Молекулярное и ионное уравнение гидролиза фосфата калия

Гидролиз солей

Водные растворы солей имеют разные значения рН и показывают различную реакцию среды — кислую, щелочную, нейтральную.

Например, водный раствор хлорида алюминия AlCl₃ имеет кислую среду (рН 7), растворы хлорида натрия NaCl и нитрита свинца Pb(NO₂)₂ — нейтральную среду (pН = 7). Эти соли не содержат в своем составе ионы водорода Н + или гидроксид-ионы ОН — , которые определяют среду раствора. Чем же можно объяснить различные среды водных растворов солей? Это объясняется тем, что в водных растворах соли подвергаются гидролизу.

Слово «гидролиз» означает разложение водой («гидро» — вода, «лизис» — разложение).

Гидролиз — одно из важнейших химических свойств солей.

Гидролизом соли называется взаимодействие ионов соли с водой, в результате которого образуются слабые электролиты.

Сущность гидролиза сводится к химическому взаимодействию катионов или анионов соли с гидроксид-ионами ОН — или ионами водорода Н + из молекул воды. В результате этого взаимодействия образуется малодиссоциирующее соединение (слабый электролит). Химическое равновесие процесса диссоциации воды смещается вправо.

Поэтому в водном растворе соли появляется избыток свободных ионов Н + или ОН — , и раствор соли показывает кислую или щелочную среду.

Гидролиз — процесс обратимый для большинства солей. В состоянии равновесия только небольшая часть ионов соли гидролизуется.

Любую соль можно представить как продукт взаимодействия кислоты с основанием. Например, соль NaClO образована слабой кислотой HClO и сильным основанием NaOH.

В зависимости от силы исходной кислоты и исходного основания соли можно разделить на 4 типа:

Соли I, II, III типов подвергаются гидролизу, соли IV типа не подвергаются гидролизу

Рассмотрим примеры гидролиза различных типов солей.

I. Соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой, подвергаются гидролизу по аниону. Эти соли образованы катионом сильного основания и анионом слабой кислоты, который связывает катион водорода Н + молекулы воды, образуя слабый электролит (кислоту).

Пример: Составим молекулярное и ионные уравнения гидролиза нитрита калия KNO₂.

Соль KNO₂ образована слабой одноосновной кислотой HNO₂ и сильным основанием KОН, что можно изобразить схематически так:

Напишем уравнение гидролиза соли KNO₂:

Каков механизм гидролиза этой соли?

Так как ионы Н + соединяются в молекулы слабого электролита HNО₂, их концентрация уменьшается и равновесие процесса диссоциации воды по принципу Ле-Шателье смещается вправо. В растворе увеличивается концентрация свободных гидроксид-ионов ОН — . Поэтому раствор соли KNO₂ имеет щелочную реакцию (pН > 7).

Вывод: Соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой, при растворении в воде показывают щелочную реакцию среды, pН > 7.

II. Соли, образованные слабым основанием и сильной кислотой, гидролизуются по катиону. Эти соли образованы катионом слабого основания и анионом сильной кислоты. Катион соли связывает гидроксид-ион ОН — воды, образуя слабый электролит (основание).

Пример: Составим молекулярное и ионное уравнения гидролиза йодида аммония NH₄I.

Соль NH₄I образована слабым однокислотным основанием NH₄OH и сильной кислотой НI:

При растворении в воде соли NH₄I катионы аммония NH₄ + связываются с гидроксид-ионами ОН — воды, образуя слабый электролит – гидроксид аммония NH₄OH. В растворе появляется избыток ионов водорода Н + . Среда раствора соли NH₄I – кислая, рН — из молекулы воды и образует слабое основание, и анионом слабой кислоты, который связывает ионы Н + из молекулы воды и образует слабую кислоту. Реакция растворов этих солей может быть нейтральной, слабокислой или слабощелочной. Это зависит от констант диссоциации слабой кислоты и слабого основания, которые образуются в результате гидролиза.

Пример 1: Составим уравнения гидролиза ацетата аммония CH₃COONH₄. Эта соль образована слабой уксусной кислотой СН₃СООН и слабым основанием NH₄ОH:

Реакция раствора соли CH₃COONH₄ – нейтральная (рН=7), потому что K_д(СН₃СООН)=K_д(NH₄ОH).

