Уравнение гидролиза солей хлорида меди 2. Гидролиз хлорида меди (II). Алгоритм написания уравнений реакций гидролиза соли слабой кислоты и силиного основания

БИЛЕТ № 23

1. Какая из перечисленных солей подвергается гидролизу: CuCl 2 , Na 2 SO 4 , Са(N Оз) 2 ? Рассчитать рН раствора, если концентрация этой соли равна 0.5 моль/л, а константа диссоциации основания равна Кь2 = 2.19 * .

Решение:

Сульфат натрия Na 2 SO 4 и нитрат кальция Са(NОз) 2 – соли сильных оснований и сильных кислот, поэтому гидролизу не подвергаются.

Гидролизоваться будет хлорид меди (2) CuCl 2 – соль слабого основания (Cu(OH) 2) и сильной кислоты (HCl). Гидролиз протекает по катиону , преимущественно по I ступени. Среда кислая.

Диссоциация хлорида меди (2):

CuCl 2 = Cu 2+ + 2Cl -

Гидролиз хлорида меди по первой ступени:

Cu 2+ + H 2 O ↔ CuOH + + H +

CuCl 2 + H 2 O ↔ Cu(OH)Cl + HCl

= √(К г *с)

Для солей, гидролизующихся по катиону, константа гидролиза К г равна:

К г = K w /K b , где K w = 10 -14 – ионное произведение воды, К b – константа диссоциации основания.

Т.к. гидролиз хлорида меди (2) протекает преимущественно по первой ступени, то для расчёта используем константу гидролиза по первой ступени, которая равна: К г(1) = K w /K b (2)

Итак, рН для данного раствора равен:

рН = - lg = - lg√(К г(1) *с) = - lg√(K w *с/K b (2)) = - lg√(10 -14 *0,5/2,19*10 -7) = 3,82

2. Определите рН 0.1 М раствора плавиковой кислоты (HF ), константа диссоциации которой равна К а = 6.67* .

Решение:

Плавиковая кислота – слабый электролит. Для слабых кислот концентрация водородных ионов в растворе рассчитывается по формуле:

[ H + ] = √( K а * c M ) = √(6,67*10 -4 * 0,1) = 8,17*10 -3 (моль/л)

рН = - lg = - lg 8,17*10 -3 = 2,09

3. В какую сторону сместится равновесие реакции 2СО + O 2 <=>2С O 2 а) при увеличении температуры (∆Н <0); б) при увеличении общего давления в системе?

Решение:

Согласно принципу Ле Шателье, если на систему, находящуюся в равновесии, производится какое-либо внешнее воздействие, то оно благоприятствует протеканию той из двух противоположных реакций, которая уменьшает это воздействие.

А) при повышении температуры равновесие смещается в сторону эндотермической реакции, протекающей с поглощением тепла, т.е. влево : прямая реакция экзотермическая, обратная – эндотермическая;

Б) при повышении общего давления в системе равновесие смещается в сторону уменьшения объёма, т.е. вправо (т.к. pV = const)

Решение:

Диссоциация карбоната кальция:

СаСО 3 ↔ Са 2+ + СО 3 2-

Согласно уравнению диссоциации соли,

ПР ( СаСО 3 ) = * = 2

= √ПР = √(4,4*10 -9) = 6,63*10 -5 (моль/л)

Переведём концентрацию ионов кальция в г/л:

С = М*М В = 6,63*10 -5 моль/л * 40 г/моль = 2,652*10 -3 г/л

(С – концентрация, выраженная в граммах растворённого вещества на литр раствора, М – молярная концентрация раствора, М В – молярная масса катиона кальция)

Уфимский государственный нефтяной технический университет

Кафедра общей и аналитической химии

Учебно-методическое пособие

к лабораторным работам по теме:

Гидролиз солей

Предназначено для студентов нехимических

и химических факультетов вузов.

Составители: Сыркин А.М., проф., канд.хим.наук, Рольник Л.З., доц.,

д-р хим.наук.

Рецензент Сергеева Л.Г., доц., канд.хим.наук.

© Уфимский государственный

нефтяной технический

университет, 2002

Гидролиз солей

Гидролизом солей называется взаимодействие их ионов с водой, основанное на поляризующем действии ионов на молекулы воды, в результате которого, как правило, нарушается равенство

Характерное для чистой воды.

Различают 4 группы солей:

соль, образованная сильным основанием и сильной кислотой;

соль, образованная слабым основанием и сильной кислотой;

соль, образованная сильным основанием и слабой кислотой;

соль, образованная слабым основанием и слабой кислотой.

