молей исходных веществ используя данные, указанные в условии задачи. Молярная масса калия равна –39 г/моль, серы – 32 г/моль. υ(K) = m(K)/ M(K) = 11/39 = 0,28 моль; υ(S) = m(S)/ M(S) = 16/32 = 0,5 моль. Калий в недостатке (υ(K)< υ(S)). Согласно уравнению υ(K 2 S) = 2× υ(K) =2×0,28 = 0,56 моль. Найдем массу сульфида калия (молярная масса – 110 г/моль): m(K 2 S)= υ(K 2 S)×M(K 2 S)= 0,56×110 = 61,6 г.
Ответ	Масса сульфида калия равна 61,6 г.

Гидролизом называется взаимодействие соли с водой, в результате которого ионы водорода воды соединяются с анионами кислотного остатка соли, а ионы гидроксила – с катионом металла соли. При этом образуются кислоты (или кислая соль) и основание (основная соль). При составлении уравнений гидролиза необходимо определить какие ионы соли могут связывать ионы воды (Н + или ОН -) в слабодиссоциирующее соединение. Это могут быть либо ионы слабой кислоты, либо ионы слабого основания.

К сильным основаниям относятся щелочи (основания щелочных и щелочоземельных металлов): LiOH, NaOH, KOH, CsOH, FrOH, Ca(OH) 2 , Ba(OH) 2 , Sr(OH) 2 , Ra(OH) 2 . Остальные основания – это слабые электролиты (NH 4 OH, Fe(OH) 3 , Cu(OH) 2 , Pb(OH) 2 , Zn(OH) 2 и.т.д).

К сильным кислотам относятся 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 . Остальные кислоты – это слабые электролиты (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 и.т.д). Так как сильные кислоты и сильные основания полностью диссоциируют в растворе на ионы, то с ионами воды могут соединяться в слабодиссоциирующие соединения только ионы кислотных остатков слабых кислот и ионы металлов, образующих слабые основания. Эти слабые электролиты, связывая и удерживая ионы Н + или ОН - , нарушают равновесие между молекулами воды и ее ионами, обуславливая кислую или щелочную реакцию раствора соли. Поэтому гидролизу подвергаются те соли, в состав которых входят ионы слабого электролита, т.е. соли образованные:

1) слабой кислотой и сильным основанием (например, K 2 SiO 3);

2) слабым основанием и сильной кислотой (например, CuSO 4);

3) слабым основанием и слабой кислотой (например, СН 3 СООNН 4).

Соли сильной кислоты и сильного основания гидролизу не подвергаются (например, KNO 3).

Ионные уравнения реакций гидролиза составляются по тем же правилам, что и ионные уравнения обычных реакций обмена. Если соль образована многоосновной слабой кислотой или многокислотным слабым основанием, то гидролиз протекает ступенчато с образованием кислых и основных солей.

Примеры решения задач

Пример 1. Гидролиз сульфида калия K 2 S.

I ступень гидролиза: образуются слабодиссоциирующие ионы HS - .

Молекулярная форма реакции:

K 2 S+H 2 O=KHS+KOH

Ионные уравнения:

Полная ионная форма:

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

Сокращенная ионная форма:

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

Т.к. в результате гидролиза в растворе соли образуется избыток ионов ОН - , то реакция раствора щелочная рН>7.

II ступень: образуется слабодиссоциирующие молекулы H 2 S.

Молекулярная форма реакции

KHS+H 2 O=H 2 S+KOH

Ионные уравнения

Полная ионная форма:

K + +HS - +H 2 О=H 2 S+K + +OH -

Сокращенная ионная форма:

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

Среда щелочная, рН>7.

Пример 2. Гидролиз сульфата меди CuSO 4 .

I ступень гидролиза: образуются слабодиссоциирующие ионы (СuOH) + .

Молекулярная форма реакции:

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

Ионные уравнения

Полная ионная форма:

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

Сокращенная ионная форма:

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

Т.к. в результате гидролиза в растворе соли образуется избыток ионов Н + , то реакция раствора кислая рН<7.

II ступень гидролиза: образуется слабодиссоциирующие молекулы Сu(OH) 2 .

