Лабораторная работа № 8

ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ

Цель работы: исследование процесса гидролиза солей и установление факторов, влияющих на гидролиз.

1. ТЕОРЕТИЧЕСКОЕ ВВЕДЕНИЕ

При растворении некоторых солей в воде нарушается равновесие диссоциации воды. Это является результатом обменных реакций растворенного вещества с растворителем, приводящих к образованию труднорастворимых, газообразных и малодиссоциирующих соединений. Такое обменное взаимодействие растворенного вещества с водой называется гидролизом.

В зависимости от природы растворенного вещества, его гидролиз может происходить по-разному. Так если соль образована сильной кислотой и основанием равной силы, то она полностью распадается в воде на свои составные части, а ее катионы и анионы, сталкиваясь с ионами Н+ и ОН- , практически ими не связываются. Происходит это по тому, что получающиеся в результате такого столкновения сильные кислота и основание, вновь моментально распадаются на ионы. Поэтому равновесие электролитической диссоциации воды не смещается, концентрация ионов водорода и гидроксида остается постоянной, равной 10-7моль/литр.

Гидролизу подвергаются все остальные соли:

·             образованные катионом сольного основания и анионом слабой кислоты – происходит гидролиз по аниону;

·             образованные катионом слабого основания и анионом сильной кислоты – происходит гидролиз по катиону;

·             образованные катионом слабого основания и анионом слабой кислоты – происходит гидролиз и по катиону и по аниону.

Процесс гидролиза количественно характеризуется степенью гидролиза (h) и константой гидролиза (Кг). Степенью гидролиза называется отношение числа молекул, подвергшихся гидролизу (Сгидр.), к общему числу растворенных молекул (Собщ.):

Степень гидролиза зависит от следующих факторов:

1.     природы соли;

2.     ее концентрации;

3.     температуры раствора.                                        

Разбавление раствора равноценно увеличению концентрации одного из реагирующих веществ (воды) и приводит к усилению гидролиза. Гидролиз концентрированных растворов происходит слабее. Процесс гидролиза эндотермичен, по этому с повышением температуры протекает полнее. Следовательно при гидролизе соблюдается принцип Ле-Шателье. Константой гидролиза (Кг) называется - отношение произведения концентрации продуктов гидролиза к концентрации негидролизованной соли (определяется обычно по таблицам). Величина Кг, в отличие от степени гидролиза, не зависит от концентрации раствора, поэтому является более удобной характеристикой процесса. Обе величины связаны между собой отношением аналогичным закону разбавления:

где  С – исходная концентрация соли в растворе, (моль/литр).

Если степень гидролиза мала (h << 1), то Кг = h2*С,

ПРИМЕР 1

Составьте молекулярное и ионно-молекулярное уравнение гидролиза солей: а) NaCN , б) К2СО3

Решение:

а) Цианид натрия NaСN – соль слабой одноосновной кислоты HCN и сильного основания NaOH. При растворении в воде молекулы NaCN  полностью диссоциируют на катионы Na+  и анионы CN . Катионы Na+ не могут связывать ионы ОН- воды , так как NaOH – сильный электролит . Анионы же CN-связывают ионы Н+ воды , образуя молекулы слабого электролита HCN . Соль гидролизуется , как говорят , по аниону. Ионно-молекулярное уравнение гидролиза:

CN- + H2O ⇄ HCN + OH-

или в молекулярной форме:

NaCN + H2O ⇄ HCN + NaOH

В результате гидролиза в растворе появляется некоторый избыток ионов ОН-, поэтому раствор NaCN имеет щелочную реакцию (рН > 7).

б) Карбонат калия K2CO3 – соль слабой многоосновной кислоты  и сильного основания. В этом случае анионы соли СО32-, связывая водородные ионы воды, образуют анионы кислой соли НСО3-, а не молекулы Н2СО3. В обычных условиях  гидролиз идет по первой ступени, соль гидролизуется по аниону. Ионно-молекулярное уравнение гидролиза:

СО32- + НОН ⇄НСО3- + ОН-

или в молекулярной форме:

К2СО3 + Н2О ⇄ НСО3 + КОН

В растворе появляется избыток ионов ОН- ,поэтому раствор К2СО3 имеет щелочную реакцию рН>7.

ПРИМЕР 2

Составьте молекулярное  и ионно-молекулярное  уравнение реакции гидролиза соли CuCl2 .