Поэтому рассмотрим 4 варианта действия воды на соли.

1) К даннойгруппе относятся такие соли, какNaCI, KCI, NaNO 3 , Na 2 SO 4 и др. Катионы и анионы этих солей имеют небольшие заряды и значительные размеры. При этом их поляризующее действие на молекулы воды невелико, то есть взаимодействие соли с водой практически не происходит. Это относится к таким катионам, какK + иNa + , и к таким анионам, какCI - и NO 3 - . Следовательно, соли сильного основания и сильной кислотыгидролизу не подвергаются . В этом случае равновесие диссоциации воды в присутствии ионов соли почти не нарушается.

Поэтому растворы таких солей практически нейтральны (pH ≈ 7).

2) Ecли соль образована катионом слабого основанияNH 4 + , AI 3+ , Mg 2+ и т.д. и анионом сильной кислоты (Cl - , NO 3 - , SO 4 2- и др.), то происходит гидролиз покатиону (поляризующим действием обладает только катион соли). Примером служит процесс:

а) в молекулярной форме

NH 4 CI + H 2 O NH 4 OH + HCI;

б) в ионно-молекулярной форме

NH 4 + + CI - + H 2 O NH 4 OH + H + + CI - ;

в) в краткой ионно-молекулярной форме

NH 4 + + H 2 O NH 4 OH + H + .

Гидролиз обусловлен образованием малодиссоциированного соединения - NH 4 OH. В результате равновесие электролитической диссоциации воды смещается и в растворе появляется избыток водородных ионов, поэтому реакция среды кислая (pH < 7). Очевидно, чем полнее протекает гидролиз, тем более показатель среды отличается от состояния нейтральности.

Сразу отметим, что количественно процесс гидролиза можно охарактеризовать двумя величинами: 1) степенью гидролиза (h); 2) константой гидролиза (К г).

Степенью гидролиза называется отношение количества молекул соли, подвергшихся гидролизу, к общему количеству молекул соли в растворе; или под степенью гидролиза понимают число, показывающее, какая часть от общего количества соли гидролизована, то есть превращена действием воды в соответствующую кислоту или основание (или в кислые либо в основные соли).

Степень гидролиза вычисляют, исходя из уравнения константы диссоциации соответствующего слабого основания (или кислоты) и ионного произведения воды.

Рассмотрим эти характеристики для гидролиза соли хлорида аммония.

Запишем ещё раз уравнение гидролиза в ионно-молекулярном виде:

NH 4 + + H 2 O NH 4 OH + H +

По закону действующих масс константа равновесия этой реакции будет иметь следующий вид:

К р =
(1)

Концентрация воды практически не изменяется в растворе соли, то есть 0 = равн = const (2)

= К р = К г (3)

Произведение двух констант К р есть величина постоянная и называетсяконстантой гидролиза К г.

Из уравнения ионного произведения воды имеем

К H 2 O = (4)

=
(5)

Тогда уравнение (1) можно записать таким образом:

К г =
(6)

Отношение

=, (7)

где К осн. – константа диссоциации слабого основанияNH 4 OH.

Тогда выражение (6) имеет вид

К г =(8)

Чем больше К г, тем сильнее соль подвергается гидролизу.

Из уравнения (3) можно вычислить степень гидролиза соли.

К г ==
(9)

Предположим, что концентрация исходной соли равна с моль/л, степень гидролиза h, то гидролизовано ch молей соли, образовалось ch молей NH 4 OH и ch г- ионов H + .

В состоянии равновесия концентрации будут иметь следующие значения:

= (c - ch)

Подставим эти значения в уравнение (5).

, (10)

К г = (11)

Так как h– незначительная величина (h ≤ 0,01),то можно принять, что (1 -h) ≈ 1

К г =
; (12)

h = =
. (13)

Из полученного уравнения следует, что степень гидролиза (h) тем больше:

чем больше К H 2 O , то есть чем выше температура (ионное произведение воды К H 2 O зависит от температуры прямо пропорционально);

чем меньше К осн, то есть чем слабее основание, образующееся в результате гидролиза;

чем меньше концентрация соли, то есть чем больше разбавлен раствор.