Молекулярная форма реакции

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

Ионные уравнения

Полная ионная форма:

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

Сокращенная ионная форма:

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

Среда кислая, рН<7.

Пример 3. Гидролиз ацетата свинца Pb(CH 3 COO) 2­ .

I ступень гидролиза: образуются слабодиссоциирующие ионы (PbOH) + и слабая кислота СН 3 СООН.

Молекулярная форма реакции:

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

Ионные уравнения

Полная ионная форма:

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

Сокращенная ионная форма:

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

При кипячении раствора гидролиз практически идет до конца, образуется осадок Pb(OH) 2

II ступень гидролиза:

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

Химическое взаимодействие ионов соли с ионами воды, приводящее к образованию слабого электролита и сопровождающееся изменением рН раствора, называется гидролизом солей.

Любую соль можно представить как продукт взаимодействия кислоты и основания. Тип гидролиза соли зависит от природы основания и кислоты, образующих соль. Возможны 3 типа гидролиза солей.

Гидролиз по аниону идет, если соль образована катионом сильного основания и анионом слабой кислоты.

Например, соль СН 3 СООNa образована сильным основанием NaOH и слабой одноосновной кислотой СН 3 СООН. Гидролизу подвергается ион слабого электролита СН 3 СОО – .

Ионно-молекулярное уравнение гидролиза соли:

СН 3 СОО – + НОН « СН 3 СООН + ОН –

Ионы Н + воды связываются с анионами СН 3 СОО – в слабый электролит СН 3 СООН, ионы ОН – накапливаются в растворе, создавая щелочную среду (рН>7).

Молекулярное уравнение гидролиза соли:

CH 3 COONa + H 2 O « CH 3 COOH + NaOH

Гидролиз солей многоосновных кислот протекает по стадиям, образуя в качестве промежуточных продуктов кислые соли.

Например, соль K 2 S образована сильным основанием КОН и слабой двухосновной кислотой H 2 S. Гидролиз этой соли протекает в две стадии.

1 стадия: S 2– + HOH « HS – + OH –

K 2 S + H 2 O « KHS + KOH

2 стадия: HS -– + HOH « H 2 S + OH –

KHS + H 2 O « H 2 S + KOH

Реакция среды щелочная (pH>7), т.к. в растворе накапливаются ОН – -ионы. Гидролиз соли идет тем сильнее, чем меньше константа диссоциации образующейся при гидролизе слабой кислоты (табл.3). Таким образом, водные растворы солей, образованных сильным основанием и слабой кислотой, характеризуются щелочной реакцией среды.

Гидролиз по катиону идет, если соль образована катионом слабого основания и анионом сильной кислоты. Например, соль CuSO 4 образована слабым двухкислотным основанием Cu(OH) 2 и сильной кислотой H 2 SO 4 . Гидролиз идет по катиону Cu 2+ и протекает в две стадии с образованием в качестве промежуточного продукта основной соли.

1 стадия: Cu 2+ + HOH « CuOH + + H +

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

2 стадия: CuOH + + HOH « Cu(OH) 2 + H +

(CuOH) 2 SO 4 + 2H 2 O « 2Cu(OH) 2 + H 2 SO 4

Ионы водорода Н + накапливаются в растворе, создавая кислую среду (рН<7). Чем меньше константа диссоциации образующегося при гидролизе основания, тем сильнее идет гидролиз.

Таким образом, водные растворы солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой, характеризуются кислой реакцией среды.

Гидролиз по катиону и аниону идет, если соль образована катионом слабого основания и анионом слабой кислоты. Например, соль CH 3 COONH 4 образована слабым основанием NH 4 OH и слабой кислотой СН 3 СООН. Гидролиз идет по катиону NH 4 + и аниону СН 3 СОО – :

NH 4 + + CH 3 COO – + HOH « NH 4 OH + CH 3 COOH

Водные растворы такого типа солей, в зависимости от степени диссоциации образующихся слабых электролитов имеют нейтральную, слабокислую или слабощелочную среду.

