Гидролиз фосфатов, уравнения и примеры

Химия

alt

Узнай стоимость своей работы

Бесплатная оценка заказа!

Оценим за полчаса!

Гидролиз- обменная реакция соли с водой (сольволиз водой).При этом исходное вещество разрушается водой, с образованием новых веществ.

Так как гидролиз является реакцией ионного обмена, то его движущей силой является образование слабого электролита (выпадение осадка или(и)выделение газа).

Важно помнить, что реакция гидролиза является реакцией обратимой(в большинстве случаев), но также существует необратимый гидролиз(протекает до конца, исходного вещества в растворе не будет).

Гидролиз- процесс эндотермический (при повышении температуры возрастает и скорость гидролиза, и выход продуктов гидролиза).

 Как видно из определения, что гидролиз обменная реакция, то можно предположить, что к металлу идет OH-группа (+ возможный кислотный остаток, если образуется основная соль (при гидролизе соли, образованной сильной кислотой и слабым многокислотным основанием)), а к кислотному остатку идет протон водорода H+ (+ возможный ион металла и ион водорода, с образованием кислой соли, если гидролизуется соль, образованная слабой многоосновной кислотой)).

Существует 4 типа гидролиза:

alt

Узнай стоимость своей работы

Бесплатная оценка заказа!
Читайте также:  Валентность урана (u), формулы и примеры

Оценим за полчаса!

1.     Соль, образованная сильным основанием и сильной кислотой. Так как уже было указанно выше гидролиз- реакция ионного обмена, и она протекает лишь в случае образования слабого электролита.

Как описанной выше, к металлу идёт OH- группа, а к кислотному остатку идет протон водорода H+, но ни сильное основание, ни сильная кислота не являются слабыми электролитами, следовательно гидролиз в данном случае не идёт:

NaCl+HOH≠NaOH+HCl

Реакция среды близка к нейтральной: pH≈7

2.     Соль образованна слабым основанием и сильной кислотой. Как указанно выше:к металлу идёт OH- группа, а к кислотному остатку идет протон водорода H+. Например:

  • NH4Cl+HOH↔NH4OH+HCl
  • NH4++Cl-+HOH↔NH4OH+H++Cl-
  • NH4++HOH↔NH4OH+H+
  • Как видно из примера-гидролиз идёт по катиону, реакция среды –кислая pH< 7.При написании  уравнений гидролиза для солей, образованных сильной кислотой и слабым многокислотным основанием, то в правой части следует писать основную соль, так как гидролиз идёт только по первой ступени:
  • FeCl2+HOH↔FeOHCl+HCl
  • Fe2++2Cl-+HOH↔FeO++H++2Cl-
  • Fe2++HOH↔FeOH++H+

3.     Соль образованна слабой кислотой и сильным основанием.Как указанно выше: к металлу идёт OH- группа, а к кислотному остатку идет протон водорода H+Например:

  1. CH3COONa+HOH↔NaOH+CH3COOH
  2. СH3COO-+Na++HOH↔Na++CH3COOH+OH-
  3. СH3COO-+HOH↔+CH3COOH+OH-

Гидролиз идёт по аниону, реакция среды- щелочная, pH>7.При написании уравнений гидролиза соли, образованной слабой многоосновной кислотой и сильным основанием, в правой части следует писать образование кислой соли, гидролиз идёт по 1 ступени. Например:

  • Na2CO3+HOH↔NaOH+NaHCO3
  • 2Na++CO32-+HOH↔HCO3-+2Na++OH-
  • CO32-+HOH↔HCO3-+OH-

4.     Соль образованна слабым основанием и слабой кислотой. Это единственный случай, когда гидролиз идёт до конца, является необратимым(до полного расходования исходной соли).Например:

СH3COONH4+HOH↔NH4OH+CH3COOH

Это единственный случай, когда гидролиз идёт до конца. Гидролиз идёт и по аниону, и по катиону, реакцию среды предугадать сложно, но она близка к нейтральной: pH≈7.

  1. Также существует константа гидролиза, рассмотрим ее на примере ацетатного иона, обозначив его Ac-. Как видно из примеров выше уксусная(этановая) кислота является слабой кислотой, а, следовательно, ее соли гидролизуются по схеме:
  2. Ac-+HOH↔HAc+OH-
  3. Найдём константу равновесия для этой системы:

Гидролиз фосфатов, уравнения и примеры

  • Зная ионное произведение воды , мы можем через него выразить концентрацию [OH]-,
  •  Гидролиз фосфатов, уравнения и примеры
  • Подставляя это выражение в уравнение для константы гидролиза, мы получаем:

Гидролиз фосфатов, уравнения и примеры Гидролиз фосфатов, уравнения и примеры

Подставляя константу ионизации воды в уравнение, мы получаем:

Гидролиз фосфатов, уравнения и примеры

Но константа диссоциации кислоты(на примере хлороводородной кислоты) равна:

Гидролиз фосфатов, уравнения и примеры

Где [H3O+] представляет собой гидратированный протон водорода: [H+].Аналогично и для уксусной кислоты, как в примере. Подставляя значение для константы диссоциации кислоты в уравнение константы  гидролиза, мы получаем:

Как следует из примера, если соль образованна слабым основанием, то в знаменателе будет стоять константа диссоциации основания, вычисляемая по тому же признаку что и константа диссоциации кислоты. Если соль образованна слабым основанием и слабой кислотой, то в знаменателе будет стоять произведение констант диссоциаций кислоты и основания.

Степень гидролиза.

Так же есть еще одна величина, характеризующая гидролиз- степень гидролиза-α.Которая равна отношение количества (концентрации) соли, подвергающейся гидролизу, к общему количеству (концентрации) растворенной соли Степень гидролиза зависит от концентрации соли, температуры раствора.

Она увеличивается при разбавлении раствора соли и при увеличении температуры раствора.

Напомним, что больше разбавлен раствор, тем меньше молярная концентрация исходной соли; а степень гидролиза возрастает при повышении температуры, так как гидролиз- процесс эндотермический, как было указанно выше.

Степень гидролиза соли тем выше, чем слабее кислота или основание, её образующие. Как следует из уравнения степени гидролиза и типов гидролиза: при необратимом гидролизе α≈1.

Степень гидролиза и константа гидролиза взаимосвязаны через уравнение Оствальда (Вильгельм Фридрих Оствальд-закон разбавления Оствальда,выведен в 1888 году).

Закон разбавления показывает, что степень диссоциации электролита зависит от его концентрации и константы диссоциации.

Примем начальную концентрацию вещества за C0, а продиссоциировавшую часть вещества- за γ, напомним, схему диссоциации вещества в растворе:

AB↔A++B-

Тогда закон Оствальда можно выразить следующим образом:

Гидролиз фосфатов, уравнения и примеры

Напомним, что в уравнение стоят концентрации в момент равновесия. Но если вещество малодиссоциировавшее, то (1-γ)→1, что приводит уравнение Оствальда в вид: Kд=γ2 C0.

