гидролиз солей – это процесс обменного разложения воды и растворенной в ней соли – электролита, приводящий к образованию малодиссоциирующего вещества. PCl₃+3H₂O⇿H₃PO_{3 +}3HCl

В реакциях нейтрализации р-я не до конца. => идёт обратна (соль+вода) приводящая к образованию кис-ты и основания - это и есть гидролиз.

М.б. сильн кис-та+ слаб осн, слаб кис-та+сильн осн, слаб кс+слаб осн.

Сильн+сильн не подвер-ся. Реакция сводится к Н⁺+ОН^- =Н₂О, а обратная дис-я воды очень слабо.

ПРИМЕРЫ 

Одноосн кис-та+ одновалент МЕ

СН₃СOONa+H₂O⇿ NaOH +CH₃COOH  ион -малек СН₃СOO^-+H₂O⇿CH₃COO^-+OH^-

В данном случ гид-зу подвер-с анион соли, с образованием ионов ОН^-. Т.к. ионное произведение воды const, то при накоплении ионов ОН^-, концентрация ионов Н⁺ уменьшится. Значит слаб кис+сильн основани имеют щелочную среду. 

Аналагично слаб осн+ сильн кис, гидролизу подвергается катион, образуются Н+. 

NH₄Cl+H₂O⇿ NH₄OH+HCl or NH₄⁺+H₂O⇿ NH₄OH+H⁺ 

Накопление Н+ приводит к уменьшению ОН, pH кисл.

В этих случ, гидролизу подверг не всё кол-во соли. Доля в-ва подверг-ся гидролизу- степень гидролиза, зависит от конст равновес, t и С соли.

МА+Н2О=НА+МОН   К=[HA][MOH]/[MA][H2O]

К воды в разб р-х постоянная= К_r = [Ha][MOH]/[MA] - Константа гидролиза. 

Харак-т способность соли гид-ся. Чем больше Кг, тем в болшей степ протекает гдролиз.( в одинаковых условиях)

Слаб кис+силн осн.  Конст гидролиза связаннна с констнтой диссоц кислоты К_кисл

К_г=КН2О/K_кисл  => К_г тем больше, чем меньше К_кисл.  Т.е. чем слабее кислота, тем в большей степени подвергается гидролизу её соль. 

Аналогично с основанием. К_г=КН2О/Kосн Чем слабее основание, тем в болшей степени гидролиз соли.

Слаб+слаб отношение конст гидролиза и дис Кг=К_н2о/( KкислКосн)

 

---

Степень гидролиза опред природой соли, её С и t.

Природа проявл в величине Кг. Зависимость от С в том. что при разбавлении раствора степень гидролиза увелич. Влияние t из принципа Ле Шателье. Гидролиз с поглащение теплоты => при повышении сместится вправо .

---

Слаб+слаб. Ступенчато.

---

---

Молекулярное уравнение:
Na₂CO₃ + HOH ⇄ NaHCO₃ + NaOH

Полное ионное уравнение:
2Na⁺ + CO₃^2- + HOH ⇄ Na⁺ + HCO₃^- + Na⁺ + OH^-

Краткое ионное уравнение:
CO₃^2- + HOH ⇄ HCO₃^- + OH^-

Молекулярное уравнение:
NaHCO₃ + H₂O ⇄ H₂CO₃ + NaOH

Полное ионное уравнение:
Na⁺ + HCO₃^- + H₂O ⇄ H₂CO₃ + Na⁺ + OH^-

Краткое ионное уравнение:
HCO₃^- + H₂O ⇄ H₂CO₃ + OH^{- Гидролиз 1 ступ в большей степени.}

---

---

Взаимодействие конц серной кислоты с металлами

идут по схеме

 
H2SO4(конц.) + ме → сульфат металла + H2O + продукт восстановленной серы.

Есть два нюанса:

1) Алюминий, железо и хром с H2SO4 (конц) в нормальных условиях не реагируют, из-за пассивации. Нужно нагреть.

