Уравнение реакции гидролиза k2s. Составление ионно-молекулярных и молекулярных уравнений гидролиза солей

Класс: 11

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

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.

Достаточно часто школьникам и студентам приходится составлять т. н. ионные уравнения реакций. В частности, именно этой теме посвящена задача 31, предлагаемая на ЕГЭ по химии. В данной статье мы подробно обсудим алгоритм написания кратких и полных ионных уравнений, разберем много примеров разного уровня сложности.

Зачем нужны ионные уравнения

Напомню, что при растворении многих веществ в воде (и не только в воде!) происходит процесс диссоциации - вещества распадаются на ионы. Например, молекулы HCl в водной среде диссоциируют на катионы водорода (H + , точнее, H 3 O +) и анионы хлора (Cl -). Бромид натрия (NaBr) находится в водном растворе не в виде молекул, а в виде гидратированных ионов Na + и Br - (кстати, в твердом бромиде натрия тоже присутствуют ионы).

Записывая "обычные" (молекулярные) уравнения, мы не учитываем, что в реакцию вступают не молекулы, а ионы. Вот, например, как выглядит уравнение реакции между соляной кислотой и гидроксидом натрия:

HCl + NaOH = NaCl + H 2 O. (1)

Разумеется, эта схема не совсем верно описывает процесс. Как мы уже сказали, в водном растворе практически нет молекул HCl, а есть ионы H + и Cl - . Так же обстоят дела и с NaOH. Правильнее было бы записать следующее:

H + + Cl - + Na + + OH - = Na + + Cl - + H 2 O. (2)

Это и есть полное ионное уравнение . Вместо "виртуальных" молекул мы видим частицы, которые реально присутствуют в растворе (катионы и анионы). Не будем пока останавливаться на вопросе, почему H 2 O мы записали в молекулярной форме. Чуть позже это будет объяснено. Как видите, нет ничего сложного: мы заменили молекулы ионами, которые образуются при их диссоциации.

Впрочем, даже полное ионное уравнение не является безупречным. Действительно, присмотритесь повнимательнее: и в левой, и в правой частях уравнения (2) присутствуют одинаковые частицы - катионы Na + и анионы Cl - . В процессе реакции эти ионы не изменяются. Зачем тогда они вообще нужны? Уберем их и получим краткое ионное уравнение:

H + + OH - = H 2 O. (3)

Как видите, все сводится к взаимодействию ионов H + и OH - c образованием воды (реакция нейтрализации).

Все, полное и краткое ионные уравнения записаны. Если бы мы решали задачу 31 на ЕГЭ по химии, то получили бы за нее максимальную оценку - 2 балла.

Итак, еще раз о терминологии:

• HCl + NaOH = NaCl + H 2 O - молекулярное уравнение ("обычное" уравнения, схематично отражающее суть реакции);
• H + + Cl - + Na + + OH - = Na + + Cl - + H 2 O - полное ионное уравнение (видны реальные частицы, находящиеся в растворе);
• H + + OH - = H 2 O - краткое ионное уравнение (мы убрали весь "мусор" - частицы, которые не участвуют в процессе).

Алгоритм написания ионных уравнений

1. Составляем молекулярное уравнение реакции.
2. Все частицы, диссоциирующие в растворе в ощутимой степени, записываем в виде ионов; вещества, не склонные к диссоциации, оставляем "в виде молекул".
3. Убираем из двух частей уравнения т. н. ионы-наблюдатели, т. е. частицы, которые не участвуют в процессе.
4. Проверяем коэффициенты и получаем окончательный ответ - краткое ионное уравнение.

Пример 1 . Составьте полное и краткое ионные уравнения, описывающие взаимодействие водных растворов хлорида бария и сульфата натрия.

Решение . Будем действовать в соответствии с предложенным алгоритмом. Составим сначала молекулярное уравнение. Хлорид бария и сульфат натрия - это две соли. Заглянем в раздел справочника "Свойства неорганических соединений" . Видим, что соли могут взаимодействовать друг с другом, если в ходе реакции образуется осадок. Проверим:

Упражнение 2 . Дополните уравнения следующих реакций:

1. KOH + H 2 SO 4 =
2. H 3 PO 4 + Na 2 O=
3. Ba(OH) 2 + CO 2 =
4. NaOH + CuBr 2 =
5. K 2 S + Hg(NO 3) 2 =
6. Zn + FeCl 2 =

Упражнение 3 . Напишите молекулярные уравнения реакций (в водном растворе) между: а) карбонатом натрия и азотной кислотой, б) хлоридом никеля (II) и гидроксидом натрия, в) ортофосфорной кислотой и гидроксидом кальция, г) нитратом серебра и хлоридом калия, д) оксидом фосфора (V) и гидроксидом калия.