Пример 2: Составим уравнения гидролиза цианида аммония NH₄CN. Эта соль образована слабой кислотой HCN и слабым основанием NH₄ОH:

Реакция раствора соли NH₄CN — слабощелочная (pН > 7), потому что K_д(NH₄ОH)> K_д(HCN).

Как уже было отмечено, для большинства солей гидролиз является обратимым процессом. В состоянии равновесия гидролизуется только небольшая часть соли. Однако некоторые соли полностью разлагаются водой, т. е. для них гидролиз является необратимым.

Необратимому (полному) гидролизу подвергаются соли, которые образованы слабым нерастворимым или летучим основанием и слабой летучей или нерастворимой кислотой. Такие соли не могут существовать в водных растворах, К ним, например, относятся:

Пример: Составим уравнение гидролиза сульфида алюминия Al₂S₃:

Гидролиз сульфида алюминия протекает практически полностью до образования гидроксида алюминия Al(OH)₃ и сероводорода H₂S.

Поэтому в результате обменных реакций между водными растворами некоторых солей не всегда образуются две новые соли. Одна из этих солей может подвергаться необратимому гидролизу с образованием соответствующего нерастворимого основания и слабой летучей (нераствориой) кислоты. Например:

Суммируя эти уравнения, получаем:

или в ионном виде:

IV. Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием, не гидролизуются, потому что катионы и анионы этих солей не связываются с ионами Н + или ОН — воды, т. е. не образуют с ними молекул слабых электролитов. Равновесие диссоциации воды не смещается. Среда растворов этих солей — нейтральная (рН = 7,0), так как концентрации ионов Н + и ОН — в их растворах равны, как в чистой воде.

Вывод: Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием, при растворении в воде гидролизу не подвергаются и показывают нейтральную реакцию среды (рН = 7,0).

Ступенчатый гидролиз

Гидролиз солей может протекать ступенчато. Рассмотрим случаи ступенчатого гидролиза.

Если соль образована слабой многоосновной кислотой и сильным основанием, число ступеней гидролиза зависит от основности слабой кислоты. В водном растворе таких солей на первых ступенях гидролиза образуются кислая соль вместо кислоты и сильное основание. Ступенчато гидролизуюгся соли Na₂SO₃, Rb₂CО₃, K₂SiO₃, Li₃PO₄ и др.

Пример: Составим молекулярное и ионное уравнения гидролиза карбоната калия K₂СО₃.

Гидролиз соли K₂СО₃ протекает по аниону, потому что соль карбонат калия образована слабой кислотой Н₂СО₃ и сильным основанием KОН:

Так как Н₂СО₃ – двухосновная кислота, гидролиз K₂СО₃ протекает по двум ступеням.

Продуктами первой ступени гидролиза K₂СО₃ являются кислая соль KHCO₃ и гидроксид калия KОН.

Вторая ступень (гидролиз кислой соли, которая образовалась в результате первой ступени):

Продуктами второй ступени гидролиза K₂СО₃ являются гидроксид калия и слабая угольная кислота Н₂СО₃. Гидролиз по второй ступени протекает в значительно меньшей степени, чем по первой ступени.

Среда раствора соли K₂СО₃ — щелочная (рН > 7), потому что в растворе увеличивается концентрация ионов ОН — .

Если соль образована слабым многокислотным основанием и сильной кислотой, то число ступеней гидролиза зависит от кислотности слабого основания. В водных растворах таких солей на первых ступенях образуется основная соль вместо основания и сильная кислота. Ступенчато гидролизуются соли MgSО₄, CoI₂, Al₂(SO₄)₃, ZnBr₂ и др.

Пример: Составим молекулярное и ионное уравнения гидролиза хлорида никеля (II) NiCl2.

Гидролиз соли NiCl₂ протекает по катиону, так как соль образована слабым основанием Ni(OH)₂ и сильной кислотой НСl. Катион Ni 2+ связывает гидроксид-ионы ОН — воды. Ni(OH)₂ — двухкислотное основание, поэтому гидролиз протекает по двум ступеням.