  1. Аналогично связанна степень гидролиза с его константой:
  2. В подавляющем большинстве случаев используется именно эта формула. Но при необходимости, можно выразить степень гидролиза через такую формулу:
  3. Особые случаи гидролиза:
  4. 1)    Гидролиз гидридов (соединений водорода с элементами (тут мы рассмотрим только металлы 1 и 2 групп и метам), где водород проявляетстепень окисления -1):
  5. NaH+HOH→NaOH+H2↑
  6. CaH2+2HOH→ Ca(OH)2+2H2↑
  7. CH4+HOH→CO+3H2↑
  8.  Реакция с метаном- один из промышленных способов получения водорода.
  9. 2)    Гидролиз пероксидов. Пероксиды щелочных и щелочноземельных металлов разлагаются водой, с образованием соответствующего гидроксида и пероксида водорода (или кислорода):
  10. Na2O2+2H2O→2NaOH+H2O2
  11. Na2 O2+2H2O→2NaOH+O2↑
  12.  3)    Гидролиз нитридов.
  13. Ca3N2+6HOH→3Ca(OH)2+2NH3↑
  14. 4)    Гидролиз фосфидов.
  15. K3P+3HOH→3KOH+PH3↑

Выделяющийся газ PH3-фосфин, очень ядовит, поражает нервную систему. Так же способен к самовозгоранию при контакте с кислородом. Гуляли когда-нибудь ночью по болоту или ходили мимо кладбищ? Видели редкие всплески огней- «блуждающие огни», появляются, так как горит фосфин.

  • 5)    Гидролиз карбидов. Здесь будут приведены две реакции имеющие практическое применение, так как с их помощью получаются 1 члены гомологического ряда алканов (реакция 1) и алкинов (реакция 2):
  • Al4C3+12HOH→4Al(OH)3+3CH4↑(реакция 1)
  • СaC2+2HOH→Ca(OH)2+2C2H2↑(реакция 2, продукт – ацителен, по UPAС этин)

6)    Гидролиз силицидов. В результате этой реакции образуется 1 представитель гомологического ряда силанов (всего их 8) SiH4 — мономерный ковалентный гидрид.

  1. Mg2 Si+4HOH→2Mg(OH)2+SiH4
  2. 7)    Гидролиз галогенидов фосфора. Здесь будут рассмотрены хлориды фосфора 3 и 5, являющиеся хлорангидридами фосфористой и фосфорной кислот соответственно:
  3. PCl3+3H2O=H3PO3+3HCl
  4. PCl5+4H2O=H3PO4+5HCl
  5. 8)    Гидролиз органических веществ.Жиры гидролизуются, с образованием глицерина (C3H5(OH)3) и карбоновой кислоты(пример предельной карбоновой кислоты) (CnH(2n+1)COOH)
  6. Сложные эфиры:
  7. СH3COOCH3+H2O↔CH3COOH+CH3OH
  8. Алкоголята:
  9. C2H5ONa+H2O↔C2H5OH+NaOH

Живые организмы осуществляют гидролиз различных органических веществ в ходе реакций катаболизма при участии ферментов. Например, в ходе гидролиза при участии пищеварительных ферментов белки расщепляются на аминокислоты, жиры — на глицерин и жирные кислоты, полисахариды  — на моносахариды (например, на глюкозу).

При гидролизе жиров в присутствии щелочей получают мыло; гидролиз жиров в присутствии катализаторов применяется для получения глицина и жирных кислот.

Задачи

1)    Степень диссоциации а уксусной кислоты в 0,1 М растворе при 18 °С равна 1,4·10–2. Рассчитайте константу диссоциации кислоты Кд.(подсказка- используйте уравнение Оствальда.)

  • 2)    Какую массу гидрида кальция нужно растворить в воде, чтобы выделившемся газом восстановить до железа 6,96г оксида железа(II,III)?
  • 3)    Напишите уравнение реакции Fe2(SO4)3 + Na2CO3 + H2O
  • 4)    Рассчитайте степень, константу гидролиза соли Na2SO3 для концентрации См = 0,03 М, учитывая только 1-ю ступень гидролиза. (Константу диссоциации сернистой кислоты принять равной 6,3∙10-8)
  • Решения:
  • a)     Подставим данные задачи в закон разбавления Оствальда:
  • b)    Kд = [a2/(1 – a)]·[C] = (1,4·10–2)·0,1/(1 – 0,014) = 1,99·10–5

Ответ. Кд = 1,99·10–5.

c)     Fe3O4+4H2→4H2O+3Fe

CaH2+HOH→Ca(OH)2+2H2↑

Находим количество молей оксида железа(II,III), оно равно отношению массы данного вещества к его молярной массе, получаем 0,03(моль).По УХР находим, что моли гидрида кальция равны 0,06(моль).Значит масса гидрида кальция равна 2,52(грамма).

  1. Ответ: 2,52(грамма).
  2. d)    Fe2(SO4 )3 +3Na2CO3 +3H2 O→3СO2↑+2Fe(OH)3↓+3Na2 SO4
  3. e)     Сульфит натрия подвергается гидролизу по аниону, реакция среды раствора соли щелочная (рН > 7): SO32- + H2O OH- + HSO3- Константа гидролиза (уравнение смотрите выше )равна : 10-14 / 6,3*10-8 = 1,58*10-7 Степень гидролиза рассчитывается по формуле α2/(1 — α) = Кh/С0. Итак, α = (Кh/С0)1/2 = (1,58*10-7 / 0,03)1/2 = 2,3*10-3
  4. Ответ: Kh=1,58*10-7 ;α =2,3*10-3
  5. Автор статьи: Каштанов Артём Денисович
  6. Редактор: Харламова Галина Николаевна

Источник: http://www.teslalab.ru/articles/chemistry/34/

Гидролиз солей

Исследуем действие универсального индикатора на растворы некоторых солейГидролиз фосфатов, уравнения и примеры
Гидролиз фосфатов, уравнения и примеры

Как мы видим, среда первого раствора — нейтральная (рН=7), второго — кислая (рН < 7 ), третьего щелочная (рН > 7).  Чем же объяснить  столь интересный факт? ????

Для начала, давайте вспомним, что такое pH и от чего он зависит.

pH- водородный показатель,  мера концентрации ионов водорода в растворе (по первым буквам латинских слов potentia hydrogeni — сила водорода).

pH вычисляется как отрицательный десятичный логарифм концентрации водородных ионов, выраженной в молях на один литр:

В чистой воде при 25 °C концентрации ионов водорода [H+] и гидроксид-ионов [OH—] одинаковы и составляют 10-7 моль/л (рН=7).

Когда концентрации обоих видов ионов в растворе одинаковы,  раствор имеет нейтральную реакцию.  Когда [H+] > [OH—]  раствор является кислым, а при [OH—] > [H+] — щелочным.

За счет чего же в некоторых водных растворах солей происходит нарушение равенства концентраций ионов водорода и гидроксид-ионов?

Дело в том, что происходит смещение равновесия диссоциации воды вследствие связывания одного из ее ионов ([H+] или [OH—]) с ионами соли с образованием малодиссоциированного, труднорастворимого или летучего продукта. Это и есть суть гидролиза.