 2) С платиной и золотом H2SO4 (конц)  не реагирует вообще.

Сера в концентрированной серной кислоте – окислитель

• значит, сама будет восстанавливаться;
• то, до какой степени окисления будет восстанавливаться сера, зависит от металла.

• До -2 серу могут восстановить только очень активные металлы — в ряду напряжений до алюминия включительно.
• 8Li + 5H₂SO_4(конц.) → 4Li₂SO₄ + 4H₂O + H₂S↑ (Mg,Al)
•  H2SO4 (конц) с  металлами в ряду напряжений после Al, но до Fe, то есть с ме со сред актив сера восстан-ся до 0:

3Mn + 4H₂SO_4(конц.) → 3MnSO₄ + 4H₂O + S↓(Cr Zn)

•  остальные ме, начиная с железа в ряду напряжений ( кроме золота и платины), могут вос-ть серу только до +4. Так как это малоактив ме:

2Fe + 6H₂SO_4(конц.) (t)→ Fe₂(SO₄)₃ + 6H₂O + 3SO₂↑ (Cu, Ag)

( Fe окис-ся до +3, до  высшей степ окис-я, так как оно имеет дело с сильным окислителем/

H2SO4 (конц) окисляет некоторые неме (которые прояв восст-е св-ва), до макс — высшей ст окис (образуется оксид этого неме). Сера при этом тоже восст-ся до SO₂:

2P + 5H₂SO_4(конц.) → P₂O₅ + 5H₂O + 5SO₂↑ (C )

 Свежеобразованный оксид фосфора (V) реагирует с водой, получается ортофосфорная кислота. Поэтому реакцию записывают сразу:

2P + 5H₂SO_4(конц) → 2H₃PO₄ + 2H₂O + 5SO₂↑

То же самое с бором, он превращается в ортоборную кислоту:

2B + 3H₂SO_4(конц) → 2H₃BO₃ + 3SO₂↑

взаимодействиеH2SO4 (конц)  с серой (простым веществом) и сероводородом.

1 серa + конц серной кислотой. В простом в-ве степ ок-я 0, в ки-те +6. В этой ОВР сера +6 будет окислять серу 0. 
 

 

Сера 0 будет окис-ся,  а сера +6 будет вос-ся.  Будет выделяться сернистый газ:

2H₂SO_4(конц.) + S → 3SO₂↑ + 2H₂O

Но в случае с сероводородом:

 

Образуется и сера (простое вещество), и сернистый газ:

H₂SO_4(конц.) + H₂S → S↓ + SO₂↑ + 2H₂O

H2SO4 (конц) , так или иначе, взаимодей-т с галогенидами. с фторидами и бромидами ОВР не протекает, проходит обычный ионно-обменный процесс, в ходе которого образуется газообразный галогеноводород:

CaCl₂ + H₂SO_4(конц.) → CaSO₄ + 2HCl↑

CaF₂ + H₂SO_4(конц.) → CaSO₄ + 2HF↑

А вот галогены в составе бромидов и иодидов (как и в составе соответствующих галогеноводородов) окисляются ей до свободных галогенов.Cера восстан-ся по-разному: иодид является более cильным вос-ем, чем бромид. Поэтому иодид вос-ет серу до сероводорода, а бромид до сернистого газа:

2H₂SO_4(конц.) + 2NaBr → Na₂SO₄ + 2H₂O + SO₂↑ + Br₂

H₂SO_4(конц.) + 2HBr → 2H₂O + SO₂↑ + Br₂

5H₂SO_4(конц.) + 8NaI → 4Na₂SO₄ + 4H₂O + H₂S↑ + 4I₂↓

H₂SO_4(конц.) + 8HI → 4H₂O + H₂S↑ + 4I₂↓

Хлороводород и фтороводород (как и их соли) устойчивы к окисляющему действию H2SO4 (конц).