ид-ионы в недиссоципрованные молекулы. В результате и эта реакция доходит не до конца, а до состояния равновесия:

Н+ + NH4OH" ^ NH* + Н20

Но поскольку вода — значительно более слабый электролит, чем NH4OH, равновесие сильно смещено вправо.

Подобные процессы происходят и при реакциях, в ходе которых

малорастворимое вещество превращается в растворимый, но слабо

диссоциирующий продукт. К таким реакциям относится, напри-

мер, растворение сульфидов некоторых металлов в соляной кис-

лоте. Так, взаимодействие сульфида марганца с соляной кислотой

выражается уравнением

MnS (к) + 2НС1 = МпС12 + HaS или MnS (к) + 2Н+ = Mrr+ + H2S

Присутствие в числе исходных веществ малорастворимого электролита (MnS), при образовании которого связываются ионы S2-, обусловливает протекание реакции влево. С другой стороны, при образовании слабого электролита (HoS) также связываются ионы S2-\ что способствует протеканию реакции вправо. Таким образом, ионы S2- участвуют в двух конкурирующих процессах, приводящих к установлению двух равновесий:

S2" + Mn2+ ^=±: MnS (к) и S2" + 2H+ ^=± H2S

Направление рассматриваемой реакции зависит от того, какое из двух веществ —H2S или MnS--в большей степени связывает ионы S2~, Суммарная константа диссоциации сероводорода

К = K\K'z = 6- Ю-22 (см. табл. 12); произведение же растворимости MnS равно 2,5-Ю-10 (см. табл. 16). Отсюда ясно, что связывание ионов S2~ в молекулы сероводорода происходит полнее, чем в MnS. Поэтому рассматриваемая реакция протекает вправо — сульфид марганца растворяется в соляной кислоте.

Аналогичные два равновесия устанавливаются в системе соляная кислота—сульфид меди(II). Но произведение растворимости CuS очень мало, оно равно 6-10~36 (см. табл. 16). Поэтому связывание ионов S2~ в CuS происходит полнее, чем в молекулы сероводорода, и равновесие в системе

CuS (к) Ч-2НС1 ^= CuCl2 + H2S

смещено влево; сульфид меди (И) нерастворим в соляной кислоте.

Рассмотренные закономерности позволяют понять поведение амфотерных гидроксидов. Так, равновесие между осадком гидроксида цинка и раствором нарушается при добавлении как кислоты, так и щелочи. В этом случае равновесие можно записать в форме *:

2H+-bZnOj" ^=t Zn(OH)2 (раствор) Zn2+ + 20FT

А

Zn(OH)2 (осадок)

При добавлении к гидроксиду цинка кислоты возрастает концентрация ионов водорода. Произведение [Н+] [ОН-] становится больше ионного произведения воды — идет процесс образования молекул Н20 из ионов; при этом нарушается равновесие и в системе Zn(OH)2. Согласно принципу Ле Шателье, вследствие воз-» растания концентрации ионов Н+ и расхода ионов ОН", диссоциация Zn(OH2) по типу кислоты подавляется, а по типу основания усиливается. В итоге осадок Zn(OH)2 растворяется и образуется соль, в которой цинк является катионом. Например, в случае соляной кислоты пойдет реакция:

Zn(OH)2 + 2НС! = ZnCl2 + 2Н20

При добавлении к гидроксиду цинка щелочи возрастает концентрация ионов ОН-: в этом случае процесс идет в направлении связывания ионов водорода. Равновесие в системе нарушается, но теперь преобладает диссоциация Zn(OH)2 по типу кислоты. В итоге осадок Zn(OH)2 растворяется и образуется соль, в которой цинк входит в состав аниона. Например, при добавлении NaOH идет реакция:

* В действительности рассматриваемое равновесие является более сложным. Во-рервых, диссоциация протекает ступенчато, а во-вторых, кроме простых ионов образуются также комплексные (см. стр. 603). Однако строгое рассмотрение этих процессов не меняет выводов, получаемых на основании упрощенной Схемы.

Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2Zn02 + 2Н20

В обоих случаях процесс возможен и протекает потому, что связывание ионов Н+ и ОН~ в молекулы воды происходит в боль* шей степени, чем в молекулы Zn(OH)2.

92. Гидролиз солей. Гидролизом * называется взаимодействие вещества с водой, при котором составные части вещества соединяются с составными частями воды. Примером гидролиза может служить взаимодействие хлорида фосфора(III) РС13 с водой. В результате этой реакции образуются фосфористая кислота Н3РОз и соляная кислота:

РСЬ + ЗН20 = Н3РОз + ЗНС1

Гидролизу подвержены соединения различных классов. В настоящем параграфе рассматривается один из важнейших его случаев —- гидролиз солей.

Мы уже говорили, что в случае реакций нейтрализации, в которых участвуют слабые кислоты и основания, реакции протекают не до конца. Значит при этом в той или иной степени протекает и обратная реакция (взаимодействие соли с водой), приводящая к образованию кислоты и основания. Это и есть гидролиз соли.

В реакции гидролиза вступают соли, образованные слабой кислотой и слабым основанием, или слабой кислотой и сильным основанием, или слабым основанием и сильной кислотой. Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием, гидролизу не подвергаются; нейтрализация в этом случае сводится к процессу

Н+ + он" = Н20

а обратная реакция — диссоциация молекулы воды на ионы — протекает в ничтожно малой степени.

Рассмотрим гидролиз соли, образованной