  • Гидролиз солей — это химическое взаимодействие ионов соли с ионами воды, приводящее к образованию слабого электролита -кислоты (или кислой соли), или основания (или основной соли).
  • Слово «гидролиз» означает разложение водой («гидро»-вода, «лизис» — разложение).
  • В зависимости от того какой ион соли вступает во взаимодействие с водой, различают три типа гидролиза:
  1. žгидролиз по катиону (в реакцию с водой вступает только катион);
  2. žгидролиз по аниону (в реакцию с водой вступает только анион);
  3. žсовместный гидролиз — гидролиз по катиону и по аниону (в реакцию с водой вступает и катион, и анион).

Любую соль  можно рассматривать как продукт, образованный взаимодействием основания и кислоты:

Гидролиз фосфатов, уравнения и примеры

Гидролиз фосфатов, уравнения и примеры

Гидролиз соли – взаимодействие ее ионов с водой, приводящее к появлению кислотной или щелочной среды, но не сопровождающееся образованием осадка или газа.

Процесс гидролиза протекает только с участием растворимых солей и состоит из двух этапов:
1) диссоциация соли в растворе – необратимая реакция (степень диссоциации , или 100%);
2) собственно гидролиз, т.е. взаимодействие ионов соли с водой, — обратимая реакция (степень гидролиза  ˂  1, или 100%)
Уравнения 1-го и 2-го этапов – первый из них необратим, второй обратим – складывать нельзя!

Отметим, что соли, образованные катионами щелочей и анионами сильных кислот, гидролизу не подвергаются, они лишь диссоциируют при растворении в воде. В растворах солей KCl, NaNO3, NaSO4 и BaI  среда нейтральная.

Гидролиз по аниону

В случае взаимодействия анионов растворенной соли с водой процесс называется гидролизом соли по аниону.

1) KNO2 = K+ + NO2—          (диссоциация)
2) NO2— + H2O ↔ HNO2 + OH—  (гидролиз)
Диссоциация соли KNO2  протекает полностью, гидролиз аниона NO2 – в очень малой степени (для 0,1 М раствора – на 0,0014%), но этого оказывается достаточно, чтобы раствор стал щелочным (среди продуктов гидролиза присутствует ион OH—), в нем pH = 8,14.
Гидролизу подвергаются анионы только слабых кислот (в данном примере – нитрит-ион NO2, отвечающий слабой азотистой кислоте HNO2). Анион слабой кислоты притягивает к себе катион водорода, имеющийся в воде, и образует молекулу этой кислоты, а гидроксид-ион остается свободным:
NO2— + H2O (H+, OH—) ↔ HNO2 + OH—
Примеры:

а)   NaClO = Na+ + ClO—

ClO— + H2O ↔ HClO + OH—
б)  LiCN = Li+ + CN—
CN— + H2O ↔ HCN + OH—
в)  Na2CO3 = 2Na+ + CO32-
     CO32- + H2O ↔ HCO3— + OH—
г)  K3PO4 = 3K+ + PO43-
PO43- + H2O ↔ HPO42- + OH—
д)  BaS = Ba2+ + S2-
S2- + H2O ↔ HS— + OH—
  Обратите внимание, что в примерах (в- д) нельзя увеличить число молекул воды и вместо гидроанионов (HCO3, HPO4, HS) писать формулы соответствующих кислот (H2CO3, H3PO4, H2S). Гидролиз – обратимая реакция, и протекать «до конца» (до образования кислоты) он не может.
Если бы такая неустойчивая кислота, как H2CO3, образовывалась в растворе своей соли NaCO3, то наблюдалось бы выделение из раствора газа  CO2 (H2CO3  =  CO2+ H2O). Однако, при растворении соды в воде образуется прозрачный раствор без газовыделения, что является свидетельством неполноты  протекания гидролиза аниона с появлением в растворе только гидранионов угольной кислоты HCO3— .
Степень гидролиза соли по аниону зависит от степени диссоциации продукта гидролиза – кислоты. Чем слабее кислота, тем выше степень гидролиза. Например, ионы CO32- , PO43- и S2- подвергаются гидролизу в большей степени, чем ион NO2, так как диссоциация H2CO3 и H2S по 2-й ступени, а H3PO4 по 3-тей ступени протекает значительно меньше, чем  диссоциация кислоты HNO2. Поэтому растворы, например, Na2CO3, K3PO4 и BaS будут сильнощелочными (в чем легко убедиться по мылкости соды на ощупь).
 Избыток ионов  ОН  в  растворе  легко  обнаружить  индикатором  или  измерить  специальными приборами (рН-метрами).
Если  в  концентрированный  раствор  сильно  гидролизующейся  по  аниону  соли,

Читайте также:  Силы трения, все виды (покоя, скольжения, качения)

например Na2CO3, внести алюминий, то последний (вследствие амфотерности) прореагирует со щелочью и  будет  наблюдаться  выделение  водорода.  Это  –  дополнительное  доказательство протекания гидролиза, ведь в раствор соды  мы не добавляли щелочь NaOH!

Обратите особое внимание на соли кислот средней силы — ортофосфорной и сернистой.

По первой ступени эти кислоты диссоциируют довольно хорошо, поэтому их кислые соли гидролизу не подвергаются, и среда раствора таких солей — кислая (из-за наличия катиона водорода в составе соли).

А средние соли гидролизуются по аниону — среда щелочная. Итак, гидросульфиты, гидрофосфаты и дигидрофосфаты — не гидролизуются по аниону, среда кислая. Сульфиты и фосфаты — гидролизуются по аниону, среда щелочная.

В  случае  взаимодействия  катиона  растворенной  соли  с  водой  процесс  называется
гидролизом соли по катиону

1) Ni(NO3)2 = Ni2+ + 2NO3− (диссоциация)
2) Ni2+ + H2O ↔ NiOH+ + H+ (гидролиз)

Диссоциация соли Ni(NO3)2 протекает нацело, гидролиз катиона Ni2+ − в очень малой степени (для 0,1М раствора − на 0,001%), но этого оказывается достаточно, чтобы среда стала кислотной (среди продуктов гидролиза присутствует ион H+).

Гидролизу подвергаются катионы только малорастворимых основных и амфотерных гидроксидов и катион аммония NH4+. Катион металла отщепляет от молекулы воды гидроксид-ион и освобождает катион водорода H+.

Катион аммония в результате гидролиза образует слабое основание − гидрат аммиака и катион водорода:

NH4+ + H2O ↔ NH3 · H2O + H+

Обратите внимание, что нельзя увеличивать число молекул воды и вместо  гидроксокатионов  (например, NiOH+) писать  формулы  гидроксидов (например, Ni(OH)2).

Если бы гидроксиды образовались, то из растворов солей выпали бы осадки, чего не наблюдается (эти соли образуют прозрачные растворы).
Избыток  катионов водорода  легко  обнаружить  индикатором  или  измерить  специальными приборами.

  В  концентрированный  раствор  сильно  гидролизующейся  по катиону соли,  вносится магний или цинк, то последние реагируют с кислотой с выделением водорода.

Если соль нерастворимая — то гидролиза нет, т.к ионы не взаимодействуют с водой.

