double arrow

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 Kh обратно пропорциональна KАОН, 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



Сейчас читают про: