Dusičnan draselný sa hydrolyzuje o. Hydrolýza solí
Podľa teórie elektrolytickej disociácie vo vodnom roztoku častice rozpustenej látky interagujú s molekulami vody. Táto interakcia môže viesť k hydrolyzačnej reakcii.
Hydrolýza je reakcia metabolického rozkladu látky s vodou.
Hydrolýze podliehajú rôzne látky: anorganické - soli, karbidy a hydridy kovov, halogenidy nekovov; organické - halogénalkány, estery a tuky, sacharidy, bielkoviny, polynukleotidy.
Vodné roztoky solí majú rôzne hodnoty pH a rôzne typy médií - kyslé (pH< 7), щелочную (рН >7), neutrálne (pH = 7). To sa vysvetľuje skutočnosťou, že soli vo vodných roztokoch môžu podliehať hydrolýze.
Podstata hydrolýzy dochádza k výmennej chemickej interakcii katiónov solí alebo aniónov s molekulami vody. V dôsledku tejto interakcie sa vytvorí mierne disociujúca zlúčenina (slabý elektrolyt). A vo vodnom roztoku soli sa objavuje prebytok voľných iónov H + alebo OH - a roztok soli sa stáva kyslým alebo alkalickým.
Klasifikácia solí
Akúkoľvek soľ možno považovať za produkt reakcie zásady s kyselinou. Napríklad soľ KClO je tvorená silnou zásadou KOH a slabou kyselinou HClO.
V závislosti od sily zásady a kyseliny môžeme rozlišovať štyri druhy solí.
Uvažujme o správaní sa solí rôznych typov v roztoku.
1. Vzniknuté soli silný základ A slabá kyselina.
Napríklad kyanid draselný KCN je tvorený silnou zásadou KOH a slabou kyselinou HCN:
Vo vodnom roztoku soli prebiehajú dva procesy:
2) úplná disociácia soli (silný elektrolyt):
Ióny H + a CN - vznikajúce pri týchto procesoch sa navzájom ovplyvňujú, viažu sa na molekuly slabého elektrolytu - kyseliny kyanovodíkovej HCN, zatiaľ čo hydroxid - OH ión - zostáva v roztoku, čím určuje jeho alkalické prostredie. K hydrolýze dochádza na CN - anióne.
Zapíšme si kompletnú iónovú rovnicu prebiehajúceho procesu (hydrolýza):
Tento proces je reverzibilný a chemická rovnováha sa posúva doľava (smerom k tvorbe východiskových látok), keďže voda je oveľa slabší elektrolyt ako kyselina kyanovodíková HCN:
Rovnica ukazuje, že:
1) v roztoku sú voľné hydroxidové ióny OH - a ich koncentrácia je väčšia ako v čistá voda preto má roztok soli KCN alkalické prostredie (pH > 7);
2) CN - ióny sa zúčastňujú reakcie s vodou, v tomto prípade hovoria, že na anióne dochádza k hydrolýze. Ďalšie príklady aniónov slabých kyselín, ktoré reagujú s vodou:
mravčia HCOOH - anión HCOO -;
octový CH3COOH - anión CH3COO -;
dusík HN02 - anión N02 -;
Sírovodík H 2 S - anión S 2-;
uhlie H 2 CO 3 - CO 3 2- anión;
Síra H2S03 je anión SO32-.
Zvážte hydrolýzu uhličitanu sodného Na2CO3:
K hydrolýze soli dochádza na anióne CO 3 2-.
Produkty hydrolýzy sú kyslá soľ NaHC03 a hydroxid sodný NaOH.
Prostredie vodného roztoku uhličitanu sodného je alkalické (pH > 7), pretože v roztoku stúpa koncentrácia OH - iónov. Kyslá soľ NaHC03 môže tiež podliehať hydrolýze, ktorá sa vyskytuje vo veľmi malej miere a možno ju zanedbať.
Aby sme zhrnuli, čo ste sa naučili o aniónovej hydrolýze:
1) podľa aniónu sa soli spravidla hydrolyzujú reverzibilne;
2) chemická rovnováha pri takýchto reakciách je výrazne posunutá doľava;
3) reakcia média v roztokoch takýchto solí je alkalická (pH > 7);
4) po hydrolýze solí tvorených slabými viacsýtnymi kyselinami sa získajú kyslé soli.
2. Vzniknuté soli silná kyselina A slabý základ.
Uvažujme hydrolýzu chloridu amónneho NH 4 Cl.
