Гидролиз – это химическое взаимодействие ионов растворенной соли с водой, приводящее к образованию слабодиссоциирующих продуктов (молекул слабых кислот или оснований, анионов кислых или катионов основных солей) и сопровождающееся изменением pH среды.
1. Na 3 PO 4 это соль сильного основания (щелочи) NaOH и средней кислоты (фосфорной) H3PO4. Гидролиз соли идет по анионному типу, т.к. катион Na+, связываясь с гидроксил-анионом OH¯, образует сильный электролит NaOH, который диссоциирует на ионы.
Фосфорная трехосновная кислота образует три вида солей:
NaH2PO4 –первичный фосфат Na, хорошо растворимый
Na2HPO4 – вторичный фосфат Na, практически нерастворимый
Na3PO4- третичный фосфат Na, практически нерастворимый.
Из этого ясно, что при гидролизе Na3PO4, т.е. реакции, идущей до образования слабодиссоциирующей (плохорастворимой) соли, будет образовываться вторичный фосфат натрия Na2HPO4.
1 ступень
Ионно-молекулярное уравнение
PO4¯³ + H2O ↔ HPO4¯² + OH¯
Молекулярное уравнение:
Na3PO4 + H2O ↔ Na2HPO4 + NaOH
2 ступень
Ионно-молекулярное уравнение
Na2HPO4 + H2O↔ H2PO4¯² +OH¯
Молекулярное уравнение
Na2HPO4 + H2O↔ NaH2PO4 + NaOH
3 ступень
Ионно-молекулярное уравнение
H2PO4¯+ H2O = H3PO4 + OH¯
Молекулярное уравнение
NaH2PO4 + H2O = H3PO4 + NaOH
Обычно реакция идет по первой ступени, далее накапливаются гидроксильные ионы OH¯ и не дают реакции идти до конца.
Так как образуется кислая соль и сильное основание (щелочь), реакция раствора будет щелочная, т.е. pH>7.
2.Соль K 2 S, сульфид калия – это соль сильного основания и слабой фтористоводородной кислоты H2S. Гидролиз соли будет идти в две ступени, т.к. сероводородная кислота двухосновна, по анионному типу. СольK2S при растворении в воде диссоциирует на катион К+ и сульфид-анион S¯². Катион К+ не может связать гидроксильный анион, т.к. при этом образуется сильный электролит KOH, который тут же диссоциирует на ионы, а сульфид-анион S¯² слабой кислоты связывается с гидроксильной группой в малодиссоциирующее соединение.
1 ступень

S¯² + H2O = HS¯ + OH¯
Молекулярное уравнение
K2S + H2O = KHS + KOH
2 ступень
Ионно-молекулярное уравнение
HS¯ + H2O = H2S + OH¯
Молекулярное уравнение
KHS + H2O = H2S + KOH
Гидролиз протекает по первой ступени с образованием сильнощелочной реакции, pH>7.

3. CuSO 4, сульфат меди – соль сильной кислоты и слабого многокислотного основания.Cu(OH)2 . Гидролиз соли будет идти с образованием катионов основной соли CuOH+.
1 ступень
Ионно-молекулярное уравнение
Cu+² + H2O↔ CuOH+ + H+
Молекулярное уравнение
CuSO4+ H2O ↔ (CuOH)2SO4 + H2SO4
По 2 ступени реакция не пойдет из-за образующегося избытка ионов водорода сильной серной кислоты. Среда имеет кислую реакцию, pH<7.

Гидролиз солей - это химическое взаимодействие ионов соли с ионами воды, приводящее к образованию слабого электролита.

Если рассматривать соль как продукт нейтрализации основания кислотой, то можно разделить соли на четыре группы, для каждой из которых гидролиз будет протекать по-своему.

1). Гидролиз не возможен

Соль, образованная сильным основанием и сильной кислотой (KBr , NaCl , NaNO 3 ), гидролизу подвергаться не будет, так как в этом случае слабый электролит не образуется.

рН таких растворов = 7. Реакция среды остается нейтральной.

