81 Соли гидролизующиеся по аниону катиону, не гидролизирующиеся соли.

В результате взаимодействия с водой хлорида аммония в растворе накапливаются свободные ионы Н⁺ и реакция среды становится кислой, т.к. С_Н+> С_{ОН ˉ}. Раствор данной соли окрасит лакмус и универсальный индикатор в красный цвет.NH₄Cl гидролизуется по катиону, который является остатком слабого основания.

Нитрит натрия NaNO₂ образован слабойкислотой HNO₂ и сильным основанием NaOH. Уравнения гидролиза нитрита натрия выглядят так:

NaNO₂ + HOH ↔ NaOH + HNO₂;

слабый электролит слабый электролит

Na⁺ + NO₂‾ + HOH ↔ Na⁺ + OH‾+ HNO₂;

NO₂‾+ HOH ↔ OH‾+ HNO₂.

Реакция среды в растворе нитрита натрия щелочная вследствие накопления свободных ионов ОН ˉ, так как С_Н+< С_ОНˉ.Причиной гидролиза является образование слабой кислоты – HNO₂ , т.о. NaNO₂ гидролизуется по аниону, раствор нитрита натрия фенолфталеин окрасит в малиновый цвет, лакмус, метилоранж и универсальный индикатор − в красный цвет.

Нитрит аммония образован слабым основанием NH₄OH и слабой кислотой HNO₂. При взаимодействии с водой образуются данные слабые электролиты:

NH₄NO₂ + НОН ↔ NH₄OH + HNO₂;

слабый электролит слабый электролит

NH₄⁺ + NO₂‾ + НОН ↔ NH₄OH + HNO₂.

В данном случае рН среды меняется незначительно, т.к. С_Н⁺ ≈ С_ОН^–.

NH₄NO₂ гидролизуется как по катиону, так и по аниону.

Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием, гидролизу не подвергаются, и pH среды не меняется, например:

NaCl + HOH ↔ NaOH + HCl;

слабый электролит

Na⁺ + Cl‾ + HOH ↔ Na⁺ + OH^– + H⁺ + Cl‾;

HOH ↔ H⁺ + OH‾ .

82 Изменение пш среды при гидролизе.

83 Влияние внешних факторов на степень полноты гидролиза

Степень гидролиза β представляет собой отношение концентрации прогидролизовавшихся молекул к исходной концентрации растворённых молекул соли:

Степень гидролиза зависит от константы равновесия, температуры и концентрации соли.

Влияние внешних факторов. Процесс гидролиза соли во многом обратен экзотермическому процессу нейтрализации, а поэтому сопровождается поглощением теплоты. В соответствии с правилами смещения химического равновесия нагревание раствора соли должно смещать равновесие в сторону процесса, который идёт с поглощением тепла, то естьусиливатьгидролиз соли. Разбавление раствора водой также способствует протеканию гидролиза, так как увеличивается число ионов H⁺ и OH¯, взаимодействующих с ионами соли.

Если реакция среды в растворе кислая, то уменьшить гидролиз можно добавлением сильной кислоты (увеличивается концентрация продуктов реакции и равновесие смещается в сторону исходных веществ), а усилить ─ добавлением щёлочи ( ионы Н⁺ связываются ионами ОН¯ в слабый электролит Н₂О, что вызывает уменьшение концентрации продуктов реакции и смещение равновесия в сторону их образования). В случае щелочной среды добавлением кислоты гидролиз усиливается, а добавлением щёлочи ─ уменьшается.

XI