Решение:

Хлорид меди – соль слабого  многокислотного основания Cu(OH)2 и сильной кислоты HCl . В данном случае катионы Cu2+ связывают гидроксильные ионы  воды, образуя катионы основной соли CuOH+. Образование молекул Сu(OH)2 не происходит, так как ионы CuOH+ диссоциируют гораздо треднее, чем молекулы  Cu(OH)2.

В обычных условиях гидролиз идет по первой ступени.

Соль гидролизуется по катиону. Ионно-молекулярное уравнение гидролиза:

Cu2+ + H2O ⇄ CuOH+ + H+

или в молекулярной форме:

CuCl2 + H2O ⇄CuOHCl + HCl

В растворе появляется избыток ионов водорода, поэтому раствор ZnCl2 имеет кислую реакцию (рН > 7) .

ПРИМЕР 3

Составьте молекулярное и ионно-молекулярное уравнение реакции гидролиза соли Pb(CH3COO)2 .

Решение:

Ацетат свинца – соль слабого многокислотного основания Pb(OH)2  и слабой одноосновной кислоты CH3COOH. В данном случае параллельно протекают два процесса:

Pb+2 + H2O⇄PbOH+ + H+

СН3СОО- + Н2О⇄СН3СОО + ОН-

Ионно - молекулярное уравнение:

Pb2+ + СН3СОО- + Н2О ⇄ PbOH+ + СН3СООН

или в молекулярной форме:

Pb(СН3СОО)2 + Н2О ⇄  PbOHСН3СОО + СН3СООН

Реакция раствора при этом зависит от относительной силы кислоты и основания, образующих соль. Если Ккисл. = Косн., то катион и анион гидролизуются в равной степени и реакция раствора будет нейтральной (рН = 7). Если Ккисл. > Косн., то катион соли гидролизуется в большей степени, чем анион, и  концентрации ОН- - ионов. В данном случае реакция раствора слабокислая. Наконец, если Ккисл. < Косн., то гидролизу преимущественно подвергается анион соли, и реакция раствора будет слабощелочной.

ПРИМЕР 4.

Какие продукты образуются при смешивании растворов солей Fe(NO3)3 и Na2CO3? Составьте ионно-молекулярное и молекулярное уравнение реакции.

Решение: Соль Fe(NO3)3 гидролизуется по катиону, а Na2CO3 – по аниону.

Fe3+ + Н2О ⇄ FeОН2+ + Н+

CO32־ + Н2О ⇄ НСО־3- + ОН

Гидролиз этих солей обычно ограничивается  первой ступенью. При смешивании растворов этих солей ионы Н+ и ОН־ взаимодействуют, образуя молекулы слабого электролита. Это приводит к тому, что усиливается гидролиз каждой из солей до образования  осадка и газа: Fe(ОН)3 и СО2

Ионно-молекулярное уравнение

2 Fe+3  + 3CO32-  + 3Н2О = 2Fe(ОН)2¯ + СО2­

Молекулярное уравнение

2Fe(NO3)3 + 3Na2CO3  + 3Н2О = 2Fe(ОН)2¯ + 3СО2­ + 6Na NO3

Для воды и ее растворов произведение концентрации ионов Н+  и ОН- величина постоянная при данной температуре и называется ионным произведением воды Кв. При 25оС Кв = [H+] · [OH-] = 1·10-14. Постоянство ионного произведения воды дает возможность вычислить концентрацию одного вида ионов, если известна концентрация другого вида ионов, а именно:

 

            

 

В чистой воде [H+] = [OH-] =  = 10-7 моль/л

Концентрация ионов водорода указывает  на характер среды:

[H+] = [OH-] = 10-7 моль/л, нейтральная среда;

[H+] > 10-7 моль/л, кислая среда;

[H+] < 10-7 моль/л, щелочная среда.

Для удобства оценки кислотности и щелочности среды пользуются не концентрацией водородных ионов, а величиной водородного показателя рН, он равен отрицательному десятичному логарифму концентрации водородных ионов рН = -lg[H+], следовательно, в щелочной среде рН > 7; в нейтральной  среде рН = 7, в кислой среде рН < 7.

ПРИМЕР.

Вычислить рН раствора, если  [H+] = 0,0001 = 10-4 моль/л.

Решение: [H+]= 0,0001 = 10-4 моль/л.