Гидролиз фосфатов, уравнения и примеры

  1. Как гидролиз можно усилить:
  2. •Добавить воды.
  3. •Нагреть раствор (увеличится диссоциация воды).
  4. •Связать один из продуктов гидролиза в труднорастворимое соединение или удалить один из продуктов в газовую фазу.
  5. Как гидролиз можно подавить:
  6. •Увеличить концентрацию растворённого вещества.
  7. •Охладить раствор.
  8. •Ввести в раствор один из продуктов гидролиза: подкислять (если рН 7).

Гидролиз фосфатов, уравнения и примеры

Источник: http://himege.ru/gidroliz-solej/

Гидролиз солей

Men+ + H-OH ⇆ MeOH(n-1)+ + H+

Написав формулу образовавшейся частицы, тут же обсуждаем, что это за частица, будет ли она иметь заряд и какой, приходим к выводу, что, как правило, это гидроксокатион. А что останется от молекулы воды? Какую реакцию водного раствора обуславливает избыток этих частиц? Какова будет реакция индикатора? А теперь проверим нашу гипотезу (следует демонстрация опыта).

Теперь школьники могут самостоятельно сделать вывод:

    Гидролиз по катиону приводит к образованию гидроксокатионов и ионов водорода (среда раствора кислая).

Отмечаем, что только иногда, при n=1, вместо гидроксокатионов получаем молекулы слабого основания.

А может ли гидроксокатион вступить в реакцию со следующей молекулой воды? Сообщаем, что это будет вторая ступень гидролиза, и что каждая следующая ступень протекает в тысячи раз слабее, чем предыдущая, что даже первая ступень протекает обычно на доли процента. Поэтому, как правило, рассматривается только первая ступень гидролиза.

Гидролиз по аниону разбираем аналогично, записываем уравнение:

Ann– + H-OH ⇆ HAn(n-1)– + OH–

Подводим учеников к выводу:

    Гидролиз по аниону приводит к образованию гидроанионов и гидроксид-ионов (среда раствора щелочная).

Совместный гидролиз. Из самого названия следует, что в этом случае в растворе протекают две выше рассмотренные реакции. Предлагаем школьникам проанализировать их и сделать вывод о реакции среды.

Опровергаем (можно экспериментом) представление о том, что среда будет нейтральной. Одинаковое число ионов водорода и гидроксид-ионов только на бумаге.

На самом деле здесь протекают две независимые обратимые реакции, и каких ионов в растворе окажется больше, зависит от степени протекания каждой реакции. А это, в свою очередь, зависит от того, что слабее, кислота или основание.

Если слабее основание, то в большей степени будет протекать гидролиз по катиону и среда раствора будет кислой. Если слабее основание – наоборот. Как исключение, возможен случай, когда среда будет почти нейтральной, но это только исключение.

Одновременно обращаем внимание учащихся на то, что связывание гидроксид-ионов и ионов водорода в воду приводит к уменьшению их концентрации в растворе.

Предлагаем вспомнить принцип Ле Шателье и подумать, как это повлияет на равновесие.

Подводим их к выводу, что при совместном гидролизе степень его протекания будет значительно выше, и, в отдельных случаях, это может привести к полному гидролизу.

Полный гидролиз. Для полного протекания гидролиза нужно, чтобы соль была образована очень слабой кислотой и очень слабым основанием. Кроме того, желательно, чтобы один из продуктов гидролиза, уходил из сферы реакции в виде газа.

(Малорастворимые вещества, остающиеся в контакте с раствором, вообще говоря, не уходят из сферы реакции, поскольку все равно, сколько то растворимы.) Поэтому полному гидролизу подвергаются обычно соли газообразных или неустойчивых кислот: сероводородной, угольной, отчасти сернистой.

К ним примыкают вещества, которые в обычном понимании уже не являются солями: нитриды, фосфиды, карбиды, ацетилениды, бориды. Полностью гидролизуются также алкоголяты.

Если вернуться к обычным солям, то полностью гидролизующиеся соли (карбонаты, сульфиды алюминия, хрома(III), железа(III)) нельзя получить реакциями обмена в водных растворах.

Вместо ожидаемых продуктов в результате реакции мы получим продукты гидролиза. Гидролиз осложняет протекание многих других реакций обмена.

Так, при взаимодействии карбоната натрия с сульфатом меди в осадок обычно выпадает основной карбонат меди (

CuOH)2CO3.

В таблице растворимости для полностью гидролизующихся солей стоит прочерк. Однако прочерк может стоять по другим причинам: вещество не изучено, разлагается в ходе окислительно-восстановительной реакции, и т.п.

Некоторые прочерки в таблице растворимости вызывают удивление. Так. сульфид бария хорошо известен и растворим (как и сульфиды других щелочноземельных металлов). Гидролиз этих солей протекает только по аниону.

Алгоритм написания уравнений гидролиза.

Когда школьники поняли суть реакции гидролиза, даем (а лучше составляем вместе с ними) алгоритм написания уравнений гидролиза. Рассмотрим его на конкретных примерах.

1. Определяем тип гидролиза.

На этом этапе школьники могут написать уравнение диссоциации соли. Можно дать им “правило цепочки”: цепочка рвется по слабому звену, гидролиз идет по иону слабого электролита.

Пример 1. Гидролиз сульфата меди(II): CuSO4 = Cu2+ + SO42–

Соль образована катионом слабого основания (подчеркиваем) и анионом сильной кислоты. Гидролиз по катиону.

2. Пишем ионное уравнение гидролиза, определяем среду

Cu2+ + H-OH ⇆ CuOH+ + H+;

образуется катион гидроксомеди(II) и ион водорода, среда кислая

3. Составляем молекулярное уравнение.

Надо учитывать, что составление такого уравнения есть некоторая формальная задача. Из положительных и отрицательных частиц находящихся в растворе, мы составляем нейтральные частицы, существующие только на бумаге. В данном случае мы можем составить формулу (CuOH)2SO4, но для этого наше ионное уравнение мы должны мысленно умножить на два. Получаем:

2CuSO4 + 2H2O ⇆ (CuOH)2SO4 + H2SO4

Обращаем внимание, что продукт реакции относится к группе основных солей. Названия основных солей, как и названия средних, следует составлять из названия аниона и названия катиона, в данном случае соль назовем сульфат гидроксомеди(II). (Приставка “ди” не нужна, не говорим же мы “сульфат динатрия”).

Называть эту соль “гидроксосульфат меди”, на наш взгляд, значит нарушать всю логику номенклатуры солей. Разве есть в растворе, или в узлах кристаллической решетки частица “гидроксосульфат”? Нет! А катион гидроксомеди есть. В дальнейшем этот подход распространяется на номенклатуру комплексных солей.

Пример 2. Гидролиз ортофосфата рубидия.

1. Определяем тип гидролиза.

Rb3PO4 = 3Rb+ + PO43–

Рубидий – щелочной металл, его гидроксид сильное основание, фосфорная кислота, особенно по своей третьей стадии диссоциации, отвечающей образованию фосфатов – слабая кислота. Гидролиз по аниону.

