По аниону среда

Гидролиз идет щелочная

По аниону среда

Гидролиз идет щелочная

По аниону среда

Гидролиз идет щелочная

2 ступень: Na₂НPO₄ + HOH «NaOH + NaH₂PO₄

Na₂НPO₄ «Na⁺ + Na⁺ + НPO₄^–2

HOH «OH^– + H⁺

Запишем полное ионное уравнение:

2 Na⁺ + НPO₄^–2+ HOH «Na⁺ + OH^– + Na⁺ + Н₂PO₄^–1,

Сокращенное уравнение:

НPO₄^–2 + HOH «OH^– + Н₂PO₄^–1,

3 ступень: NaН₂PO₄ + HOH «NaOH + H₃PO₄

NaН₂PO₄ «Na⁺ + Н₂PO₄^–1

HOH «OH^– + H⁺

Запишем полное ионное уравнение:

Na⁺ + Н₂PO₄^–1+ HOH «Na⁺ + OH^– + Na⁺ + Н₃PO₄,

Сокращенное уравнение:

Н₂PO₄^–1 + HOH «OH^– + Н₃PO₄.

При обычных условиях гидролиз протекает преимущественно по 1 ступени. Только при оптимальных условиях при гидролизе могут образовываться продукты гидролиза 2 и 3 ступени.

2. Гидролиз солей, соответствующих слабому основанию и сильной кислоте

Гидролиз таких солей можно записать следующими уравне­ниями:

или в сокращенной ионно-молекулярной форме:

Так как основание АОН — слабое и, следовательно, мало диссоциировано, в растворе в результате гидролиза солей, со­ответствующих слабому основанию и сильной кислоте, появ­ляется избыток ионов Н⁺, и раствор приобретает кислую ре­акцию (рН < 7).

или

Таким образом, в этом случае K_h обратно пропорциональна K_АОН, т.е., чем слабее основание, соответствующее данной со­ли, тем больше константа гидролиза.

Примерами солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой, могут служить NH₄Cl, Al₂(SO₄)₃, Cu(NO₃)₂.

Гидролиз соли NH₄Cl в растворе приводит к образованию слабого основания NH₄ОН и возрастанию равновесной концен­трации ионов водорода:

NH₄ + HOH «NH₄OH^– + H⁺ (pH<7)

3. Гидролиз солей, соответствующих слабому основанию и слабой кислоте

В результате гидролиза таких солей образуются два сла­бых электролита, а реакция среды зависит от соотношения силы этих электролитов. Уравнения гидролиза имеют вид:

Запишем зна­чение константы гидролиза соли, выразив ее через значения констант диссоциации соответствующих слабых электролитов -основания и кислоты:

В этом случае константа гидролиза обратно пропорциональна произведению констант диссоциации обоих слабых электроли­тов, и, очевидно, чем слабее каждый из электролитов, тем больше константа гидролиза данной соли, образованной эти­ми электролитами.

Гидролиз таких солей не зависит от концентрации соли в рас­творе и проходит намного глубже, чем в предыдущих двух слу­чаях.

Примерами солей, соответствующих слабому основанию и сла­бой кислоте, могут служить (NH₄)₂S, (NH₄)₂CO₃, СН₃СОONH₄. Несмотря на то, что гидролиз таких солей протекает намного глубже, чем в случае солей, соответствующих одному слабому электролиту, реакция среды раствора может быть даже нейтральной, если оба электролита (основание и кисло­та) являются электролитами приблизительно одинаковой силы. Например, раствор ацетата аммония СН₃СООNН₄ (с = 0,1 моль/л) имеет реакцию, близкую к нейтральной, хотя степень гидролиза в этом случае примерно в 50 раз выше, чем в растворах хлорида аммония NН₄С1 или ацетата натрия СН₃СОONa с той же концентрацией, т. е. в растворах солей, со­ответствующих только слабому основанию либо только слабой кислоте:

CH₃COONH₄ + HOH «NH₄OH + CH₃COOH