При смешивании растворов солей, например CrCl 3 и Na 2 S каждая из солей гидролизуется необратимо до конца с образованием слабого основания и слабой кислоты.

Гидролиз соли CrCl 3 идет по катиону:

Cr 3+ + HOH « CrOH 2+ + H +

Гидролиз соли Na 2 S идет по аниону:

S 2– + HOH « HS – + OH –

При смешивании растворов солей CrCl 3 и Na 2 S происходит взаимное усиление гидролиза каждой из солей, так как ионы Н + и ОН – образуют слабый электролит Н 2 О и ионное равновесие каждой соли смещается в сторону образования конечных продуктов: гидроксида хрома Cr(OH) 3 и сероводородной кислоты H 2 S.

Ионно-молекулярное уравнение совместного гидролиза солей:

2Cr 3+ + 3S 2– + 6H 2 O = 2Cr(OH) 3 ¯ + 3H 2 S­

Молекулярное уравнение:

2CrCl 3 + 3Na 2 S + 6H 2 O = 2Cr(OH) 3 + 3H 2 S + 6NaCl

Соли, образованные катионами сильных оснований и анионами сильных кислот, гидролизу не подвергаются, так как ни один из ионов соли не образует с ионами Н + и ОН – воды слабых электролитов. Водные растворы таких солей имеют нейтральную среду.

Обязательным условием протекания реакций между электролитами является удаление из раствора тех или иных ионов, вследствие образования слабо диссоциирующих веществ, или веществ, выделяющихся из раствора в виде осадка или газа. Для правильного отражения сущности и механизма реакций ионного обмена уравнения реакций необходимо записывать в ионно-молекулярной форме. При этом сильные электролиты записывают в виде ионов, слабые и малорастворимые – в молекулярной форме.

ПРИМЕР 5. Реакция нейтрализации. Реакция с участием сильных электролитов.

HNO 3 + NaOH = NaNO 3 + H 2 O

Полное ионно-молекулярное уравнение: H + + NO 3 - + Na + + OH - = Na + + NO 3 - + H 2 O

Краткое ионно-молекулярное уравнение: H + + OH - = H 2 O (выражает химическую сущность реакции).

Вывод: в растворах сильных электролитов реакция протекает в результате связывания ионов с образованием слабого электролита (в данном случае – воды).

ПРИМЕР 6 . Реакция с участием слабых электролитов. HCN + NH 4 OH = NH 4 CN + H 2 O

: HCN + NH 4 OH = NH 4 + + CN - + H 2 O

Реакция с участием слабых электролитов (пример 6) включает две стадии: диссоциацию слабых (или труднорастворимых) электролитов на ионы и связывание ионов с образованием более слабого электролита. Так как процессы разложения на ионы и связывания ионов обратимы, то реакции ионного обмена обратимы.

Направление реакций ионного обмена определяют по изменению энергии Гиббса. Самопроизвольное протекание реакции возможно только в направлении, для которогоD G < 0 до достижения состояния равновесия, когда D G = 0. Количественной мерой степени протекания реакции слева направо является константа равновесия К С. Для реакции, приведенной в примере 6: К С = [ NH 4 +][ CN - ]/[ HCN ][ NH 4 OH ].

Константа равновесия связана с изменением энергии Гиббса уравнением:

D G 0 T = - 2,3 RTlgK C (15)

ЕслиК С > 1 , D G < 0 самопроизвольно протекает прямая реакция, еслиК С < 1, D G > 0 реакция протекает в обратном направлении.

Константу равновесия К С рассчитывают через константы диссоциации слабодиссоциирующих электролитов:

К С =К исх. в-в /К прод. (16)

Для реакции, приведенной в примере 6, константа равновесия рассчитывается по уравнению:

К С = K HCN . K NH 4 OH / K H 2 O = 4,9.10-9.!,76.10-5/1014=8,67.K C >1, след. реакция протекает в прямом направлении .

Общим правилом, вытекающим из выражения для К С , является то, что реакции ионного обмена протекают в направлении более прочного связывания ионов, т.е. в направлении образования электролитов с меньшими значениями констант диссоциации.

7. Гидролиз солей.