Продуктами первой ступени гидролиза NiCl₂ являются основная соль NiOHCl и сильная кислота HCl.

Вторая ступень (гидролиз основной соли, которая образовалась в результате первой ступени гидролиза):

Продуктами второй ступени гидролиза являются слабое основание гидроксид никеля (II) и сильная хлороводородная кислота НCl. Однако степень гидролиза по второй ступени намного меньше, чем по первой ступени.

Среда раствора NiCl₂ — кислая, рН + .

Гидролизу подвергаются не только соли, но и другие неорганические соединения. Гидролизуются также жиры, углеводы, белки и другие вещества, свойства которых изучаются в курсе органической химии. Поэтому можно дать более общее определение процесса гидролиза:

Гидролиз — это реакция обменного разложения веществ водой.

Гидролиз ортофосфата калия

K₃PO₄ — соль образованная сильным основанием и слабой кислотой, поэтому реакция гидролиза протекает по аниону.

Первая стадия (ступень) гидролиза

Полное ионное уравнение
3K + + PO₄ 3- + HOH ⇄ 2K + + HPO₄ 2- + K + + OH —

Сокращенное (краткое) ионное уравнение
PO₄ 3- + HOH ⇄ HPO₄ 2- + OH —

Вторая стадия (ступень) гидролиза

Полное ионное уравнение
2K + + HPO₄ 2- + HOH ⇄ K + + H₂PO₄ — + K + + OH —

Сокращенное (краткое) ионное уравнение
HPO₄ 2- + HOH ⇄ H₂PO₄ — + OH —

Лабораторная работа

Главная > Документ

ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ

Цель работы : Ознакомление студентов с явлением гидролиза солей и практическими следствиями этого явления.

Основные теоретические положения.

Гидролизом называется обменная реакция взаимодействия соли с водой, приводящая к смещению равновесия диссоциации воды и, как правило, к изменению кислотности среды.

Гидролизу могут подвергаться только те соли, ионы которых способны связывать Н + или ОН – – ионы воды в малодиссоциированные соединения, т.е. соли, образованные слабыми кислотами и (или) слабыми основаниями. Соли, образованные сильными кислотами и сильными основаниями, гидролизу не подвергаются.

В результате гидролиза солей образуется либо кислота (кислая соль) и основание, либо основание (основная соль) и кислота. Следовательно, процесс гидролиза соли можно рассматривать как процесс, обратный реакции нейтрализации. Так как реакции нейтрализации обычно идут практически до конца (практически необратимо), то равновесие реакции гидролиза смещено в сторону реагирующих веществ. Концентрация продуктов гидролиза соли, как правило, мала.

1.1 Гидролиз солей, образованных сильным основанием и слабой кислотой.

Гидролиз ацетата натрия CH 3 COONa.

В водном растворе:

CH 3 COONa CH 3 COO – + Na +

H 2 O H + + OH –

Ионы CH 3 COO – и H + связываются, образуя слабую малодиссоциированную уксусную кислоту и вызывая смещение равновесия диссоциации воды вправо, в сторону увеличения концентрации OH – .

Уравнение реакции гидролиза ацетата натрия:

CH 3 COONa +H 2 O CH 3 COOH + NaOH

CH 3 COO – + Na + + H 2 O CH 3 COOH + Na + +OH – ,

CH 3 COO – + H 2 O CH 3 COOH +OH – ,

Реакция среды при гидролизе соли, образованной сильным основанием и слабой кислотой, – щелочная.(pH>7).

Гидролиз фосфата калия K 3 PO 4 .

Эта соль образована сильным основанием и трехосновной слабой кислотой. Гидролиз солей, образованных многоосновными слабыми кислотами, проходит ступенчато:

K 3 PO 4 + H 2 O K 2 HPO 4 + KOH

K 3 PO 4 3K + + PO 4 3–

H 2 O OH – + H +

PO 4 3– + H 2 O HPO 4 2– +OH – ,

K 2 HPO 4 + H 2 O KH 2 PO 4 + KOH

K 2 HPO 4 2K + + HPO 4 –

H 2 O OH – + H +

H 2 PO 4 2– + H 2 O H 2 PO 4 – +OH – ,

KH 2 PO 4 + H 2 O H 3 PO 4 + KOH

KH 2 PO 4 K + + H 2 PO 4 –

H 2 O OH – + H +

H 2 PO 4 – + H 2 O H 3 PO 4 +OH – ,

Наиболее полно гидролиз протекает по I ступени и практически не протекает по второй и третьей.