Таким образом, для повышения степени гидролиза необходимо разбавить раствор и поднять температуру. Мы рассмотрели 2-й вариант гидролиза соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой. К этой же разновидности солей относится и хлорид меди (II). Данная соль образована двухкислотным основаниемCu(OH) 2 и одноосновной кислотой. В таком случае процесс гидролиза протекает ступенчато. При комнатной температуре, в основном, осуществляется 1 стадия гидролиза. Запишем 1 стадию гидролиза соли хлорида меди (II) в 3-х формах:

в молекулярной форме

CuCI 2 + H 2 O CuOHCI + HCI;

в ионно-молекулярной форме

Cu 2+ + 2CI - + H 2 O (CuOH) + + CI - + H + + CI - ;

в краткой ионно-молекулярной форме

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

Гидролиз обусловлен образованием малодиссоциирующих частиц (CuOH) + . В результате равновесие электролитической диссоциации воды смещается, в растворе появляется избыток водородных ионов, реакция среды pH < 7. Гидролиз протекает по катиону .

Образующаяся в результате первой ступени гидролиза основная соль может подвергаться дальнейшему взаимодействию с водой. Однако вторая ступень гидролиза выражена менее сильно. Это обусловлено уменьшением К осн. при переходе от К осн.1 к К осн.2 и т.д. Например, поскольку ионы (CuOH) + диссоциируют слабее, чем Cu(OH) 2 , то он и образуется в первую очередь при гидролизе CuCI 2 .

Вторую ступень гидролиза хлорида меди (II) можно представить следующим образом:

в молекулярной форме

CuOHCI + H 2 O Cu(OH) 2  + HCI;

(CuOH) + + CI - +H 2 O Cu(OH) 2  + H + + CI - ;

в краткой ионно-молекулярной форме

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

«Медь химия» - Обогащение. Норильская обогатительная фабрика. Никелевая дробь. Продукция. План. Устройство прибора для электролиза водных растворов солей. Цвет. Самородки меди. Медная катанка (рис.) Медь катодная. Конвертерный пролет. Норильск- крупнейший центр медно-никелевого производства страны. Ni Al Cu Mg Li.

«Металл медь» - Попадание солей меди в организм приводит к различным заболеваниям человека. Плотность 8,92 г/см3, температура плавления 1083,4 °C, температура кипения 2567 °C. МЕДЬ (лат. Всего в организме среднего человека (масса тела 70 кг) содержится 72 мг меди. Из-за высокой теплопроводности медь - незаменимый материал различных теплообменников и холодильной аппаратуры.

«Гидролиз соли» - Гидролиз солей. Контрольный тест. Гидролиз бинарных соединений. В составе крови содержатся: NaHCO3, Na2H2PO4. Сильные основания (Щелочи) LiOH NaOH KOH RbOH CsOH Ca(OH)2 Sr(OH)2 Ba(OH)2. Изменение направления гидролиза. Подавление. Гидролиз по аниону (соль образована сильным основанием и слабой кислотой).

«Примеры гидролиза солей» - Определить рН раствора. Составьте ионное и молекулярное уравнения происходящих процессов. Степень гидролиза?г (доля гидролизованных единиц) Константа гидролиза - Кг. Пример: Гидролиз катиона. M+ + н2о?moh + н+. Во многих случаях необходимо предотвратить гидролиз. Процесс обменного разложения воды ионами соли называется – гидролиз.

«Гидролиз растворов солей» - Задача В9: масса уксусной кислоты, которая содержится в 0,5 л раствораCH3COOH с массовой долей 80% (плотность 1,1 г/мл), равна____________. 1) Записано уравнение реакции: H2SO4 + 2KOH ??? K2SO4 + 2H2O. Единый государственный экзамен по ХИМИИ (консультация 3). В результате реакции, термохимическое уравнение которой C + O2=CO2+393,5 кДж, выделилось 1967,5 кДж теплоты.

«Химия Гидролиз» - Влияние гидролиза на процесс геологической, химической и биологической эволюции планеты. Связь темы с повседневной жизнью. Содержание урока. Ознакомление с видами контроля знаний. Способы мотивации учения. Способы деятельности преподавателя и учащихся. Постановка цели и задач урока. Томилова наталья владимировна.

Общие сведения о гидролизе хлорида меди (II)

ОПРЕДЕЛЕНИЕ

Хлорид меди (II) – средняя соль, образованная слабым основанием – гидроксидом меди (II) (Cu(OH) 2) и сильной кислотой – соляной (хлороводородной) (HCl). Формула — CuCl 2 .

Представляет кристаллы желто-бурого (темно-коричневого) цвета; в виде кристаллогидратов — зеленого. Молярная масса – 134 г/моль.

Рис. 1. Хлорид меди (II). Внешний вид.