рН = -lg10-4 = 4; рН = 4

2.     ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ

ОПЫТ 1. РЕАКЦИЯ СРЕДЫ В РАСТВОРАХ РАЗЛИЧНЫХ СОЛЕЙ.

В пять пробирок до 1/3 их объема налить нейтральный раствор лакмуса. Одну пробирку оставить в качестве контрольной, а в остальные добавить по одному микрошпателю кристаллов следующих солей: в первую – хлорида алюминия, во вторую – карбоната натрия, в третью – хлорида калия, в четвертую – ацетата аммония.

По изменению окраски лакмуса сделать вывод о реакции среды в растворе каждой соли. Полученные результаты внести в таблицу.

Таблица 1.

Реакция среды в растворах солей

№ пробирки

Формула соли

Окраска лакмуса

Реакция среды

РН раствора

рН<7

рН=7

рН>7

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Какие из исследованных солей подвергаются гидролизу? Написать ионные и молекулярные уравнения реакций их гидролиза и указать вид гидролиза каждой соли (простой или ступенчатый).

В случае ступенчатого гидролиза написать уравнение реакции только для первой ступени, так как практически в достаточно концентрированных растворах последующие ступени протекают очень слабо.

 

ОПЫТ 2. СЛУЧАИ ПОЛНОГО (НЕОБРАТИМОГО) ГИДРОЛИЗА СОЛЕЙ.

 .

В две пробирки внести по 6-8 капель раствора хлорида алюминия. В одну пробирку добавить такой же объем раствора  сульфида натрия, в другую -  раствора карбоната натрия. Отметить выделение сероводорода в первой пробирке (по запаху) и пузырьков диоксида углерода во второй. В обоих случаях в осадок выпадает гидроксид алюминия.

Написать уравнения реакций, которые привели к образованию гидроксида алюминия. Почему не получилось сульфида и карбоната алюминия.

 

ОПЫТ 3. ВЛИЯНИЕ ТЕМПЕРАТУРЫ НА СТЕПЕНЬ ГИДРОЛИЗА СОЛИ.

 

В два стакана налить 1 М раствор ацетата натрия. Один стакан нагреть почти до кипения раствора. Затем в оба стакана капнуть по 3-5 капель фенолфталеина. Окраска появляется в стакане с горячим раствором, это указывает на усиление гидролиза при нагревании.

 

ОПЫТ 4. ОПРЕДЕЛЕНИЕ РЕАКЦИИ СРЕДЫ.

 

Для определения реакции среды пользуются индикаторами – веществами, которые изменяют окраску в зависимости от концентрации в растворе ионов Н+.

Индикаторы – слабодиссоциирующие органические кислоты  или основания, у которых недиссоциированные молекулы и ионы благодаря разному строению имеют различную окраску.

Лакмус содержит так называемую азометиновую кислоту, недиссоциированные молекулы которой красного цвета, а анионы – синего цвета.

Диссоциация лакмуса:

 

HInd ⇄ H+ + Ind-

красный                синий

При растворении лакмуса в воде его молекулы HInd, присутствуя совместно с Ind-, придает раствору промежуточную (фиолетовую) окраску.

Если  к этому прибавить кислоты, вследствие увеличения [H+] равновесие диссоциации  сместится влево – раствор станет красным.

При добавлении к нейтральному раствору лакмуса [ОН-] равновесие  сместится вправо – раствор станет синим. Аналогично объясняется изменение  окраски у других индикаторов.

Определение рН раствора с точностью = 0,02 рН проводят на приборе, называемом рН-метр.

Для получения достоверных данных необходимо точно соблюдать правила работы на рН-метре.

Перед погружением в раствор электроды необходимо каждый раз промывать дистиллированной водой и удалять остатки воды фильтровальной бумагой. Правильность работы прибора проверяется по буферному раствору, рН которого известно и постоянно. Проверку проводит перед измерением лаборант.

В сухой стаканчик залить анализируемый раствор и погрузить в него электроды. Установить ручку термокомпенсатора в положение, соответствующее комнатной температуре (20оС). Ручку «переключателя рода работ» установить в положение рН, а кнопку «выбора диапазонов» в положение «1-19». Отсчет показаний рН производится после его установления, примерно в течение 3 минут по нижней шкале. Для уточнения показания следует нажать кнопку одного из диапазонов измерения, кроме «1-19». По окончании измерений промойте электроды и опустите их в стаканчик с дистиллированной водой.

 

Hosted by uCoz