Искренне надеюсь, что у вас не возникло проблем с выполнением этих трех заданий. Если это не так, необходимо вернуться к теме "Химические свойства основных классов неорганических соединений".

Как превратить молекулярное уравнение в полное ионное уравнение

Начинается самое интересное. Мы должны понять, какие вещества следует записывать в виде ионов, а какие - оставить в "молекулярной форме". Придется запомнить следующее.

В виде ионов записывают:

• растворимые соли (подчеркиваю, только соли хорошо растворимые в воде);
• щелочи (напомню, что щелочами называют растворимые в воде основания, но не NH 4 OH);
• сильные кислоты (H 2 SO 4 , HNO 3 , HCl, HBr, HI, HClO 4 , HClO 3 , H 2 SeO 4 , ...).

Как видите, запомнить этот список совсем несложно: в него входят сильные кислоты и основания и все растворимые соли. Кстати, особо бдительным юным химикам, которых может возмутить тот факт, что сильные электролиты (нерастворимые соли) не вошли в этот перечень, могу сообщить следующее: НЕвключение нерастворимых солей в данный список вовсе не отвергает того, что они являются сильными электролитами.

Все остальные вещества должны присутствовать в ионных уравнениях в виде молекул. Тем требовательным читателям, которых не устраивает расплывчатый термин "все остальные вещества", и которые, следуя примеру героя известного фильма, требуют "огласить полный список" даю следующую информацию.

В виде молекул записывают:

• все нерастворимые соли;
• все слабые основания (включая нерастворимые гидроксиды, NH 4 OH и сходные с ним вещества);
• все слабые кислоты (H 2 СO 3 , HNO 2 , H 2 S, H 2 SiO 3 , HCN, HClO, практически все органические кислоты...);
• вообще, все слабые электролиты (включая воду!!!);
• оксиды (всех типов);
• все газообразные соединения (в частности, H 2 , CO 2 , SO 2 , H 2 S, CO);
• простые вещества (металлы и неметаллы);
• практически все органические соединения (исключение - растворимые в воде соли органических кислот).

Уф-ф, кажется, я ничего не забыл! Хотя проще, по-моему, все же запомнить список N 1. Из принципиально важного в списке N 2 еще раз отмечу воду.

Пример 2 . Составьте полное ионное уравнение, описывающие взаимодействие гидроксида меди (II) и соляной кислоты.

Решение . Начнем, естественно, с молекулярного уравнения. Гидроксид меди (II) - нерастворимое основание. Все нерастворимые основания реагируют с сильными кислотами с образованием соли и воды:

Cu(OH) 2 + 2HCl = CuCl 2 + 2H 2 O.

А теперь выясняем, какие вещества записывать в виде ионов, а какие - в виде молекул. Нам помогут приведенные выше списки. Гидроксид меди (II) - нерастворимое основание (см. таблицу растворимости), слабый электролит. Нерастворимые основания записывают в молекулярной форме. HCl - сильная кислота, в растворе практически полностью диссоциирует на ионы. CuCl 2 - растворимая соль. Записываем в ионной форме. Вода - только в виде молекул! Получаем полное ионное уравнение:

Сu(OH) 2 + 2H + + 2Cl - = Cu 2+ + 2Cl - + 2H 2 O.

Пример 3 . Составьте полное ионное уравнение реакции диоксида углерода с водным раствором NaOH.

Решение . Диоксид углерода - типичный кислотный оксид, NaOH - щелочь. При взаимодействии кислотных оксидов с водными растворами щелочей образуются соль и вода. Составляем молекулярное уравнение реакции (не забывайте, кстати, о коэффициентах):

CO 2 + 2NaOH = Na 2 CO 3 + H 2 O.

CO 2 - оксид, газообразное соединение; сохраняем молекулярную форму. NaOH - сильное основание (щелочь); записываем в виде ионов. Na 2 CO 3 - растворимая соль; пишем в виде ионов. Вода - слабый электролит, практически не диссоциирует; оставляем в молекулярной форме. Получаем следующее:

СO 2 + 2Na + + 2OH - = Na 2+ + CO 3 2- + H 2 O.

Пример 4 . Сульфид натрия в водном растворе реагирует с хлоридом цинка с образованием осадка. Составьте полное ионное уравнение данной реакции.

Решение . Сульфид натрия и хлорид цинка - это соли. При взаимодействии этих солей выпадает осадок сульфида цинка:

Na 2 S + ZnCl 2 = ZnS↓ + 2NaCl.