Vo vodnom roztoku soli prebiehajú dva procesy:
1) mierna reverzibilná disociácia molekúl vody (veľmi slabý amfotérny elektrolyt), ktorú možno zjednodušiť rovnicou:
2) úplná disociácia soli (silný elektrolyt):
Výsledné OH - a NH 4 ióny navzájom interagujú za vzniku NH 3 H 2 O (slabý elektrolyt), zatiaľ čo ióny H + zostávajú v roztoku, čím spôsobujú jeho kyslé prostredie.
Úplná iónová rovnica pre hydrolýzu je:
Proces je reverzibilný, chemická rovnováha sa posúva smerom k tvorbe východiskových látok, keďže voda H 2 O je oveľa slabší elektrolyt ako hydrát amoniaku NH 3 H 2 O.
Skrátená iónová rovnica pre hydrolýzu:
Rovnica ukazuje, že:
1) v roztoku sú voľné vodíkové ióny H + a ich koncentrácia je väčšia ako v čistej vode, preto má soľný roztok kyslé prostredie (pH< 7);
2) amónne katióny NH + sa zúčastňujú reakcie s vodou; v tomto prípade hovoria, že na katióne dochádza k hydrolýze.
Reakcie s vodou sa môžu zúčastniť aj viacnásobne nabité katióny: dvojnásobne nabitý M 2+ (napríklad Ni 2 +, Cu 2 +, Zn 2+ ...), okrem katiónov kovov alkalických zemín aj trojnásobne nabitý M 3 + (napríklad Fe3+, Al3+, Cr3+ ...).
Uvažujme hydrolýzu dusičnanu nikelnatého Ni(NO 3) 2, hydrolýzu soli katiónom:
K hydrolýze soli dochádza na katióne Ni2+.
Úplná iónová rovnica pre hydrolýzu je:
Skrátená iónová rovnica:
Produkty hydrolýzy sú hlavnou soľou NiOHNO 3 a Kyselina dusičná HNO3.
Prostredie vodného roztoku dusičnanu nikelnatého je kyslé (pH< 7), потому что в растворе увеличивается концентрация ионов Н + .
Hydrolýza soli NiOHNO 3 sa vyskytuje v oveľa menšom rozsahu a možno ju zanedbať. Takto:
1) podľa katiónu sa soli spravidla hydrolyzujú reverzibilne;
2) chemická rovnováha reakcií je výrazne posunutá doľava;
3) reakcia média v roztokoch takýchto solí je kyslá (pH< 7);
4) po hydrolýze solí tvorených slabými polykyselinovými zásadami sa získajú zásadité soli.
3. Vzniknuté soli slabý základ A slabá kyselina.
Takéto soli podliehajú hydrolýze na katióne aj na anióne.
Slabý zásaditý katión viaže OH - ióny z molekúl vody, čím vytvára slabú zásadu; Anión slabej kyseliny viaže ióny H+ z molekúl vody za vzniku slabej kyseliny. Reakcia roztokov týchto solí môže byť neutrálna, slabo kyslá alebo mierne zásaditá. To závisí od disociačných konštánt dvoch slabých elektrolytov – kyseliny a zásady, ktoré vznikajú v dôsledku hydrolýzy.
Uvažujme napríklad hydrolýzu dvoch solí: octanu amónneho NH 4 CH 3 COO a mravčanu amónneho NH 4 HCCO:
Vo vodných roztokoch týchto solí interagujú katióny slabej zásady NH + s hydroxidovými iónmi OH - (pripomeňme, že voda disociuje H 2 O = H + + OH -) a anióny slabých kyselín CH 3 COO - a HCOO - interagujú s H + katiónmi s tvorbou molekúl slabých kyselín - octovej CH 3 COOH a mravčej HCOOH.
Napíšme iónové rovnice hydrolýzy:
V týchto prípadoch je hydrolýza tiež reverzibilná, ale rovnováha sa posúva smerom k tvorbe produktov hydrolýzy – dvoch slabých elektrolytov.
V prvom prípade je prostredie roztoku neutrálne (pH = 7), keďže K d (CH 3 COOH) = K d (NH 3 H 2 O) = 1,8 10 -5. V druhom prípade bude prostredie roztoku mierne kyslé (pH< 7), т. к. K д (HCOOH) = 2,1 10 -4 и K д (NH 3 H 2 O) < K д HCOOH), где K д - константа диссоциации.