2. Пишем ионное уравнение гидролиза, определяем среду

PO43– + H-OH ⇆ HPO42– + OH–

Продукты: гидрофосфат-ион и гидроксид-ион среда щелочная.

3. Составляем молекулярное уравнение.

Rb3PO4 + H2O ⇆ Rb2HPO4 + RbOH

Получили кислую соль – гидрофосфат рубидия.

Пример 3. Ацетат алюминия

1. Определяем тип гидролиза.

Al(CH3COO)3 = Al3+ + 3CH3COO–

Соль слабого основания и слабой кислоты – совместный гидролиз.

2. Ионные уравнения гидролиза, среда.

Al3+ + H-OH ⇆ AlOH2+ + H+;

CH3COO– + H-OH ⇆ CH3COOH + OH–

Учитывая, что гидроксид алюминия очень слабое основание, предположим, что гидролиз по катиону будет протекать в большей степени, чем по аниону, следовательно, в растворе будет избыток ионов водорода и среда будет кислая.

Не стоит пытаться составлять здесь “суммарное» уравнение реакции. Обе реакции обратимы, никак друг с другом не связаны, и такое суммирование бессмысленно.

3. Составляем молекулярное уравнение.

Al(CH3COO)3 + H2O ⇆ AlOH(CH3COO)2 + CH3COOH

Тоже как формальное упражнение, для тренировки в составлении формул солей и их номенклатуре. Полученную соль назовем ацетат гидроксоалюминия.

Факторы, влияющие на степень гидролиза.

Поскольку гидролиз обратимая реакция, то на состояние равновесия гидролиза влияют температура, концентрации участников реакции, добавки посторонних веществ.

Если в реакции не участвуют газообразные вещества, практически не влияет давление. Исключается из рассмотрения вода, так как ее концентрация в водных растворах практически постоянна (~55 моль/л).

Так для наших примеров 1 и 2 выражения констант равновесия (констант гидролиза) имеют вид:

Гидролиз фосфатов, уравнения и примеры
    и   
Гидролиз фосфатов, уравнения и примеры

Температура. Поскольку реакция гидролиза эндотермическая, то повышение температуры смещает равновесие в системе вправо, степень гидролиза возрастает.

Концентрация продуктов гидролиза. В соответствии с принципом Ле Шателье, повышение концентрации ионов водорода (для примера 1) приведет к смещению равновесия влево. Степень гидролиза будет уменьшаться. Также будет влиять увеличение концентрации гидроксид-ионов для реакции рассмотренной в примере 2.

Концентрация соли. Рассмотрение этого фактора приводит к парадоксальному выводу: равновесие в системе смещается вправо, в соответствии с принципом Ле Шателье, но степень гидролиза уменьшается. Понять это помогает константа равновесия.

Да, при добавлении соли, то есть фосфат-ионов (пример 2), равновесие будет смещаться вправо, концентрация гидрофосфат и гидроксид-ионов будет возрастать.

Но из рассмотрения константы равновесия этой реакции ясно, что для того, чтобы увеличить концентрацию гидроксид-ионов вдвое, нам надо концентрацию фосфат-ионов увеличить в 4 раза! Ведь значение константы должно быть неизменным. А это значит, что степень гидролиза, под которой можно понимать отношение [OH–] / [PO43–], уменьшится вдвое.

Разбавление. Этот фактор означает одновременное уменьшение концентрации всех частиц в растворе (не считая воды). В соответствии с принципом Ле Шателье, такое воздействие приводит к смещению равновесия в сторону реакции, идущей с увеличением числа частиц.

Реакция гидролиза протекает (без учета воды!) с увеличением числа частиц. Следовательно при разбавлении равновесие смещается в сторону протекания этой реакции, вправо, степень гидролиза возрастает. К этому же выводу придем из рассмотрения константы гидролиза.

Добавки посторонних веществ могут влиять на положение равновесия в том случае, когда эти вещества реагируют с одним из участников реакции. Так, при добавлении к раствору сульфата меди (пример 1) раствора гидроксида натрия, содержащиеся в нем гидроксид-ионы будут взаимодействовать с ионами водорода.

В результате их концентрация уменьшится, и, по принципу Ле Шателье, равновесие в системе сместится вправо, степень гидролиза возрастет.

А если к тому же раствору добавить раствор сульфида натрия, то равновесие сместится не вправо, как можно было бы ожидать (взаимное усиление гидролиза) а наоборот, влево, из-за связывания ионов меди в практически нерастворимый сульфид меди.

Практическое применение.

На практике с гидролизом учителю приходится сталкиваться, например при приготовлении растворов гидролизующихся солей (ацетат свинца, например). Обычная “методика”: в колбу наливается вода, засыпается соль, взбалтывается. Остается белый осадок.

Добавляем еще воды, взбалтываем, осадок не исчезает.

Добавляем из чайника горячей воды – осадка кажется еще больше… А причина в том, что одновременно с растворением идет гидролиз соли, и белый осадок, который мы видим это уже продукты гидролиза – малорастворимые основные соли.

Все наши дальнейшие действия, разбавление, нагревание, только усиливают степень гидролиза. Как же подавить гидролиз? Не нагревать, не готовить слишком разбавленных растворов, и поскольку главным образом мешает гидролиз по катиону – добавить кислоты. Лучше соответствующей, то есть уксусной.

В других случаях степень гидролиза желательно увеличить, и чтобы сделать щелочной моющий раствор бельевой соды более активным, мы его нагреваем – степень гидролиза карбоната натрия при этом возрастает.

Важную роль играет гидролиз в процессе обезжелезивания воды методом аэрации. При насыщении воды кислородом, содержащийся в ней гидрокарбонат железа(II) окисляется до соли железа(III), значительно сильнее подвергающегося гидролизу. В результате происходит полный гидролиз и железо отделяется в виде осадка гидроксида железа(III).

На этом же основано применение солей алюминия в качестве коагулянтов в процессах очистки воды. Добавляемые в воду соли алюминия в присутствии гидрокарбонат-ионов полностью гидролизуются и объемистый гидроксид алюминия коагулирует, увлекая с собой в осадок различные примеси.

Гидролиз в заданиях ЕГЭ по химии.

Вопрос А26. (2003г) Фенолфталеин можно использовать для обнаружения в водном растворе соли

    1) ацетата алюминия 2) нитрата калия 3) сульфата алюминия
    4) силиката натрия

Фенолфталеин – индикатор на щелочную среду, в которой он принимает малиновую окраску (возможно, для многих камнем преткновения в этом вопросе стало незнание окрасок индикаторов: фенолфталеина, лакмуса, метилоранжа). В растворе соли щелочная среда может возникнуть при гидролизе по аниону.. Анализируем:

    • 1) ацетат алюминия, рассмотрено выше, совместный гидролиз, среда слабокислая;
      2) нитрат калия, кислота и основание сильные, гидролиз не идет, среда нейтральная;
      3) сульфат алюминия, сильная кислота и слабое основание, гидролиз по катиону, среда кислая;
    • 4) силикат натрия, слабая кислота и сильное основание, гидролиз по аниону, среда щелочная:
      SiO32– + H2O ⇆ HSiO3– + OH – .