Так как равновесие реакции гидролиза сильно смещено в сторону реагирующих веществ, то в растворе при обычных условиях обнаруживаются лишь продукты гидролиза по I ступени. Лишь при условиях, особо благоприятствующих гидролизу, можно обнаружить продукты II и III ступеней гидролиза.

1.2 Гидролиз солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой.

Гидролиз нитрата аммония NH 4 NO 3 .

Нитрат аммония диссоциирует на ионы NO 3 – и ионы NH 4 + . Ионы NH 4 + связывают ионы OH – воды, вызывая смещение равновесия диссоциации воды в сторону увеличения концентрации H + – ионов в растворе.

NH 4 NO 3 NO 3 + NH 4 +

H 2 O H + + OH –

Уравнение гидролиза в молекулярной форме:

NH 4 NO 3 + H 2 O NH 4 OH + HNO 3 ;

NH 4 + + NO 3 – + H 2 O NH 4 OH + H + + NO 3 –

NH 4 + + H 2 O NH 4 OH + H +

Реакция среды при гидролизе соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой, – кислая ( рН 4 .

Сульфат цинка образован сильной кислотой и слабым двухкислотным основанием. Гидролиз этой соли может протекать по 2 ступеням, хотя при обычных условиях практически ограничивается лишь I ступенью.

2ZnSO 4 + 2H 2 O (ZnOH) 2 SO 4 + H 2 SO 4

ZnSO 4 SO 4 2– + Zn 2+

H 2 O H + + OH –

Zn 2+ +H 2 O ZnOH + + H +

(ZnOH) 2 SO 4 + 2H 2 O 2Zn(OH) 2 + H 2 SO 4

(ZnOH) 2 SO 4 SO 4 2– + 2 ZnOH +

H 2 O H + + OH –

ZnOH + + H 2 O Zn(OH) 2 + H + ,

Реакция среды кислая (рН 1.3 Гидролиз солей, образованных слабым основанием и слабой кислотой.

Подобные соли легче других подвергаются гидролизу, так как ионы этих солей одновременно связываются обоими ионами воды с образованием двух слабых электролитов.

Реакция среды в растворах таких солей зависит от относительной силы кислоты и основания, т.е. водные растворы таких солей могут иметь нейтральную, кислую, или щелочную реакцию в зависимости от констант диссоциации образующихся кислот и оснований.

Гидролиз ацетата аммония CH 3 COONH 4

Соль CH 3 COONH 4 образованна слабым основанием NH 4 OH и слабой кислотой CH 3 COOH одинаковой силы. (К дис. NH 4 OH =1.8∙10 -5 ; К дис. CH 3 COOH =1.8∙10 -5 ).

Реакция гидролиза в молекулярной форме:

CH 3 COONH 4 +H 2 O NH 4 OH + CH 3 COOH

в ионно-молекулярной форме:

NH 4 + + CH 3 COO – + H 2 O NH 4 OH + CH 3 COOH.

Поскольку концентрация ацетат-ионов и ионов аммония в растворе одинаковы, а константы диссоциации кислоты и основания равны, то реакция среды будет нейтральной (рН=7).

В результате реакции гидролиза цианида аммония NH 4 CN (К дис. HCN =7.2∙10 -10 ; К дис. NH 4 OH =1.8∙10 -5 )

NH 4 CN +H 2 O NH 4 OH + HCN

среда будет слабощелочной (рН>7).

Гидролиз соли, образованной слабым многокислотным

основанием и слабой многоосновной кислотой, например, Al 2 S 3 .