Гидролиз хлорида меди (II)

Гидролизуется по катиону. Характер среды – кислый. Теоретически возможна вторая ступень. Уравнение гидролиза имеет следующий вид:

Первая ступень:

CuCl 2 ↔ Cu 2+ + 2Cl — (диссоциация соли);

Cu 2+ + HOH ↔ CuOH + + H + (гидролиз по катиону);

Cu 2+ + 2Cl — + HOH ↔ CuOH + + 2Cl — + H + (ионное уравнение);

CuCl 2 + H 2 O ↔ Cu(OH)Cl +HCl (молекулярное уравнение).

Вторая ступень:

Cu(OH)Cl ↔ CuOH + + Cl — (диссоциация соли);

CuOH + + HOH ↔ Cu(OH) 2 ↓ + H + (гидролиз по катиону);

CuOH + + Cl — + HOH ↔ Cu(OH) 2 ↓ + Cl — + H + (ионное уравнение);

Cu(OH)Cl + H 2 O ↔ Cu(OH) 2 ↓ + HCl (молекулярное уравнение).

Примеры решения задач

ПРИМЕР 1

ПРИМЕР 2

Поляризационное взаимодействие катионов и анионов с сильно полярными молекулами воды ведет к особой химической реакции ионного обмена, называемой гидролизом солей .

Качественную и количественную стороны гидролиза удобно рассматривать с позиции концепции сильных и слабых электролитов (неассоциированных и ассоциированных). Практически все электролиты, относящиеся к категории слабых в водных растворах (см. раздел 3.2), характеризуются тем, что равновесие их диссоциации смещено влево, в сторону недиссоциированных частиц. Иными словами, для них характерна не диссоциация, а наоборот – ассоциация, то есть связывание соответствующими анионами протонов, катионами – ионов ОН – в недиссоциированные частицы. А ионы Н + и ОН – всегда имеются в воде за счет ее незначительной диссоциации. Рассмотрим более подробно происходящие процессы на примерах двух солей – CuCl 2 и Na 2 CO 3 .

Хлорид меди (II) является сильным электролитом, поэтому в водном растворе полностью диссоциирует на ионы:

Гидроксид меди (II) относится к слабым электролитам (см. раздел 3.2), иными словами катион Cu 2+ при наличии в растворе ионов ОН – будет активно связывать их в малодиссоциированную частицу СuОН + , нарушая тем самым равновесие диссоциации воды:

В результате, согласно принципу Ле Шателье, усилится диссоциация воды и в растворе увеличится концентрация ионов водорода по сравнению с той, которая была в воде. Раствор становится кислым, его рН<7, подобная ситуация называется гидролизом по катиону .

Разумеется, гидролиз хлорида меди может идти и дальше, по второй ступени:

Однако, принимая во внимание то, что продукты гидролиза по первой ступени подавляют вторую ступень и то, что поляризационное взаимодействие иона Cu 2+ с молекулами воды несравненно сильнее, чем иона CuOH + , приходим к следующему важному выводу. При наличии возможности протекания ступенчатого гидролиза, этот процесс реально протекает лишь по первой ступени.

Сходная ситуация возникает и в растворе Na 2 CO З. В результате полной диссоциации этой соли в растворе образуются ионы CO 3 2– , являющиеся анионами слабой угольной кислоты. Этот ион при наличии в растворе протонов будет активно связывать их в малодиссоциированную частицу HCO 3 – , нарушая тем самым равновесие диссоциации воды:

В результате усилится диссоциация воды и в растворе увеличится концентрация ионов ОН – по сравнению с той, которая была в воде. Раствор стал щелочным, его рН > 7, в этом случае говорят о гидролизе по аниону .

Справедливости ради следует отметить, что реальный механизм гидролиза несколько иной. Любые ионы в водном растворе гидратированы и поляризационное взаимодействие осуществляется между ионом и молекулами воды, составляющими его гидратную оболочку, например:

Это уточнение никоим образом не изменяет сделанные выше выводы и не сказывается на дальнейших количественных выкладках.

Таким образом, гидролизу подвергаются либо соли, содержащие катионы слабых оснований (гидролиз по катиону), либо соли, содержащие анионы слабых кислот (гидролиз по аниону). Если же катион и анион в молекуле соли являются ионами соответствующих сильного основания
и сильной кислоты, то в растворе такой соли гидролиза нет, его рН 7.

Если же соль содержит в своем составе катион слабого основания и анион слабой кислоты, то гидролиз в этом случае идет по двум направлениям и, как правило, глубоко. Что же касается кислотности такого раствора, то она будет определяться направлением преимущественного гидролиза.