Hydrolýza väčšiny solí je reverzibilný proces. V stave chemickej rovnováhy sa hydrolyzuje iba časť soli. Niektoré soli sa však vodou úplne rozložia, t.j. ich hydrolýza je nevratný proces.
Sulfid hlinitý Al 2 S 3 vo vode podlieha ireverzibilnej hydrolýze, pretože ióny H +, ktoré sa objavia počas hydrolýzy katiónu, sú viazané iónmi OH - vytvorenými počas hydrolýzy aniónu. To zvyšuje hydrolýzu a vedie k tvorbe nerozpustného hydroxidu hlinitého a plynného sírovodíka:
Preto sulfid hlinitý Al2S3 nemožno získať výmennou reakciou medzi vodnými roztokmi dvoch solí, napríklad chloridu hlinitého AlCl3 a sulfidu sodného Na2S.
V dôsledku hydrolýzy katiónu aj aniónu:
1) ak sa soli hydrolyzujú na katióne aj na anióne reverzibilne, potom sa chemická rovnováha v hydrolytických reakciách posunie doprava; reakcia média je buď neutrálna, alebo slabo kyslá, alebo slabo zásaditá, čo závisí od pomeru disociačných konštánt výslednej zásady a kyseliny;
2) soli môžu nevratne hydrolyzovať katión aj anión, ak aspoň jeden z produktov hydrolýzy opustí reakčnú sféru.
4. Vzniknuté soli silný základ A silná kyselina, nepodliehajú hydrolýze .
Uvažujme o „správaní“ chloridu draselného KCl v roztoku.
Soľ vo vodnom roztoku disociuje na ióny (KCl = K + + Cl -), ale pri interakcii s vodou nemôže vzniknúť slabý elektrolyt. Prostredie roztoku je neutrálne (pH = 7), keďže koncentrácie iónov H + a OH - v roztoku sú rovnaké ako v čistej vode.
Ďalšie príklady takýchto solí zahŕňajú halogenidy alkalických kovov, dusičnany, chloristany, sírany, chrómany a dichrómany, halogenidy kovov alkalických zemín (iné ako fluoridy), dusičnany a chloristany.
Treba tiež poznamenať, že reverzibilná hydrolytická reakcia je úplnása riadi Le Chatelierovým princípom . Preto môže byť hydrolýza solizlepšiť (a dokonca to urobiť nezvratným) nasledujúcimi spôsobmi:
1) pridajte vodu (znížte koncentráciu);
2) zahrejte roztok, čím sa zvýši endotermická disociácia vody:
To znamená, že sa zvyšuje množstvo H + a OH -, ktoré sú potrebné na hydrolýzu soli;
3) naviazať jeden z produktov hydrolýzy na ťažko rozpustnú zlúčeninu alebo odstrániť jeden z produktov do plynnej fázy; napríklad hydrolýza kyanidu amónneho NH4CN sa výrazne zvýši v dôsledku rozkladu hydrátu amoniaku za vzniku amoniaku NH3 a vody H20:
Hydrolýza je možnápotlačiť (výrazne znížiť množstvo soli, ktorá podlieha hydrolýze) takto:
1) zvýšiť koncentráciu rozpustenej látky;
2) ochlaďte roztok (na zníženie hydrolýzy by sa soľné roztoky mali skladovať koncentrované a pri nízkych teplotách);
3) zaviesť jeden z produktov hydrolýzy do roztoku; napríklad okyslite roztok, ak je jeho prostredie v dôsledku hydrolýzy kyslé, alebo alkalizujte, ak je alkalické.
Význam hydrolýzy
Hydrolýza solí má praktické aj biologický význam.
Už v dávnych dobách sa popol používal ako prací prostriedok. Popol obsahuje uhličitan draselný K 2 CO 3, ktorý sa vo vode hydrolyzuje na anión, vodný roztok sa stáva mydlovým vplyvom OH - iónov vznikajúcich pri hydrolýze.
V súčasnosti v každodennom živote používame mydlo, pracie prášky a iné čistiace prostriedky. Hlavnou zložkou mydla sú sodné a draselné soli vyšších mastných karboxylových kyselín: stearáty, palmitáty, ktoré sú hydrolyzované.
Hydrolýza stearátu sodného C 17 H 35 COONa je vyjadrená nasledujúcou iónovou rovnicou:
t.j. roztok má mierne zásadité prostredie.