Уравнение реакции гидролиза этой соли:

Al 2 S 3 + 6H 2 O 2Al(OH) 3 ↓+ 3H 2 S↑

Ион алюминия связывает ион гидроксила

Al 3+ + H 2 O AlOH 2+ + H + ,

а сульфид-ион связывает ионы водорода:

S 2– + H 2 O HS – + OH –

В результате в растворе нет накопления ни ионов H + , ни ионов OH – , гидролиз протекает до полного разложения соли с образованием продуктов Al(OH) 3 и H 2 S.

1.4 Степень гидролиза .

Количественно процесс гидролиза можно характеризовать степенью гидролиза h (%).

h (%) = число гидролизованных молекул соли ∙ 100

общее число растворенных молекул соли

Степень гидролиза зависит от химической природы образующейся при гидролизе кислоты (основания) при прочих равных условиях.

Например, одномолярные растворы ацетата натрия и цианида натрия при 22°С гидролизованы соответственно следующим образом:

на 0,003% (К дис. CH 3 COOH =1.8∙10 -5 )

на 5% (К дис. HCN =7.9∙10 -10 )

1.5 Факторы, влияющие на с тепень гидролиза соли .

Основные факторы, влияющие на степень гидролиза соли: природа соли, концентрация соли, температура, добавление кислоты, щелочи или других солей.

Влияние природы соли на степень ее гидролиза определяется тем, что чем более слабым электролитом (основанием или кислотой) образована данная соль, тем в большей степени она подвержена гидролизу.

По мере уменьшения концентрации соли ее гидролиз усиливается, так как гидролиз соли лимитирован ничтожным количеством H + и OH – -ионов, образующихся при диссоциации воды. Чем больше ионов воды приходится на долю ионов соли, тем полнее идет гидролиз.

С увеличением температуры диссоциация воды несколько возрастает, что благоприятствует протеканию гидролиза.

Влияние добавления в раствор соли кислоты, основания или другой соли можно определить исходя из принципа Ле-Шателье. В том случае, когда добавляемые электролиты связывают продукты гидролиза соли, гидролиз соли усиливается. Если же добавляемый электролит увеличивает концентрацию продуктов гидролиза или связывает исходные вещества, то гидролиз соли уменьшается.

CH 3 COONa +H 2 O CH 3 COOH + NaOH

CH 3 COO – + H 2 O CH 3 COOH +OH –

Прибавление к этому раствору щелочи, т.е. ионов OH – , или другой соли, образованной слабой кислотой и сильным основанием смещает равновесие гидролиза в сторону реагирующих веществ, а добавление кислоты, т.е. ионов H + , или соли, образованной сильной кислотой и слабым основанием смещает равновесие гидролиза в сторону продуктов реакции.

Пример взаимодействия растворов двух солей, взаимно усиливающих гидролиз друг друга.

В растворах карбоната натрия Na 2 CO 3 и сульфата алюминия Al 2 (SO 4 ) 3 , взятых порознь устанавливаются равновесия:

CO 3 2– + H 2 O HCO 3 – + OH –

Al 3+ + H 2 O AlOH 2+ + H +

и гидролиз этих солей ограничивается практически первой ступенью. Если смещать растворы этих солей, то ионы H + и OH – уходят из сферы реакции в виде малодиссоциирующей воды, что смещает оба равновесия вправо и активизирует последующие ступени гидролиза, что приводит к образованию осадка Al(OH) 3 и газа CO 2 .

Al 2 (SO 4 ) 3 + 3Na 2 CO 3 + 3H 2 O → 2Al(OH) 3 ↓ + 3CO 2 ↑ + 3Na 2 SO 4

2Al 3+ + 3CO 3 2– + 3H 2 O → 2Al(OH) 3 ↓ + 3CO 2 ↑.

Опыт 1. Различные случаи гидролиза солей.

Взять пять пробирок.

В первую пробирку налить 1 мл раствора хлорида аммония NH 4 Cl, во вторую – 1 мл раствора ацетата натрия CH 3 COONa, в третью – 1 мл раствора хлорида натрия NaCl, в четвертую – 1 мл раствора карбоната натрия Na 2 CO 3 , в пятую – 1 мл воды.

Затем в каждую пробирку добавить 1 – 2 капли раствора универсального индикатора. Отметить окраску растворов в пробирках. Определить значение рН раствора, пользуясь данными таблицы 1.