Способы усиления гидролиза солей:

1) разбавление раствора соли;

2) нагрев раствора, поскольку энтальпии гидролиза положительны;

3) добавление щелочи в раствор для усиления гидролиза по катиону, добавление кислоты в раствор для усиления гидролиза по аниону.

Способы подавления гидролиза:

1) охлаждение раствора,

2) добавление кислоты в раствор для подавления гидролиза по катиону, добавление щелочи в раствор для подавления гидролиза
по аниону.

Рассмотрим количественные характеристики гидролиза. Таковыми являются, в первую очередь, степень и константа гидролиза. Степенью гидролиза (h ) аналогично степени диссоциации называют долю гидролизо-ванных молекул по отношению к общему числу молекул. Константа гидролиза представляет собой константу равновесия процесса гидролиза. Выше было показано, что гидролиз протекает лишь по первой стадии. Первую стадию гидролиза по катиону можно записать в общем виде:

К равн = К гидр = . (3.23)

Домножаем числитель и знаменатель этого выражения на концентрацию иона ОН – и получаем:

К гидр = = (3.24)

Таким образом, константа гидролиза по катиону равна отношению ионного произведения воды к константе диссоциации того самого слабого основания, чья соль подвергается гидролизу, или к константе диссоциации основания по соответствующей стадии.

Вернемся к соотношению (3.23). Пусть общая концентрация гидролизующейся соли в растворе равна с моль/л, а степень ее гидролиза – h . Тогда, учитывая, что = и h = /с , получаем из соотношения (3.23):

К гидр = . (3.25)

Соотношение (3.25) по форме совпадает с выражением закона разбавления Оствальда (3.8), что лишний раз напоминает о генетической связи процессов гидролиза и диссоциации.

Первую стадию гидролиза по аниону можно записать в общем виде

следующим образом:

Константа равновесия этого процесса – константа гидролиза равна:

К равн = К гидр = . (3.26)

Домножаем числитель и знаменатель этого выражения на концентрацию иона Н + и получаем:

К гидр = = . (3.27)

Таким образом, константа гидролиза по аниону равна отношению ионного произведения воды к константе диссоциации той самой слабой кислоты, чья соль подвергается гидролизу, или к константе диссоциации кислоты по соответствующей стадии. Обратимся снова к выражению (3.26). Преобразуем его, полагая, что общая концентрация соли в растворе равна с моль/л и, учитывая, что = ; h = / c , получаем:

К гидр = . (3.28)

Выражения (3.23), (3.24) и (3.27), (3.28) являются достаточными для нахождения равновесных концентраций ионов, констант и степеней гидролиза в водных растворах гидролизующихся солей.

Нетрудно догадаться, что константа гидролиза соли, подвергающейся гидролизу по катиону и аниону одновременно, равна отношению ионного произведения воды к произведению констант диссоциации слабого основания и кислоты или произведению констант диссоциации соответствующих стадий. Действительно, гидролиз соли по катиону и аниону одновременно можно представить в общем виде следующим образом:

Константа гидролиза имеет вид:

К гидр = . (3.29)

Домножаем числитель и знаменатель соотношения (3.29) на К W и получаем:

К гидр = . (3.30)

Пусть общая концентрация соли, гидролизованной одновременно по катиону и аниону, равна c моль/л, степень гидролиза составляет h. Очевидно, что ==hc; ==c–hc. Подставляем эти соотношения в выражение (3.29):

К гидр = . (3.31)

Получился любопытный результат – концентрация явным образом не входит в выражение константы гидролиза, иными словами, степень гидролиза соли, подвергающейся гидролизу по катиону и аниону одновременно, будет одной и той же при любых концентрациях соли в растворе.

Найдем выражение для рН рассматриваемого раствора соли. Для этого числитель и знаменатель соотношения (3.29) домножим на концентрацию иона Н + и преобразуем полученное выражение:

К гидр = 3.32)

Наконец, получаем:

K дисс.к-ты × . (3.33)

Остановимся теперь на связи характеристик гидролиза и диссоциации в случае ступенчатого гидролиза. В качестве примера рассмотрим гидролиз уже упоминавшегося карбоната натрия. Равновесие гидролиза Na 2 CO 3 по ступеням и соответствующие константы равновесия приведены ниже:

К гидр (1) = = = = ;

К гидр (2) = = = .