2). Гидролиз по катиону (в реакцию с водой вступает только катион)

В соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой (FeCl 2 , NH 4 Cl , Al 2 (SO 4) 3 , MgSO 4 ) гидролизу подвергается катион:

FeCl 2 + HOH <=>Fe(OH)Cl + HCl
Fe 2+ + 2Cl - + H + + OH - <=> FeOH + + 2Cl - + Н +

В результате гидролиза образуется слабый электролит, ион H + и другие ионы.

рН раствора < 7 (раствор приобретает кислую реакцию).

3).Гидролиз по аниону (в реакцию с водой вступает только анион)

Соль, образованная сильным основанием и слабой кислотой (КClO , K 2 SiO 3 , Na 2 CO 3 , CH 3 COONa ) подвергается гидролизу по аниону, в результате чего образуется слабый электролит, гидроксид-ион ОН - и другие ионы.

K 2 SiO 3 + НОH <=>KHSiO 3 + KОН
2K + +SiO 3 2- + Н + + ОH - <=> НSiO 3 - + 2K + + ОН -

рН таких растворов > 7 (раствор приобретает щелочную реакцию).

4). Совместный гидролиз (в реакцию с водой вступает и катион и анион)

Соль, образованная слабым основанием и слабой кислотой (СН 3 СООNН 4 , (NН 4) 2 СО 3 , Al 2 S 3 ), гидролизуется и по катиону, и по аниону. В результате образуются малодиссоциирующие основание и кислота. рН растворов таких солей зависит от относительной силы кислоты и основания. Мерой силы кислоты и основания является константа диссоциации соответствующего реактива.

Реакция среды этих растворов может быть нейтральной, слабокислой или слабощелочной:

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

Гидролиз - процесс обратимый.

Гидролиз протекает необратимо, если в результате реакции образуется нерастворимое основание и (или) летучая кислота

Алгоритм составления уравнений гидролиза солей

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. "Усиление гидролиза солей при нагревании"

ЗАДАНИЯ ДЛЯ ЗАКРЕПЛЕНИЯ

№1. Запишите уравнения гидролиза солей и определите среду водных растворов (рН) и тип гидролиза:
Na 2 SiO 3 , AlCl 3 , K 2 S.

№2. Составьте уравнения гидролиза солей, определите тип гидролиза и среду раствора:
Сульфита калия, хлорида натрия, бромида железа (III)

№3. Составьте уравнения гидролиза, определите тип гидролиза и среду водного раствора соли для следующих веществ:
Сульфид Калия - K 2 S, Бромид алюминия - AlBr 3 , Хлорид лития – LiCl, Фосфат натрия - Na 3 PO 4 , Сульфат калия - K 2 SO 4 , Хлорид цинка - ZnCl 2 , Сульфит натрия - Na 2 SO 3 , Cульфат аммония - (NH 4) 2 SO 4 , Бромид бария - BaBr 2 .

1.4. Гидролиз солей

Гидролиз – процесс обменного взаимодействия ионов соли с водой, приводящий к образованию малодиссоциированных веществ и сопровождающийся изменением реакции ( pH ) среды.

Суть гидролиза солей заключается в том, что происходит смещение равновесия диссоциации воды вследствие связывания одного из ее ионов с образованием малодиссоциированного или труднорастворимого вещества. В результате гидролиза могут образовываться молекулы слабых кислот и оснований, анионы кислых солей или катионы основных солей. В большинстве случаев гидролиз является обратимым процессом. При повышении температуры и разбавлении гидролиз усиливается. Гидролиз идет по-разному в зависимости от силы кислоты и основания, образовавших соль. Рассмотрим различные случаи гидролиза солей.

а) Соль образована слабой кислотой и сильным основанием ( K 2 S ).

При растворении в воде K 2 S диссоциирует

K 2 S2K + + S 2- .

При составлении уравнений гидролиза в первую очередь необходимо определить ионы соли, связывающие ионы воды в малодиссоциирующие соединения, т.е. ионы, обусловливающие гидролиз.

В данном случае ионы S 2- связывают катион H + , образуя ион HS –

S 2– +H 2 OHS – + OH –

Уравнение гидролиза в молекулярной форме

K 2 S + H 2 OKHS + KOH.

Практически гидролиз соли преимущественно ограничивается первой ступенью с образованием кислой соли (в данном случае KHS). Таким образом, гидролиз соли, образованной сильным основанием и слабой кислотой (такой, как K 2 S) протекает по аниону соли. Избыток ионов OH – в растворе обусловливает щелочную реакцию среды в растворе (pН>7).

б) C оль образована слабым основанием и сильной кислотой (CuCl 2 , Al 2 ( SO 4 ) 3).

При растворении в воде CuCl 2 диссоциирует

СuCl 2 Cu 2+ + 2Cl –

Ионы Cu 2+ соединяются с ионами OH – , образуя гидроксоионы CuOH + . Гидролиз соли ограничивается первой ступенью, и образование молекулы Cu(OH) 2 не происходит. Ионно-молекулярное уравнение имеет вид

Cu 2+ + HOHCuOH + + H + .

В данном случае продуктами гидролиза являются основная соль и кислота. Уравнение гидролиза в молекулярной форме записывается следующим образом

CuCl 2 + H 2 OCuOHCl + HСl.

Таким образом, гидролиз соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой (в данном случае CuCl 2) протекает по катиону соли. Избыток ионов H + в растворе обусловливает кислую реакцию среды в растворе (рН<7).

При растворении в воде Al 2 (SO 4 ) 3 диссоциирует

Al 2 (SO 4 ) 3 2 Al 3+ + 3 SO 4 2- .

В данном случае ионы Al 3+ соединяются с ионами ОН - , образуя гидроксоионы AlOH 2+ . Гидролиз соли ограничивается первой ступенью, и образование молекулы Al (OH ) 3 не происходит. Ионно-молекулярное уравнение имеет вид

Al 3+ + Н 2 О AlOH 2+ + Н + .

Продуктами электролиза является основная соль и кислота.

Уравнение гидролиза в молекулярной форме записывается следующим образом

Al 2 (SO 4) 3 +2 Н 2 О 2AlOHSO 4 + H 2 SO 4 .

в) Соль образована слабой кислотой и слабым основанием (CH 3 COONH 4).

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

В этом случае образуются два малодиссоциированных соединения, и pH раствора зависит от относительной силы кислоты и основания. Если продукты гидролиза могут удаляться из раствора, то гидролиз протекает до конца. Например

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

Возможны и другие случаи необратимого гидролиза, их нетрудно предсказать, ведь для необратимости процесса небходимо, чтобы хотя бы один из продуктов гидролиза уходил из сферы реакции.

г) Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием ( NaCl , K 2 SO 4 , RbBr и др.) гидролизу не подвергаются, т.к. единственным малодиссоциирующим соединением является H 2 O (рН=7). Растворы этих солей имеют нейтральную среду. Например

NaCl + H 2 O NaOH + HCl

Na + + Cl – + H 2 O Na + + OH – + H + + Cl –

H 2 O H + + OH – .

Реакции обратимого гидролиза полностью подчиняются принципу Ле–Шателье . Поэтому гидролиз соли можно усилить (и даже сделать необратимым) следующими способами:

1) добавить воды;

2) нагреть раствор, при этом усиливается эндотермическая диссоциация воды, а значит, увеличивается количество ионов Н + и ОН – , которые необходимы для осуществления гидролиза соли;

3) связать один из продуктов гидролиза в труднорастворимое соединение или удалить один из продуктов в газовую фазу; например, гидролиз цианида аммония NH 4 CN будет значительно усиливаться за счет разложения гидрата аммиака с образованием аммиака NH 3 и воды:

NH 4 + + CN – + H 2 O NH 3 ­ + H 2 O +HCN.

Гидролиз можно подавить , действуя следующим образом:

1) увеличить концентрацию растворенного вещества;

2) охладить раствор (для ослабления гидролиза растворы солей следует хранить концентрированными и при низких температурах);

3) ввести в раствор один из продуктов гидролиза; например, подкислять раствор, если его среда в результате гидролиза кислая, или подщелачивать, если щелочная.