Правильный ответ: 4.

Вопрос A29 (демонстрационный вариант 2005 г)

    Среда раствора карбоната калия
    1) щелочная   2) кислая   3) нейтральная   4) слабокислая

Рассматриваем аналогично, Правильный ответ: 1.

Вопрос B5. (демонстрационный вариант 2005 г)
Установите соответствие между формулой соли и ионным уравнением гидролиза этой соли.

ФОРМУЛА СОЛИ
1) CuSO4
2) K2CO3
3) CH3COONa
4) (NH4)2SO4

ИОННОЕ УРАВНЕНИЕ
A) CH3COO– + H2O ⇆ CH3COOH + OH–
Б) NH4+ + H2O ⇆ NH3*H2O + H+
В) Сu2+ + H2O ⇆ Cu(OH)+ + H+
Г ) СO32– + H2O ⇆ HCO3– + OH–
Д) Сu2+ + 2H2O ⇆ Cu(OH)2 +2H+

Пример не слишком удачного вопроса. С одной стороны, трудно на него не ответить, исходя из простого сопоставления формул в левой и правой колонке. Про гидролиз можно при этом ничего не знать.

С другой стороны, оба ионных уравнений для катиона меди можно считать правильными. Второе уравнение мы бы назвали суммарным для двух стадий гидролиза, и отметили бы, что степень протекания реакции по нему чрезвычайно мала.

Только на основе этого мы выберем первое уравнение. Окончательный ответ: ВГАБ

Вопрос В3. (2004 г) Установите соответствие между условиями и состоянием химического равновесия процесса гидролиза солей.

УСЛОВИЯ СМЕЩЕНИЯ РАВНОВЕСИЯ

    1) нагревание раствора
    2) добавление продуктов гидролиза
    3) охлаждение раствора
    4) разбавление раствора

ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ

    А) смещается влево
    Б) смещается вправо
    В) не смещается

Используя установленные выше закономерности, придем к правильному ответу: БААБ

С1. (2004 г) Как скажется на состоянии химического равновесия в системе

    Zn2+ + H2O ⇆ ZnOH+ + H+ – Q

1) добавление H2SO4
2) добавление KOH
3) нагревание раствора?

Ответ обоснуйте.

При ответе на этот вопрос надо учитывать, что добавляемые вещества – электролиты. Поставляемые ими ионы могут, как непосредственно влиять на равновесие, так и взаимодействовать с одним из ионов, участвующих в обратимой реакции.

1) добавление H2SO4: H2SO4 =2H+ + SO42– ; повышение концентрации ионов водорода приводит, по принципу Ле Шателье, к смещению равновесия в системе влево.

2) добавление KOH: KOH= K+ + OH– ; H+ + OH– =H2O;
гидроксид-ионы связывают ионы водорода в малодиссоциирующее вещество, воду. Снижение концентрации ионов водорода приводит, по принципу Ле Шателье, к смещению равновесия в системе вправо.

3) нагревание раствора. По принципу Ле Шателье, повышение температуры приводит к смещению равновесия в сторону протекания эндотермической реакции, т.е. – вправо.

  1. Ответ, включающий все три элемента, оценивался в 3 балла.
  2. Попробуйте самостоятельно ответить на следующие вопросы:
  3. Вопрос А26. (2003 г) Между собой водные растворы сульфата и фосфата натрия можно различить с помощью
    • 1) гидроксида натрия
      2) серной кислоты
      3) фенолфталеина
    • 4) фосфорной кислоты

Вопрос В3. (2003 г). Установите соответствие между названиями солей и средой их растворов.

НАЗВАНИЕ СОЛИ

    1) нитрит калия
    2) сульфат железа
    3) карбонат калия
    4) хлорид алюминия

СРЕДА РАСТВОРА

    А) кислая
    Б) нейтральная
    В) щелочная

Вопрос В3. (2004 г) Установите соответствие между формулой соли и способностью этой соли к гидролизу.

ФОРМУЛА СОЛИ

    1) Zn(CH3COO)2
    2) NaBr
    3) Li2S
    4) (NH4)2SO4

СПОСОБНОСТЬ К ГИДРОЛИЗУ

    А) гидролиз по катиону
    Б) гидролиз по аниону
    В) гидролиз по катиону и аниону
    Г) гидролизу не подвергается

Вопрос С1. (2003 г) Сульфид-ион – типичный протолит. Напишите уравнение протолиза (гидролиза) сульфид-иона в водном растворе по первой ступени. Укажите среду этого раствора. Как скажется добавление гидроксида натрия на степень протолиза сульфид-ионов? (3 балла)

Подводя итог, отметим, что в рамках школьного курса в реакциях гидролиза солей нет ничего чрезмерно сложного для понимания школьника.

Здесь используются общие правила написания ионных уравнений, общие представления о смещении химического равновесия, общий поход к номенклатуре солей, краткий и удобный алгоритм написания уравнений.

Хочется надеяться, что изложенный материал поможет вам и вашим ученикам.

Источник: http://www.kontren.narod.ru/lttrs/gydrol.htm

ПОИСК

    В водных растворах нитриты и растворимые фосфаты гидролизуются. Реакция среды при гидролизе первичных [c.341]

    Динатрийфосфат представляет собой кристаллический порошок белого цвета. Растворимость фосфатов натрия [17, с. 384] иллюстрируется рис. VI-5. Динатрийфосфат в водном растворе гидролизуется  [c.236]

    Гидролиз растворимых фосфатов [c.236]

    ГИДРОЛИЗ РАСТВОРИМЫХ ФОСФАТОВ И СОЕДИНЕНИЙ ФОСФАТОВ С ГАЛОГЕНАМИ [c.108]

    Пример 1. Вычислить (без учета гидролиза) ПР фосфата серебра, если растворимость этой соли в воде при комнатной температуре равна 4,68 10 моль/л. вычислить pH насыщенного раствора AgsPO/,. Чему равно с учетом гидролиза  [c.24]

    Метод анализа. Количественное определение соединений, присутствующих в простых смесях фосфатов, полифосфатов и полиметафосфатов, не встречает больших затруднений.

Определение ортофосфата, пирофосфата, три-фосфата и так называемого гексаметафосфата в смесях растворимых фосфатов — обычная аналитическая работа. Общее содержание фосфора определяется посредством гидролиза всех остальных фосфатов до ортофосфорной кислоты.

Однако четкого аналитического метода, пригодного для прямого количественного определения циклических метафосфатов, не существует. [c.88]

    Экстракция происходит быстро и полно, отделение надежно. После экстракции, кроме фотометрического анализа, можно применять полярографию, фотометрию. В фотометрии экстрагируемое вещество получают в виде окрашенного, чаще всего внутрикомплексного, соединения ( 28), обычно хорошо растворимого в органическом растворителе.

Экстракция устраняет влияние солевого эффекта, гидролиза, посторонних окрашенных веществ, увеличивает чувствительность определения. Например, смесь фосфата, арсената и силиката анализируют так. Переводят эти анионы молибдатом аммония в окрашенные гетерополикислоты. Извлекают фосфорномолибденовую кислоту смесью [c.