Я сразу запишу полное ионное уравнение, а вы самостоятельно проанализируете его:

2Na + + S 2- + Zn 2+ + 2Cl - = ZnS↓ + 2Na + + 2Cl - .

Предлагаю вам несколько заданий для самостоятельной работы и небольшой тест.

Упражнение 4 . Составьте молекулярные и полные ионные уравнения следующих реакций:

1. NaOH + HNO 3 =
2. H 2 SO 4 + MgO =
3. Ca(NO 3) 2 + Na 3 PO 4 =
4. CoBr 2 + Ca(OH) 2 =

Упражнение 5 . Напишите полные ионные уравнения, описывающие взаимодействие: а) оксида азота (V) с водным раствором гидроксида бария, б) раствора гидроксида цезия с иодоводородной кислотой, в) водных растворов сульфата меди и сульфида калия, г) гидроксида кальция и водного раствора нитрата железа (III).

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

Гидролиз – это химическое взаимодействие ионов растворенной соли с водой, приводящее к образованию слабодиссоциирующих продуктов (молекул слабых кислот или оснований, анионов кислых или катионов основных солей) и сопровождающееся изменением pH среды.
1. Na 3 PO 4 это соль сильного основания (щелочи) NaOH и средней кислоты (фосфорной) H3PO4. Гидролиз соли идет по анионному типу, т.к. катион Na+, связываясь с гидроксил-анионом OH¯, образует сильный электролит NaOH, который диссоциирует на ионы.
Фосфорная трехосновная кислота образует три вида солей:
NaH2PO4 –первичный фосфат Na, хорошо растворимый
Na2HPO4 – вторичный фосфат Na, практически нерастворимый
Na3PO4- третичный фосфат Na, практически нерастворимый.
Из этого ясно, что при гидролизе Na3PO4, т.е. реакции, идущей до образования слабодиссоциирующей (плохорастворимой) соли, будет образовываться вторичный фосфат натрия Na2HPO4.
1 ступень
Ионно-молекулярное уравнение
PO4¯³ + H2O ↔ HPO4¯² + OH¯
Молекулярное уравнение:
Na3PO4 + H2O ↔ Na2HPO4 + NaOH
2 ступень
Ионно-молекулярное уравнение
Na2HPO4 + H2O↔ H2PO4¯² +OH¯
Молекулярное уравнение
Na2HPO4 + H2O↔ NaH2PO4 + NaOH
3 ступень
Ионно-молекулярное уравнение
H2PO4¯+ H2O = H3PO4 + OH¯
Молекулярное уравнение
NaH2PO4 + H2O = H3PO4 + NaOH
Обычно реакция идет по первой ступени, далее накапливаются гидроксильные ионы OH¯ и не дают реакции идти до конца.
Так как образуется кислая соль и сильное основание (щелочь), реакция раствора будет щелочная, т.е. pH>7.
2.Соль K 2 S, сульфид калия – это соль сильного основания и слабой фтористоводородной кислоты H2S. Гидролиз соли будет идти в две ступени, т.к. сероводородная кислота двухосновна, по анионному типу. СольK2S при растворении в воде диссоциирует на катион К+ и сульфид-анион S¯². Катион К+ не может связать гидроксильный анион, т.к. при этом образуется сильный электролит KOH, который тут же диссоциирует на ионы, а сульфид-анион S¯² слабой кислоты связывается с гидроксильной группой в малодиссоциирующее соединение.
1 ступень

S¯² + H2O = HS¯ + OH¯
Молекулярное уравнение
K2S + H2O = KHS + KOH
2 ступень
Ионно-молекулярное уравнение
HS¯ + H2O = H2S + OH¯
Молекулярное уравнение
KHS + H2O = H2S + KOH
Гидролиз протекает по первой ступени с образованием сильнощелочной реакции, pH>7.

3. CuSO 4, сульфат меди – соль сильной кислоты и слабого многокислотного основания.Cu(OH)2 . Гидролиз соли будет идти с образованием катионов основной соли CuOH+.
1 ступень
Ионно-молекулярное уравнение
Cu+² + H2O↔ CuOH+ + H+
Молекулярное уравнение
CuSO4+ H2O ↔ (CuOH)2SO4 + H2SO4
По 2 ступени реакция не пойдет из-за образующегося избытка ионов водорода сильной серной кислоты. Среда имеет кислую реакцию, pH<7.