Взаимное усиление гидролиза Допустим, что в разных сосудах установились равновесия

CO 3 2– + H 2 O HCO 3 – + OH –

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

Обе соли гидролизованы незначительно, но если растворы смешать, то происходит связывание ионов H + и OH – . В соответствии с принципом Ле-Шателье оба равновесия смещаются вправо, гидролиз усиливается и протекает полностью

2 AlCl 3 + 3 Na 2 CO 3 + 3 H 2 O = 2 Al(OH) 3 ↓ + 3 CO 2 ­ + 6 NaCl.

Это называется взаимным усилением гидролиза . Таким образом, если смешивать растворы солей, из которых одна гидролизуется по катиону, а другая – по аниону, гидролиз усиливается и протекает полностью.

О.А. Нaпилкoва, Н.С. Дoзорцевa

Обязательным условием протекания реакций между электролитами является удаление из раствора тех или иных ионов, вследствие образования слабо диссоциирующих веществ, или веществ, выделяющихся из раствора в виде осадка или газа. Для правильного отражения сущности и механизма реакций ионного обмена уравнения реакций необходимо записывать в ионно-молекулярной форме. При этом сильные электролиты записывают в виде ионов, слабые и малорастворимые – в молекулярной форме.

ПРИМЕР 5. Реакция нейтрализации. Реакция с участием сильных электролитов.

HNO 3 + NaOH = NaNO 3 + H 2 O

Полное ионно-молекулярное уравнение: H + + NO 3 - + Na + + OH - = Na + + NO 3 - + H 2 O

Краткое ионно-молекулярное уравнение: H + + OH - = H 2 O (выражает химическую сущность реакции).

Вывод: в растворах сильных электролитов реакция протекает в результате связывания ионов с образованием слабого электролита (в данном случае – воды).

ПРИМЕР 6 . Реакция с участием слабых электролитов. HCN + NH 4 OH = NH 4 CN + H 2 O

: HCN + NH 4 OH = NH 4 + + CN - + H 2 O

Реакция с участием слабых электролитов (пример 6) включает две стадии: диссоциацию слабых (или труднорастворимых) электролитов на ионы и связывание ионов с образованием более слабого электролита. Так как процессы разложения на ионы и связывания ионов обратимы, то реакции ионного обмена обратимы.

Направление реакций ионного обмена определяют по изменению энергии Гиббса. Самопроизвольное протекание реакции возможно только в направлении, для которогоD G < 0 до достижения состояния равновесия, когда D G = 0. Количественной мерой степени протекания реакции слева направо является константа равновесия К С. Для реакции, приведенной в примере 6: К С = [ NH 4 +][ CN - ]/[ HCN ][ NH 4 OH ].

Константа равновесия связана с изменением энергии Гиббса уравнением:

D G 0 T = - 2,3 RTlgK C (15)

ЕслиК С > 1 , D G < 0 самопроизвольно протекает прямая реакция, еслиК С < 1, D G > 0 реакция протекает в обратном направлении.

Константу равновесия К С рассчитывают через константы диссоциации слабодиссоциирующих электролитов:

К С =К исх. в-в /К прод. (16)

Для реакции, приведенной в примере 6, константа равновесия рассчитывается по уравнению:

К С = K HCN . K NH 4 OH / K H 2 O = 4,9.10-9.!,76.10-5/1014=8,67.K C >1, след. реакция протекает в прямом направлении .

Общим правилом, вытекающим из выражения для К С , является то, что реакции ионного обмена протекают в направлении более прочного связывания ионов, т.е. в направлении образования электролитов с меньшими значениями констант диссоциации.

7. Гидролиз солей.

Гидролиз соли – реакция ионного обмена между солью и водой. Гидролиз является реакцией обратной реакции нейтрализации: KatAn + H 2 O Û KatOH + HAn (17)

соль основание кислота

В зависимости от силы образующихся кислоты и основания раствор соли в результате гидролиза становится щелочным (pH > 7) или кислым (pH < 7).

Различают четыре случая гидролиза :

1.Соли сильных кислот и сильных оснований – гидролизу не подвергаются, так как при взаимодействии с водой не образуется слабого электролита. Поэтому в растворах таких солейpH =7, т.е. среда нейтральная.