81]

    Применяемые в ряде фосфатирующих составов добавки нитратов и нитритов способствуют интенсификации процесса формирования пленки.

Как показали исследования [174], это связано не только с добавочным окисляющим действием нитрат-иона, так как положительное влияние проявляется лишь при связи его с катионами кальция, стронция, бария.

Предполагается решающее влияние азотистой кислоты, образующейся в результате гидролиза вводимых в раствор нитратов, степень которого связана с природой катиона.

Наличие в растворе азотной кислоты приводит к одновременному влиянию двух противоположно направленных факторов окислительному действию нитратов, способствующему ускорению формирования пленки фосфатов, и повышению с концентрацией кислоты растворимости фосфатов, что может замедлить процесс образования защитного слоя. Рис.

17.1 хорошо показывает идентичность действия азотной кислоты и ее гидролизующихся солей, а наличие минимума на кривых — результат влияния указанных выше двух противоположно направленных факторов. Введение нитрата цинка значительно снижает продолжительность формирования фосфатной пленки, не ухудшая ее защитных свойств. Очевидно, что поддержание оптимальной концентрации нитратов в растворе так же важно, как и концентрации фосфорной кислоты. [c.274]

    Монофторфосфаты щелочных металлов легко растворимы в воде. Их растворы нейтральны по отношению к фенолфталеину, однако по отношению к метилоранжу показывают щелочную реакцию. Как и во всех других фосфорных кислотах, один атом водорода в монофторфосфорной кислоте является подвижным, тогда как другой диссоциирует значительно труднее и, следовательно, является менее подвижным. Нейтральные или слабо щелочные растворы в отсутствие катионов, способных образовать более трудно растворимые фосфаты или фториды, не гидролизуются при кипячении в течение одного часа, т. е. являются достаточно устойчивыми, в то время как фторобораты и фторосиликаты вследствие частичного гидролиза реагируют при растворении в воде почти мгновенно. Нагревание монофторфосфатов в сильно щелочных растворах приводит к быстрому гидролизу. При нагревании в сильно кислых растворах монофторфосфаты разлагаются в течение нескольких минут. [c.129]

    У актиноидов (IV) хорошо растворимы в воде нитраты, умеренно — сульфаты, плохо —фосфаты, карбонаты, иодаты и др. Растворимые соединения сильно гидролизуются. [c.560]

    Бесцветный фосфатный ион является анионом трехосновной ортофосфорной кислоты, дающей три ряда солей, большинство из которых плохо растворяется в воде.

Хорошо растворяются в воде нормальные фосфаты и гидрофосфаты щелочных металлов и аммония, а также дигидрофосфаты щелочноземельных металлов. Почти все фосфаты растворимы в минеральных кислотах, а некоторые даже в уксусной.

Вследствие гидролиза нормальные фосфаты щелочных металлов в водном растворе имеют щелочную реакцию, так как ортофосфорная кислота на первой ступени диссоциации является кислотой средней силы, а на второй и третьей — слабой даже гидрофосфаты щелочных металлов имеют слабощелочную реакцию. Для обнаружения Р04 обычно применяют реакции осаждения. Для изучения свойств РОГ следует брать раствор ЫагНР04, обладающий реакцией, близкой к нейтральной. [c.214]

    Соли 1л почти не гидролизуются, поскольку 1л(0Н)з — довольно сильные основания. Хорошо растворимые соли (хлориды, нитраты, сульфаты) образуют различные кристаллогидраты.

Мало растворимы фториды, карбонаты, фосфаты, оксалаты. Многие соли Ьл образуют с аналогичными солями щелочных металлов хорошо кристаллизующиеся двойные соли.

Раньше их применяли для разделения РЗЗ кристаллизацией. [c.572]

    Неодинаково протекает гидролиз растворимых в воде солей фосфорной кислоты. Так, однозамещенные фосфаты (например, КН РО/,) создают кислую среду. Это объясняется тем, что наряду с гидролизом аниона Н2РО4-происходит его диссоциация, причем процессы протекают одновременно по следующим уравнениям  [c.166]

    Если присутствуют карбонаты, — они должны быть удалены продуванием при помощи воздуха, как указано выше. Фосфаты также препятствуют реакции.

Способ анализа продажных удобрительных смесей, в которых почти всегда присутствуют растворимые фосфаты, описан на стр. 118.

Титрование формолом неприменимо к смесям, содержащим вещества, образовавшиеся при кислом гидролизе протеинов (аммиачное основание), вследствие реакции между формальдегидом и аминокислотами. [c.116]

    В кислых растворах с избытком алюминия наиболее устойчивой твердой фазой является основной фосфат алюминия.

Если значение pH больше, чем pH, соответствующее минимуму растворимости фосфата (pH = 6), то основная соль гидролизуется до гидроксида алюминия, на поверхности которого сорбируется фосфат.

При большой концентрации фосфата выделяется в осадок таранакит, который переходит в среднюю соль, если pH системы возрастает. [c.63]

    Из значения величины произведения растворимости фосфата магния-аммония ПPмgNн P04==2,5 10- ° видно, что растворимость MgNH4P04 равна 8,6-10- г/л, или 0,0017 г в 200 мл (примерный объем раствора). Вследствие гидролиза образуется еще более растворимая соль—MgHP04  [c.227]

    Соли гидроксиламина употребляются в различных неорганических и органических реакциях.

Наиболее известны соляно- и сернокислый гидроксиламины, которые получают в технических масштабах при гидролизе нитропарафинов.

Фосфат [1—3], арсенат [4] и оксалат [1,5] гидроксиламина — менее растворимые соли — получаются из хлорида или сульфата обменной реакцией с соответ-етвую1днту1и солями натрия. [c.79]

    Было установлено, что внутри митохондрий синтезируются только мембранные структурные белки, а синтез растворимых белков, например, ферментов цикла Кребса, осуществляется вне митохондрий, на рибосомах эндо-плазматической цепи.

Синтез белков электронтранспарт-ной цепи (напирмер, цитохрома с) тоже происходит вне митохондрий. Затем эти белки транспортируются внутрь митохондрий с затратой энергии гидролиза нуклеозидтри-фосфатов (АТФ и, вероятно, УТФ). [c.

71]

    Согласно Уику [26], цинковые фосфатирующие растворы представляют собой водные растворы первичных кислых фосфатов цинка и свободной фосфорной кислоты. Свободная кислота предотвращает гидролиз первичных фосфатов цинка, которые выпадают в осадок в виде вторичных и третичных солей.

Свободная фосфорная кислота вступает в реакцию со стальной поверхностью. Концентрация свободной кислоты в растворе рядом с поверхностью металла снижается до такой степени, что растворимость фосфатов цинка на этом участке уменьшается. В результате обеспечивается образование ровного непрерывного покрытия.

[c.126]

    Конденсированные фосфаты. Олигомеры циклофосфатов можно разделить хроматографически вплоть до октаметафосфата. Один из гексаметафосфатов был выделен в препаративных количествах. Полимерные метафосфорные кислоты — это сильные или средней силы кислоты.

