Уравнения гидролиза солей фосфат калия

Please wait.

We are checking your browser. gomolog.ru

Why do I have to complete a CAPTCHA?

Completing the CAPTCHA proves you are a human and gives you temporary access to the web property.

What can I do to prevent this in the future?

If you are on a personal connection, like at home, you can run an anti-virus scan on your device to make sure it is not infected with malware.

If you are at an office or shared network, you can ask the network administrator to run a scan across the network looking for misconfigured or infected devices.

Another way to prevent getting this page in the future is to use Privacy Pass. You may need to download version 2.0 now from the Chrome Web Store.

Cloudflare Ray ID: 6e1ba13f6d3d4bef • Your IP : 85.95.188.35 • Performance & security by Cloudflare

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 —

Третья стадия (ступень) гидролиза

Сокращенное (краткое) ионное уравнение
H₂PO₄ — + HOH ⇄ H₃PO₄ + OH —

Среда и pH раствора ортофосфата калия

В результате гидролиза образовались гидроксид-ионы (OH — ), поэтому раствор имеет щелочную среду (pH > 7).

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.