Таким образом, первой ступени гидролиза соответствует последняя ступень диссоциации соответствующего слабого электролита и наоборот – последней ступени гидролиза соответствует первая ступень диссоциации электролита. При анализе вопроса о гидролизе кислых солей необходимо сопоставлять значения констант гидролиза и констант диссоциации анионов. Если константа гидролиза больше константы диссоциации кислого аниона, то гидролиз по аниону имеет место и раствор характеризуется рН > 7. Если же константа гидролиза меньше константы диссоциации соответствующего кислого аниона, то гидролиз подавлен, реально протекает лишь диссоциация кислого аниона и раствор соли имеет рН < 7.

Выше отмечалось, что простейшим способом усиления гидролиза соли по катиону является введение в такой раствор щелочи. Аналогично для усиления гидролиза соли по аниону необходимо ввести в раствор кислоту. А что произойдет при сливании растворов двух солей, из которых одна гидролизована по катиону, а другая – по аниону, например, растворов Na 2 CO 3 и CuCl 2 ? Равновесия гидролиза в этих растворах:

Как видно, гидролиз первой соли будет усиливать гидролиз второй и наоборот. В этом случае говорят о взаимном усилении гидролиза. Ясно, что в подобной ситуации образование продукта обменной реакции невозможно, должны образовываться продукты гидролиза. Состав их зависит от большого числа факторов: концентраций сливаемых растворов, порядка смешения, степени перемешивания и т.д.

В рассматриваемой системе (и подобных ей) образуются основные карбонаты, в некотором приближении их состав можно рассматривать как ЭCO 3 ×Э(OH) 2 =(ЭOH) 2 CO 3 .

Уравнение протекающего процесса:

2CuCl 2 + 2 Na 2 CO 3 +H 2 O = (CuOH) 2 CO 3 ¯ + CO 2 ­+ 4 NaCl .

Аналогичные малорастворимые соединения будут получаться при взаимодействии растворимых карбонатов с солями любых двухвалентных металлов, гидролизованными по катиону. Если же соли не гидролизованы, то происходит обычный обменный процесс, например:

BaCl 2 + Na 2 CO 3 = BaCO 3 ¯ + 2 NaCl .

В общем случае соли Ме 3+ более гидролизованы, чем соли Ме 2+ , поэтому, если в обсуждаемом процессе CuCl 2 заменить на соль Ме 3+ , то следует ожидать более сильного взаимного усиления гидролиза. И действительно, при сливании растворов солей Fe 3+ , Al 3+ , Cr 3+ с раствором Na 2 CO 3 наблюдается выделение углекислого газа и выпадение осадка гидроксида металла. Другими словами, в этом случае взаимное усиление гидролиза ведет к полному (необратимому) гидролизу, например:

2FeCl 3 + 3Na 2 CO 3 + 3H 2 O = 2Fe(OH) 3 ¯ + 6NaCl + 3CO 2 ­.

Сходные процессы будут наблюдаться при смешении растворов солей Ме 3+ с растворами других солей, гидролизованных по аниону, например:

2AlCl 3 + 3Na 2 SO 4 + 3H 2 O = 2Al(OH) 3 ¯ + 3SO 2 ­ + 6NaCl

Cr 2 (SO 4) 3 + 3Na 2 S + 6H 2 O = 2Cr(OH) 3 ¯ + 3H 2 S ­ + 3Na 2 SO 4 .

В отличие от солей гидролиз производных кислот – галогенангидридов, тиоангидридов – протекает глубоко и, зачастую, полностью (необратимо), например:

SO 2 Cl 2 + 2H 2 O = H 2 SO 4 + 2HCl ;

SOCl 2 + H 2 O = SO 2 + 2HCl ;

COCl 2 + H 2 O = CO 2 + 2HCl ;

BCl 3 + 3H 2 O = H 3 BO 3 + 3HCl ;

PCl 3 + 3H 2 O = H 3 PO 3 + 3HCl ;

CrO 2 Cl 2 + 2H 2 O = H 2 CrO 4 + 2HCl ;

CS 2 + 2H 2 O = CO 2 + 2H 2 S .

Наконец, отметим особый случай гидролиза соединений Вi(III), Sb(III), солей d-элементов – с образованием оксосоединений, например:

SbCl 3 + H 2 O = SbOCl + 2HCl ;

Bi(NO 3) 3 + H 2 O = BiONO 3 + 2HNO 3 ;

Ti(SO 4) 2 + H 2 O = TiOSO 4 + H 2 SO 4 .

Константа гидролиза как и любая другая константа равновесия может быть вычислена на основе термодинамических данных.