Vo fotografickej vývojke sú obsiahnuté soli, ktoré vytvárajú potrebné alkalické prostredie roztoku. Sú to uhličitan sodný Na 2 CO 3, uhličitan draselný K 2 CO 3, bórax Na 2 B 4 O 7 a ďalšie soli, ktoré hydrolyzujú na anióne.
Ak je kyslosť pôdy nedostatočná, u rastlín sa vyvinie choroba – chloróza. Jeho znaky sú žltnutie alebo bielenie listov, spomalený rast a vývoj. Ak je pH > 7,5, potom sa do pôdy pridá hnojivo síran amónny (NH 4) 2 SO 4, ktoré pomáha zvyšovať kyslosť v dôsledku hydrolýzy katiónu vyskytujúceho sa v pôde:
Biologická úloha hydrolýzy určitých solí, ktoré tvoria naše telo, je neoceniteľná.
Napríklad krv obsahuje hydrogénuhličitan sodný a hydrogénfosforečnan sodný. Ich úlohou je udržiavať určitú reakciu okolia.
K tomu dochádza v dôsledku posunu v rovnováhe procesov hydrolýzy:
Ak je v krvi nadbytok H + iónov, viažu sa na hydroxidové ióny OH - a rovnováha sa posúva doprava. Pri nadbytku hydroxidových iónov OH sa rovnováha posúva doľava. Z tohto dôvodu je kyslosť krvi zdravý človek mierne kolíše.
Alebo napríklad: ľudské sliny obsahujú ióny HPO 4 -. Vďaka nim sa v ústnej dutine udržiava určité prostredie (pH = 7-7,5).
Referenčný materiál na vykonanie testu:
Mendelejevov stôl
Tabuľka rozpustnosti
A ukazujú rôzne reakcie prostredia - kyslé, zásadité, neutrálne.
Napríklad vodný roztok chloridu hlinitého AlCl3 má kyslé prostredie (pH< 7), раствор карбоната калия K 2 СО 3 - щелочную среду (pН >7), roztoky chloridu sodného NaCl a dusitanu olovnatého Pb(NO 2) 2 - neutrálne prostredie (pH = 7). Tieto soli neobsahujú vodíkové ióny H + ani hydroxidové ióny OH -, ktoré určujú prostredie roztoku. Ako môžeme vysvetliť rôzne prostredia vodných roztokov solí? To sa vysvetľuje skutočnosťou, že vo vodných roztokoch prechádzajú soli hydrolýza.
Slovo "hydrolýza" znamená rozklad vodou ("hydro" - voda, "lýza" - rozklad).
Hydrolýza je jednou z najdôležitejších chemické vlastnosti.
Hydrolýza soli je interakcia iónov solí s vodou, čo má za následok tvorbu slabých elektrolytov.
Podstata hydrolýzy spočíva v chemickej interakcii katiónov solí alebo aniónov s hydroxidovými iónmi OH - alebo vodíkovými iónmi H+ z molekúl vody. V dôsledku tejto interakcie sa vytvorí mierne disociujúca zlúčenina (slabý elektrolyt). Chemická rovnováha procesu disociácie vody sa posúva doprava.
Preto sa vo vodnom roztoku soli objavuje prebytok voľných iónov H + alebo OH - a roztok soli vykazuje kyslé alebo alkalické prostredie.
Hydrolýza je pre väčšinu solí reverzibilný proces. V rovnováhe sa hydrolyzuje iba malá časť iónov solí.
Akákoľvek soľ môže byť reprezentovaná ako produkt interakcie s. Napríklad soľ NaClO je tvorená slabou kyselinou HClO a silnou zásadou NaOH.
V závislosti od sily pôvodnej kyseliny a pôvodnej zásady možno soli rozdeliť do 4 typov: 
Soli typu I, II, III podliehajú hydrolýze, soli typu IV nepodliehajú hydrolýze
Pozrime sa na príklady hydrolýzy rôzne druhy soli
ja. Soli tvorené silnou zásadou a slabou kyselinou podliehajú hydrolýze na anióne. Tieto soli sú tvorené silným zásaditým katiónom a slabým kyslým aniónom, ktorý viaže vodíkový katión H+ molekuly vody za vzniku slabého elektrolytu (kyseliny).
Príklad: Zostavme molekulové a iónové rovnice pre hydrolýzu dusitanu draselného KNO 2.
Soľ KNO 2 je tvorená slabou jednosýtnou kyselinou HNO 2 a silnou zásadou KOH, čo možno schematicky znázorniť takto:
Napíšme rovnicu pre hydrolýzu soli KNO 2: 
Aký je mechanizmus hydrolýzy tejto soli?
