Процесс выполнения заданий части В Единого Государственного Экзамена по химии часто требует сопоставления состава вещества (или строения) и его свойств. Например: установить соответствие состава соли и реакции среды её водного раствора:
| А NaHSO3 | 1) щелочная |
| Б NaH2PO4 | 2) кислая |
| В Na3PO4 | 3) слабокислая |
| Г Na2HPO4 | 4) слабощелочная |
| 5) нейтральная |
В некоторых случаях без привлечения математических расчётов гарантированно верный ответ дать весьма затруднительно. Для определения реакции среды водных растворов солей сравним две количественные характеристики: константу гидролиза (Кг) соли и константу диссоциации (Кд) слабого электролита (в нашем случае кислоты), образующего соль. Подобное сравнение требует знания математического выражения для значения константы гидролиза. Приведу несложный вывод выражения для Кг солей, образованных сильным основанием и слабой кислотой, на примере реакции гидролиза ацетата натрия.
В данном случае гидролиз идёт по аниону:
(CH3COO) – + H2O = CH3COOH + – OH
Кр = 
, где Кр – константа химического
равновесия.
Равновесная концентрация воды СH2O несущественно отличается от исходной, в связи с чем концентрацию воды допускается считать величиной постоянной. Объединяя две константы, присутствующие в данном выражении, получим:
Кг = Кр * 
= 
, где Кг – константа гидролиза.
Преобразуем полученное выражение, умножив
числитель и знаменатель на концентрацию
протонов 
Кг = * 
Известно, что 
* = 
, где 
- ионное
произведение воды; при to = 25оС = 10 –14
.
.
Тогда Кг = 
Таким образом, для солей, образованных сильным основанием и слабой кислотой:
Кг = 
Нетрудно понять, что если Кг > Кд(к-ты), то реакция среды водного раствора соли щелочная; если Кг < Кд(к-ты), то среда кислая.
Воспользовавшись справочными данными, рассчитаем константу гидролиза для каждой из предложенных в задании солей. Совершенно очевидно, что предоставление учащимся подобной справочной информации процедурой проведения ЕГЭ не предусмотрено. Сопоставление полученного значения Кг с константой диссоциации соответствующего слабого электролита, образующего соль (в нашем случае кислоты), позволит сделать однозначный достоверный вывод о реакции среды водного раствора соли (при условии корреляции полученных результатов с особенностями химической природы вещества). Все количественные характеристики приведены для to = 25oC.
А. (HSO3)– + H2O = H2SO3 + –OH
Кд (H2SO3)(1) = 1,4 * 10 –2
; Кг = 
= 7,1 * 10 –13
Константа гидролиза Кг существенно меньше константы диссоциации Кд (Н2SО3)(1) из чего следует, что реакция среды должна быть кислой. Тем не менее, в данном случае только лишь математический расчёт (без учёта специфики поведения сернистой кислоты) не позволит сделать верный вывод. Необходимо учесть, что сернистая кислота неустойчива и разлагается на соответствующий оксид и воду. Этот процесс уменьшает количество диссоциирующих молекул и одновременно разбавляет раствор, в связи с чем кислотность падает и реакция среды становится слабокислой. Это тот случай, когда обособленно рассматриваемые результаты математического расчёта (без учёта химической природы вещества) не позволят сделать верное заключение.
Б. (H2PO4)– + H2O = H3PO4 + –OH
Кд (H3PO4)(1) = 7,52 * 10 –3
; Кг = 
= 1,3 * 10 –12 ;
Кг << Кд => среда кислая.
В. (PO4)3– + H2O = (HPO4)2– + –OH
Кд (HPO4)2– = 1,26 * 10 –12 ; Кг
= 
= 7,9 * 10 –3
;
Кг >> Кд => среда щелочная.
Г. (HPO4)2– + H2O ? (H2PO4)– + –OH
Кд (H2PO4)– = 6,31 * 10 –8
; Кг = 
= 1,6 * 10 –7
;
Кг 
Кд =>
среда слабощелочная.
Таким образом, верный ответ будет следующим: А–3; Б–2; В–1; Г–4.
Совершенно очевидно, что вероятность правильного ответа на поставленный вопрос невелика. Только в случае определения реакции среды водного раствора фосфата натрия (без привлечения математического расчёта) ответ очевиден. В остальных трёх случаях подобной ясности с выбором правильного ответа нет, в связи с чем и возникает необходимость применения математического расчёта (что вряд ли возможно в условиях проведения ЕГЭ).