2.Соли сильных оснований и слабых кислот – гидролиз идет по аниону. Для растворов солей сильных оснований и многоосновных кислот гидролиз протекает практически по первой ступени с образованием кислых солей.

ПРИМЕР 7 . Определить pH сантимолярного раствора сульфида калия (С K 2 S =0,01моль/л).

K 2 S– соль слабой двухосновной кислоты H 2 S.

Гидролиз соли выражается уравнением:

K 2 S + H 2 O Û KHS + KOH (образуется кислая соль - KHS).

Ионно-молекулярное уравнение реакции :

S 2- + H 2 O Û HS - + OH - (18)

Константа равновесия реакции (константа гидролиза) равна: К Г =К H 2 O / K HS - = 10 -14 /1,2 . 10 - 14 = 0,83, т.е. К г <1, след. равновесие смещено влево. Возникающий избыток ионов OH - приводит к изменению характера среды. Зная К Г можно рассчитать концентрацию ионов OH - , а затем и pH раствора.К Г = . [ HS - ]/[ S 2- ].Из уравнения (18) видно, что = [ HS - ]. Так как соли гидролизуются слабо (К Г < 1), то можно принять, что = 0,01моль/л, тогда = Ö К Г. = Ö 0,83 . 10 -2 = 9 . 10 - 2 . Из уравнения (6) =10-14/[ OH-]=10 -14 /9 . 10 - 2 = 1,1 . 10 - 11 .

Из уравнения (7) pH = -lg1,1 . 10 - 11 = 11.

Вывод. Так как pH > 7, то среда щелочная.

3.Соли слабых оснований и сильных кислот – гидролиз идет по катиону.

Для солей, образованных сильными кислотами и многокислотными основаниями, гидролиз протекает преимущественно по первой ступени с образованием основной соли.

ПРИМЕР 8. Гидролиз соли хлорида марганца(С соли = 0,01моль/л).

MnCI 2 + H 2 O Û MnOHCI + HCI (образуется основная соль MnOHCI).

Ионно-молекулярное уравнение:Mn 2+ + H 2 O Û MnOH + + H + (первая ступень гидролиза)

Константа гидролиза: К Г = К H 2 O / K MnOH + = 10 -14 /4 . 10 - 4 = 2,5 . 10 - 11 .

Избыток ионов H + ведет к изменению характера среды. Расчет pH раствора проводим аналогично примеру 7.

Константа гидролиза равна: К Г =[ H + ] . [ MnOH + /[ Mn 2+ ]. Так как эта соль хорошо растворима в воде и полностью диссоциирована на ионы, то С соли =[ Mn 2+ ] = 0,01моль/л.

Поэтому [ H + ] = Ö К Г . [ Mn 2+ ] =Ö 2,5 . 10 - 11. 10 - 2 =5 . 10 - 7 , pH = 6,3.

Вывод. Так как pH < 7 , то среда кислая .

4. Соли слабых оснований и слабых кислот – гидролиз идет и по катиону и по аниону.

В большинстве случаев эти соли гидролизуются полностью образуя основание и кислоту.

ПРИМЕР 9. Гидролиз соли ацетата аммония. CH 3 COONH 4 + H 2 O Û CH 3 COOH + NH 4 OH

Ионно-молекулярное уравнение:CH 3 COO - + NH 4 + + H 2 O Û CH 3 COOH + NH 4 OH .

Константа гидролиза равна: К Г = К H 2 O /К к-ты . К осн. .

Характер среды олределяется относительной силой кислоты и основания.