Keďže ióny H + sa spájajú do molekúl slabého elektrolytu HNO 2, ich koncentrácia klesá a rovnováha procesu disociácie vody podľa Le Chatelierovho princípu sa posúva doprava. V roztoku sa zvyšuje koncentrácia voľných hydroxidových iónov OH -. Preto má roztok soli KNO 2 alkalickú reakciu (pH > 7).
Záver: Soli tvorené silnou zásadou a slabou kyselinou po rozpustení vo vode vykazujú zásaditú reakciu, pH > 7.
II. Soli tvorené slabou zásadou a silnou kyselinou hydrolyzujú na katióne. Tieto soli sú tvorené slabým zásaditým katiónom a silným kyslým aniónom. Soľný katión viaže hydroxidový ión OH - voda, čím vzniká slabý elektrolyt (báza).
Príklad: Vytvorme molekulové a iónové rovnice pre hydrolýzu jodidu amónneho NH 4 I.
Soľ NH 4 I je tvorená slabou jednokyselou zásadou NH 4 OH a silnou kyselinou HI: 
Keď sa soľ NH 4 I rozpustí vo vode, amónne katióny NH 4 + sa viažu na hydroxidové ióny OH - vody, čím sa vytvorí slabý elektrolyt -. V roztoku sa objavuje prebytok vodíkových iónov H +. Médium roztoku soli NH 4 I je kyslé, pH<7.
Záver: Soli tvorené silnou kyselinou a slabou zásadou vykazujú pri hydrolýze kyslú reakciu, pH< 7.
III. Soli tvorené slabou zásadou a slabou kyselinou sa hydrolyzujú súčasne s katiónom aj aniónom. Tieto soli sú tvorené slabým zásaditým katiónom, ktorý viaže OH - ióny z molekuly vody a vytvára slabú zásadu, a slabým kyslým aniónom, ktorý viaže ióny H + z molekuly vody a vytvára slabú kyselinu. Reakcia roztokov týchto solí môže byť neutrálna, mierne kyslá alebo mierne zásaditá. To závisí od disociačných konštánt slabej kyseliny a slabej zásady, ktoré vznikajú v dôsledku hydrolýzy.
Príklad 1: Vytvorme rovnice pre hydrolýzu octanu amónneho CH 3 COONH 4 . Táto soľ je tvorená slabou kyselinou octovou CH 3 COOH a slabou zásadou NH 4 OH: 
Reakcia roztoku soli CH 3 COONH 4 je neutrálna (pH = 7), pretože K d (CH 3 COOH) = K d (NH 4 OH).
Príklad 2: Zostavme rovnice pre hydrolýzu kyanidu amónneho NH 4 CN. Táto soľ je tvorená slabou kyselinou HCN a slabou zásadou NH 4 OH:
Reakcia roztoku soli NH 4 CN je mierne alkalická (pH > 7), pretože K d (NH 4 OH) > K d (HCN).
Ako už bolo uvedené, pre väčšinu solí je hydrolýza reverzibilný proces. V rovnováhe sa hydrolyzuje len malá časť soli. Niektoré soli sa však vodou úplne rozložia, t.j. hydrolýza je pre ne nevratná.
Ireverzibilná (úplná) hydrolýza sú vystavené soli, ktoré sú tvorené slabou nerozpustnou alebo prchavou zásadou a slabou prchavou alebo nerozpustnou kyselinou. Takéto soli nemôžu existovať vo vodných roztokoch. Zahŕňajú napríklad: 
Príklad: Vytvorme rovnicu pre hydrolýzu sulfidu hlinitého Al 2 S 3:
Al2S3 + 6H20 = 2Al(OH)3↓ + 3H2S
Hydrolýza sulfidu hlinitého prebieha takmer úplne až do vzniku hydroxidu hlinitého Al(OH) 3 a sírovodíka H2S.