Написать подробный Гидролиз солей. ХИМИЯ и получил лучший ответ

Ответ от Ник[гуру]
Сульфид K2S – соль, образованная сильным основанием КОН и слабой кислотой H2S, и в водном растворе подвергнется гидролизу по аниону. K2S + НОН ↔ KOH + КНS – первая ступень гидролиза S(2-) + HOH ↔ НS(-) + OH(-) (pH > 7 – среда щелочная) При нормальных условиях процесс гидролиза сульфида калия K2S протекает по первой ступени и является обратимым процессом. В растворе устанавливается равновесие. При нагревании процесс гидролиза сульфида калия идет по второй ступени. Гидролиз сульфида калия по второй ступени – необратимый процесс, протекающий с выделением сероводорода H2S, в растворе остается только гидроксид калия. КНS + НОН → KOH + Н2S - вторая ступень гидролиза НS(-) + НОН → OH(-) + Н2S(pH > 7 – среда щелочная) Суммарно K2S + 2НОН → Н2S + 2KOH S(2-) + 2HOH → Н2S + 2OH(-) (pH > 7 – среда щелочная) Хлорид цинка ZnCl2 – соль, образованная слабым основанием Zn(OH)2 и сильной кислотой. Гидролиз протекает по катиону. ZnCl2 + НОН ↔ ZnОНCl + НCl – первая ступень гидролиза Zn(2+) + НОН ↔ ZnОН (+) + Н (+) (pH < 7 – среда кислая) При нормальных условиях процесс гидролиза хлорида цинка ZnCl2 протекает по первой ступени и является обратимым процессом. В растворе устанавливается равновесие. По второй ступени гидролиз хлорида цинка, если и протекает, то в очень незначительной степени, равновесие реакции сильно смещено влево. ZnОНCl + НОН ↔ Zn(ОН) 2↓ + НCl – вторая ступень гидролиза ZnОН (+) + НОН ↔ Zn(ОН) 2↓ + Н (+) (pH < 7 – среда кислая) Суммарно ZnCl2 + 2НОН ↔ Zn(ОН) 2↓ + 2НCl Zn(2+) + 2НОН ↔ Zn(ОН) 2↓ + 2Н (+) (pH < 7 – среда кислая) Сульфит аммония (NH4)2SO3 – соль, образованная слабым основанием NH4OH и слабой кислотой H2SO3, гидролиз протекает как по катиону, так и по аниону. (NH4)2SO3 + НОН ↔ (NH4)HSO3 + NH4OH – первая ступень гидролиза SO3(2-) + НОН ↔ HSO3(-) + ОН (-) NH4(+) + НОН ↔ NH4OH + Н (+) Реакцию среды в данном случае определяют по константам диссоциации основания NH4OH и кислоты H2SO3. Кd(NH4OH) = 1,79*10(–5) Кd1(Н2SO3) = 1,3*10(-2) Поскольку константа диссоциации кислоты Н2SO3 по первой ступени больше, чем константа диссоциации основания NH4OH, то среда раствора будет слабокислая рН ≤ 7 При нагревании процесс гидролиза сульфита аммония идет по второй ступени. Гидролиз сульфита аммония по второй ступени – необратимый процесс, протекающий с выделением аммиака NH3 и оксида серы (IV) SO2, (NH4)HSO3 + HOH → NH3 + SO2 + 2H2O – вторая ступень гидролиза NH4(+) + SO3(2-) + H(+) → NH3 + SO2 + H2O (pH = 7 – среда нейтральная) Суммарно (NH4)2SO3 + НОН → 2NH3 + SO2 + 2H2O 2NH4(+) + SO3(2-) → 2NH3 + SO2 + H2O (pH = 7 – среда нейтральная) Фосфат калия К3РО4 – соль, образованная сильным основанием КОН и слабой кислотой Н3РО4, и в водном растворе подвергнется гидролизу по аниону. K3РО4 + НОН ↔ KOH + К2НРО4 – первая ступень гидролиза РО4(3-) + HOH ↔ НРО4(2-) + OH(-) (pH > 7 – среда щелочная) К2НРО4 + НОН ↔ KOH + КН2РО4 – вторая ступень гидролиза НРО4(2-) + НОН ↔ Н2РО4(-) + OH(-) (pH > 7 – среда щелочная) По третьей ступени гидролиз протекает при нагревании КН2РО4 + НОН ↔ KOH + Н3РО4 – третья ступень гидролиза Н2РО4(-)+ НОН ↔ Н3РО4 + OH(-) (pH > 7 – среда щелочная) Суммарно K3РО4 + 3НОН ↔ 3KOH + Н3РО4 РО4(3-) + 3HOH ↔ Н3РО4 + 3OH(-) (pH > 7 – среда щелочная)