Написать подробный Гидролиз солей. ХИМИЯ и получил лучший ответ

Ответ от Ник[гуру]
Сульфид K2S – соль, образованная сильным основанием КОН и слабой кислотой H2S, и в водном растворе подвергнется гидролизу по аниону. K2S + НОН ↔ KOH + КНS – первая ступень гидролиза S(2-) + HOH ↔ НS(-) + OH(-) (pH > 7 – среда щелочная) При нормальных условиях процесс гидролиза сульфида калия K2S протекает по первой ступени и является обратимым процессом. В растворе устанавливается равновесие. При нагревании процесс гидролиза сульфида калия идет по второй ступени. Гидролиз сульфида калия по второй ступени – необратимый процесс, протекающий с выделением сероводорода H2S, в растворе остается только гидроксид калия. КНS + НОН → KOH + Н2S - вторая ступень гидролиза НS(-) + НОН → OH(-) + Н2S(pH > 7 – среда щелочная) Суммарно K2S + 2НОН → Н2S + 2KOH S(2-) + 2HOH → Н2S + 2OH(-) (pH > 7 – среда щелочная) Хлорид цинка ZnCl2 – соль, образованная слабым основанием Zn(OH)2 и сильной кислотой. Гидролиз протекает по катиону. ZnCl2 + НОН ↔ ZnОНCl + НCl – первая ступень гидролиза Zn(2+) + НОН ↔ ZnОН (+) + Н (+) (pH < 7 – среда кислая) При нормальных условиях процесс гидролиза хлорида цинка ZnCl2 протекает по первой ступени и является обратимым процессом. В растворе устанавливается равновесие. По второй ступени гидролиз хлорида цинка, если и протекает, то в очень незначительной степени, равновесие реакции сильно смещено влево. ZnОНCl + НОН ↔ Zn(ОН) 2↓ + НCl – вторая ступень гидролиза ZnОН (+) + НОН ↔ Zn(ОН) 2↓ + Н (+) (pH < 7 – среда кислая) Суммарно ZnCl2 + 2НОН ↔ Zn(ОН) 2↓ + 2НCl Zn(2+) + 2НОН ↔ Zn(ОН) 2↓ + 2Н (+) (pH < 7 – среда кислая) Сульфит аммония (NH4)2SO3 – соль, образованная слабым основанием NH4OH и слабой кислотой H2SO3, гидролиз протекает как по катиону, так и по аниону. (NH4)2SO3 + НОН ↔ (NH4)HSO3 + NH4OH – первая ступень гидролиза SO3(2-) + НОН ↔ HSO3(-) + ОН (-) NH4(+) + НОН ↔ NH4OH + Н (+) Реакцию среды в данном случае определяют по константам диссоциации основания NH4OH и кислоты H2SO3. Кd(NH4OH) = 1,79*10(–5) Кd1(Н2SO3) = 1,3*10(-2) Поскольку константа диссоциации кислоты Н2SO3 по первой ступени больше, чем константа диссоциации основания NH4OH, то среда раствора будет слабокислая рН ≤ 7 При нагревании процесс гидролиза сульфита аммония идет по второй ступени. Гидролиз сульфита аммония по второй ступени – необратимый процесс, протекающий с выделением аммиака NH3 и оксида серы (IV) SO2, (NH4)HSO3 + HOH → NH3 + SO2 + 2H2O – вторая ступень гидролиза NH4(+) + SO3(2-) + H(+) → NH3 + SO2 + H2O (pH = 7 – среда нейтральная) Суммарно (NH4)2SO3 + НОН → 2NH3 + SO2 + 2H2O 2NH4(+) + SO3(2-) → 2NH3 + SO2 + H2O (pH = 7 – среда нейтральная) Фосфат калия К3РО4 – соль, образованная сильным основанием КОН и слабой кислотой Н3РО4, и в водном растворе подвергнется гидролизу по аниону. K3РО4 + НОН ↔ KOH + К2НРО4 – первая ступень гидролиза РО4(3-) + HOH ↔ НРО4(2-) + OH(-) (pH > 7 – среда щелочная) К2НРО4 + НОН ↔ KOH + КН2РО4 – вторая ступень гидролиза НРО4(2-) + НОН ↔ Н2РО4(-) + OH(-) (pH > 7 – среда щелочная) По третьей ступени гидролиз протекает при нагревании КН2РО4 + НОН ↔ KOH + Н3РО4 – третья ступень гидролиза Н2РО4(-)+ НОН ↔ Н3РО4 + OH(-) (pH > 7 – среда щелочная) Суммарно K3РО4 + 3НОН ↔ 3KOH + Н3РО4 РО4(3-) + 3HOH ↔ Н3РО4 + 3OH(-) (pH > 7 – среда щелочная)