Preto v dôsledku výmenných reakcií medzi vodnými roztokmi niektorých solí nevznikajú vždy dve nové soli. Jedna z týchto solí môže podliehať ireverzibilnej hydrolýze za vzniku zodpovedajúcej nerozpustnej zásady a slabej prchavej (nerozpustnej) kyseliny. Napríklad:
Fe2S3 + 6H20 = 2Fe(OH)3↓ + 3H2S
Zhrnutím týchto rovníc dostaneme:
alebo v iónovej forme:
3S 2- + 2Fe3+ + 6H20 = 2Fe(OH)3↓ + 3H2S
IV. Soli tvorené silnou kyselinou a silnou zásadou nehydrolyzujú, pretože katióny a anióny týchto solí sa neviažu na ióny H + alebo OH - vody, to znamená, že s nimi netvoria slabé molekuly elektrolytu. Rovnováha disociácie vody sa neposúva. Prostredie roztoku týchto solí je neutrálne (pH = 7,0), keďže koncentrácie iónov H + a OH - v ich roztokoch sú rovnaké ako v čistej vode.
Záver: Soli tvorené silnou kyselinou a silnou zásadou nepodliehajú po rozpustení vo vode hydrolýze a vykazujú neutrálnu reakciu prostredia (pH = 7,0).
Postupná hydrolýza
Hydrolýza solí môže prebiehať postupne. Uvažujme o prípadoch postupnej hydrolýzy.
Ak je soľ tvorená slabou viacsýtnou kyselinou a silnou zásadou, počet krokov hydrolýzy závisí od zásaditosti slabej kyseliny. Vo vodnom roztoku takýchto solí sa v prvých štádiách hydrolýzy vytvára kyslá soľ namiesto kyseliny a silnej zásady. Postupne hydrolyzované soli Na 2 SO 3, Rb 2 CO 3, K 2 SiO 3, Li 3 PO 4 atď.
Príklad: Zostavme si molekulové a iónové rovnice pre hydrolýzu uhličitanu draselného K 2 CO 3.
Hydrolýza soli K 2 CO 3 prebieha cez anión, pretože uhličitan draselný je tvorený slabou kyselinou H 2 CO 3 a silnou zásadou KOH:
Pretože H2CO3 je dvojsýtna kyselina, hydrolýza K2C03 prebieha v dvoch stupňoch.
Prvé štádium:
Produktmi prvého stupňa hydrolýzy K2C03 sú kyslá soľ KHC03 a hydroxid draselný KOH.
Druhý stupeň (hydrolýza kyslej soli, ktorá vznikla ako výsledok prvého stupňa): 
Produktmi druhého stupňa hydrolýzy K2CO3 sú hydroxid draselný a slabá kyselina uhličitá H2CO3. Hydrolýza v druhom stupni prebieha v oveľa menšom rozsahu ako v prvom stupni.
Prostredie roztoku soli K 2 CO 3 je alkalické (pH > 7), pretože v roztoku stúpa koncentrácia OH - iónov.
Ak je soľ tvorená slabou polykyselinovou zásadou a silnou kyselinou, potom počet krokov hydrolýzy závisí od kyslosti slabej zásady. Vo vodných roztokoch takýchto solí sa v prvých stupňoch vytvorí zásaditá soľ namiesto zásady a silnej kyseliny. Soli MgS04, CoI2, Al2(S04)3, ZnBr2 atď. sa hydrolyzujú postupne.
Príklad: Vytvorme molekulové a iónové rovnice pre hydrolýzu chloridu nikelnatého NiCl2.
Hydrolýza soli NiCl 2 prebieha cez katión, pretože soľ je tvorená slabou zásadou Ni(OH) 2 a silnou kyselinou HCl. Katión Ni 2+ viaže hydroxidové ióny OH - voda. Ni(OH) 2 je dvojkyselinová zásada, takže hydrolýza prebieha v dvoch stupňoch.
Prvé štádium:
Produktmi prvého stupňa hydrolýzy NiCl 2 sú zásaditá soľ NiOHCl a silná kyselina HCl.
Druhý stupeň (hydrolýza hlavnej soli, ktorá vznikla v dôsledku prvého stupňa hydrolýzy): 
Produktmi druhého stupňa hydrolýzy sú slabo zásaditý hydroxid nikelnatý a silná kyselina chlorovodíková HCl. Stupeň hydrolýzy v druhom stupni je však oveľa nižší ako v prvom stupni.
Roztok NiCl 2 médium - kyslé, pH< 7, потому что в растворе увеличивается концентрация ионов Н + .
Nielen, ale aj iné anorganické zlúčeniny podliehajú hydrolýze. Hydrolyzujú sa aj sacharidy, bielkoviny a iné látky, ktorých vlastnosti sa študujú v rámci organickej chémie. Preto môžeme poskytnúť všeobecnejšiu definíciu procesu hydrolýzy:
Hydrolýza- Ide o reakciu metabolického rozkladu látok s vodou.
Načítava...