Например,, для тетраметафосфорной кислоты (НРОз)4 рЯ1 = 2,6 р/(2=6,4,, р/(з =8,8,. р/С4=И,4- Соли этих кислот хорошо растворимы в воде. Осаждение происходит лишь после их гидролиза до монофосфатов, который, ускоряется в присутствии разбавленных кислот и при нагревании.

При образовании перлов фосфорных солей связь Р—О—Р разрывается благодаря протеканию реакций с оксидами металлов. В предельном случае процесс приводит к образованию монофосфатов, причем получающиеся смешанные соли имеют характерную окраску.

Считавшаяся ранее специфичной для метафосфатов реакция свертывания яичного белка идет лишь в присутствии растворов изополифосфатов с большим размером цепи. Олиго-фосфатами с п 15 раствор яичного белка не сворачивается. [c.550]

    Соли двухвалентного никеля зеленого цвета. Соли Ni (П) и сильных кислот хорошо растворимы в воде, растворы их вследствие гидролиза имеют кислую реакцию. Соли никеля и слабых кислот Ni Oa, NiS и др., а также фосфаты мало растворимы в воде. [c.159]

    Соли алюминия (кроме фосфатов, силикатов и некоторых других) хорошо растворимы в воде. Некоторые из них, например Al2Sз, А1(СНзСОО)з, водой полностью гидролизуются. [c.178]

    Для метафосфимовых кислот характерно замещение металлами лишь водородов , гидроксильных групп. Однако в аммиачной среде могут быть замещены серебром и имидные водороды.

Подобно самим кислотам, соли их, как правило, бесцветны и растворимы в воде.

Свободные кислоты в растворе постепенно подвергаются гидролизу с образованием в конечном счете фосфата аммония, причем наиболее устойчива [H,NP0(0H)]4. [c.461]

    Фосфорная кислота — белое кристаллическое, очень гигроскопическое вещество. В продажу поступает в виде раствора (83— 98%). В отличие от НКОз фосфорная кислота не обладает окислительным действием.

Соли фосфорной кислоты — бесцветные вещества. Дигидрофосфаты М НгР04 растворимы в воде все остальные соли фосфорной кислоты, кроме фосфатов щелочных металлов, нерастворимы в воде.

Растворимые в воде фосфаты подвергаются гидролизу (без учета гидратации)  [c.448]

    Многие соли щелочных металлов, например, бораты, цианиды, карбонаты, силикаты, сульфиды, трехзамещенные н двузамещенные фосфаты, в водном растворе имеют щелочную реакцию вследствие гидролиза. Некоторые из них, например карбонаты, имеют настолько сильпои1елочную реакцию, что в промышленности их применяют взамен щелочей.

Например, в 0,1 н. растворе карбоната натрия pH 11,6. Все соли аммония, будучи солями слабого основания, в водных растворах гидролизовапы. Хорошая растворимость сульфатов, хлоридов, карбонатов и гидроокисей металлов 1-й аналитической группы отличает их от катионов многих других металлов, что используется в анализе. [c.

160]

Источник: https://www.chem21.info/info/1690080/

Задачи к разделу Гидролиз солей

В данном разделе представлены задачи к разделу Гидролиз солей Задача 1. Определите степень гидролиза и pH 0,005 н. KCN, KHCN = 4,9·10-10

Показать решение »

  • Решение.
  • KCN ↔ K+ + CN—
  • CN— + HOH ↔ HCN + OH—
  • K+ + HOH ↔ реакция практически не идет
  • KCN + HOH ↔ HCN + KOH
  • Константа и степень гидролиза связаны соотношением:
  • Kг = С·h2, отсюда
  • h = (Kг/С)1/2
  • Сначала найдем константу гидролиза КСN:
  • Kг = KH2O/Kк-ты
  • Kг =10-14/4,9·10-10 = 0,2·10-4
  • h = (0,2·10-4/0,005)1/2 = 0,063
  • Применив закон действующих масс к реакции получим:
  • Kг = [HCN]·[KOH]/[KCN]
  • Концентрация образовавшейся кислоты равна концентрации гидроксид ионов, тогда
  • Kг = [OH—]2/[KCN]
  • Используя это выражение можно вычислить pH раствора:
  • [OH—] = (Kг·[KCN])1/2

[OH—] = (0,2·10-4·0,005)1/2 = 3,16·10-4 моль/л [H+] = 10-14/3,16·10-4 = 0,32·10-10 моль/л

pH = -lg[H+] =-lg 0,32·10-10 = 10,5

Задача 2. Кремниевая кислота слабее угольной. Запишите уравнения гидролиза карбоната и силиката натрия и возможные значения рН среды при равных исходных концентрациях солей и одинаковой температуре растворов.

Показать решение »

  1. Решение.
  2. Na2CO3 – соль, образованная сильным основанием и слабой кислотой, гидролиз по аниону
  3. Na2CO3 ↔ 2Na+ + CO32-
I ступень CO32- + HOH = HCO3— + OH— , pH > 7Na2CO3 + HOH = NaHCO3 + NaOH
II ступень HCO3— + HOH = H2CO3 + OH— , pH > 7NaHCO3— + HOH = H2CO3 + NaOH
  • По II ступени при обычных условиях гидролиз не идет.
  • Kг1 = [HСO3—]·[OH—]/[ CO32-] = KH2O/Kк—ты2 = 10-14/4,69·10-11 = 0,21·10-3
  • Kг2 = [H2СO3]·[OH—]/[ HCO3—] = KH2O/Kк—ты1 = 10-14/4,45·10-7 = 0,22·10-7

по I ступени гидролиз протекает в большей степени, т.к. Kг1 > Kг2

Найдем концентрацию гидроксид-ионов и значение pH, допустив, что Ск-ты = 1 М:

[OH—]I = (Kг1·Ск-ты)1/2 = (0,21·10-3)1/2 = 1,44·10-2 [OH—]II = (Kг2·Ск-ты)1/2 = (0,22·10-7)1/2 = 1,47·10-4

  1. pOHI = -lg[OH—] = -lg1,44·10-2 = 1,84; pHI = 14 – 1,84 = 12,16
  2. pOHII = -lg[OH—] = -lg1,47·10-4 = 3,83; pHII = 14 – 3,83 = 10,17
  3. Na2SiO3– соль, образованная сильным основанием и слабой кислотой, гидролиз по аниону
  4. Na2SiO3 ↔ 2Na+ + SiO32-
I ступень SiO32- + HOH = HSiO3— + OH—, pH > 7Na2SiO3 + HOH = NaHSiO3 + NaOH
II ступень HSiO3— + HOH = H2SiO3 + OH—, pH > 7NaHSiO3 + HOH = H2SiO3 + NaOH

Kг1 = [HSiO3—]·[OH—]/[ SiO32-] = KH2O/Kк—ты2 = 10-14/1,6·10-12 = 0,62·10-2

Источник: http://zadachi-po-khimii.ru/obshaya-himiya/zadachi-k-razdelu-gidroliz-solej.html

Ссылка на основную публикацию