Гидролиз соли – реакция ионного обмена между солью и водой. Гидролиз является реакцией обратной реакции нейтрализации: KatAn + H 2 O Û KatOH + HAn (17)

соль основание кислота

В зависимости от силы образующихся кислоты и основания раствор соли в результате гидролиза становится щелочным (pH > 7) или кислым (pH < 7).

Различают четыре случая гидролиза :

1.Соли сильных кислот и сильных оснований – гидролизу не подвергаются, так как при взаимодействии с водой не образуется слабого электролита. Поэтому в растворах таких солейpH =7, т.е. среда нейтральная.

2.Соли сильных оснований и слабых кислот – гидролиз идет по аниону. Для растворов солей сильных оснований и многоосновных кислот гидролиз протекает практически по первой ступени с образованием кислых солей.

ПРИМЕР 7 . Определить pH сантимолярного раствора сульфида калия (С K 2 S =0,01моль/л).

K 2 S– соль слабой двухосновной кислоты H 2 S.

Гидролиз соли выражается уравнением:

K 2 S + H 2 O Û KHS + KOH (образуется кислая соль - KHS).

Ионно-молекулярное уравнение реакции :

S 2- + H 2 O Û HS - + OH - (18)

Константа равновесия реакции (константа гидролиза) равна: К Г =К H 2 O / K HS - = 10 -14 /1,2 . 10 - 14 = 0,83, т.е. К г <1, след. равновесие смещено влево. Возникающий избыток ионов OH - приводит к изменению характера среды. Зная К Г можно рассчитать концентрацию ионов OH - , а затем и pH раствора.К Г = . [ HS - ]/[ S 2- ].Из уравнения (18) видно, что = [ HS - ]. Так как соли гидролизуются слабо (К Г < 1), то можно принять, что = 0,01моль/л, тогда = Ö К Г. = Ö 0,83 . 10 -2 = 9 . 10 - 2 . Из уравнения (6) =10-14/[ OH-]=10 -14 /9 . 10 - 2 = 1,1 . 10 - 11 .

Из уравнения (7) pH = -lg1,1 . 10 - 11 = 11.

Вывод. Так как pH > 7, то среда щелочная.

3.Соли слабых оснований и сильных кислот – гидролиз идет по катиону.

Для солей, образованных сильными кислотами и многокислотными основаниями, гидролиз протекает преимущественно по первой ступени с образованием основной соли.

ПРИМЕР 8. Гидролиз соли хлорида марганца(С соли = 0,01моль/л).

MnCI 2 + H 2 O Û MnOHCI + HCI (образуется основная соль MnOHCI).

Ионно-молекулярное уравнение:Mn 2+ + H 2 O Û MnOH + + H + (первая ступень гидролиза)

Константа гидролиза: К Г = К H 2 O / K MnOH + = 10 -14 /4 . 10 - 4 = 2,5 . 10 - 11 .

Избыток ионов H + ведет к изменению характера среды. Расчет pH раствора проводим аналогично примеру 7.

Константа гидролиза равна: К Г =[ H + ] . [ MnOH + /[ Mn 2+ ]. Так как эта соль хорошо растворима в воде и полностью диссоциирована на ионы, то С соли =[ Mn 2+ ] = 0,01моль/л.

Поэтому [ H + ] = Ö К Г . [ Mn 2+ ] =Ö 2,5 . 10 - 11. 10 - 2 =5 . 10 - 7 , pH = 6,3.

Вывод. Так как pH < 7 , то среда кислая .

4. Соли слабых оснований и слабых кислот – гидролиз идет и по катиону и по аниону.

В большинстве случаев эти соли гидролизуются полностью образуя основание и кислоту.

ПРИМЕР 9. Гидролиз соли ацетата аммония. CH 3 COONH 4 + H 2 O Û CH 3 COOH + NH 4 OH

Ионно-молекулярное уравнение:CH 3 COO - + NH 4 + + H 2 O Û CH 3 COOH + NH 4 OH .

Константа гидролиза равна: К Г = К H 2 O /К к-ты . К осн. .

Характер среды олределяется относительной силой кислоты и основания.