Гидролиз солей



жүктеу 107.28 Kb.
Дата12.04.2019
өлшемі107.28 Kb.
түріЛабораторная работа

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА

ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ



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


  1. 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 CH3COONa.
В водном растворе:
CH3COONa CH3COO + Na+

H2O H+ + OH
Ионы CH3COO 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:
CH3COONa +H2O CH3COOH + NaOH
в ионной форме:

CH3COO + Na+ + H2O CH3COOH + Na+ +OH,


CH3COO + H2O CH3COOH +OH,
Реакция среды при гидролизе соли, образованной сильным основанием и слабой кислотой, – щелочная.(pH>7).

Гидролиз фосфата калия K3PO4.

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

I ступень:
K3PO4+ H2O K2HPO4 + KOH




K3PO4 3K+ + PO43–

= HPO42–



H2O OH + H+
PO43– + H2O HPO42– +OH,
II ступень:
K2HPO4+ H2O KH2PO4 + KOH




K2HPO4 2K+ + HPO4

= H2PO4



H2O OH + H+

H2PO42– + H2O H2PO4 +OH,


III ступень:
KH2PO4+ H2O H3PO4 + KOH




KH2PO4 K+ + H2PO4

= H3PO4



H2O OH + H+

H2PO4 + H2O H3PO4 +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 NH4NO3.
Нитрат аммония диссоциирует на ионы NO3 и ионы NH4+. Ионы NH4+ связывают ионы OH воды, вызывая смещение равновесия диссоциации воды в сторону увеличения концентрации H+ – ионов в растворе.

NH4NO3 NO3 + NH4+

= NH4OH

H2O H+ + OH
Уравнение гидролиза в молекулярной форме:

NH4NO3 + H2O NH4OH + HNO3;


В ионной форме:

NH4++ NO3 + H2O NH4OH + H+ + NO3



NH4+ + H2O NH4OH + H+
Реакция среды при гидролизе соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой, – кислая ( рН<7).
Гидролиз сульфата цинка ZnSO4.
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.

I ступень:

2ZnSO4 + 2H2O (ZnOH)2SO4 + H2SO4




ZnSO4 SO42– + Zn2+

= ZnOH+



H2O H+ + OH
Zn2+ +H2O ZnOH+ + H+

II ступень:


(ZnOH)2SO4 + 2H2O 2Zn(OH)2 + H2SO4




(ZnOH)2SO4 SO42– + 2 ZnOH+

= Zn(OH)2



H2O H+ + OH
ZnOH+ + H2O Zn(OH)2 + H+,

Реакция среды кислая (рН<7).


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 CH3COONH4
Соль CH3COONH4 образованна слабым основанием NH4OH и слабой кислотой CH3COOH одинаковой силы. (Кдис.NH4OH =1.8∙10-5; Кдис.CH3COOH =1.8∙10-5).
Реакция гидролиза в молекулярной форме:

CH3COONH4 +H2O NH4OH + CH3COOH


в ионно-молекулярной форме:

NH4+ + CH3COO + H2O NH4OH + CH3COOH.


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 NH4CN (Кдис.HCN =7.2∙10-10; Кдис.NH4OH =1.8∙10-5)


NH4CN +H2O NH4OH + HCN
среда будет слабощелочной (рН>7).

Гидролиз соли, образованной слабым многокислотным

основанием и слабой многоосновной кислотой, например, Al2S3.
Уравнение реакции гидролиза этой соли:

Al2S3 + 6H2O 2Al(OH)3↓+ 3H2S↑


Ион алюминия связывает ион гидроксила

Al3+ + H2O AlOH2++ H+,

а сульфид-ион связывает ионы водорода:



S2– + H2O 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 H2S.
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:

CH3COONa ~ на 0,003% (Кдис.CH3COOH =1.8∙10-5)

NaCN ~ на 5% (Кдис.HCN =7.9∙10-10)


1.5 Факторы, влияющие на степень 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.

Например:


CH3COONa +H2O CH3COOH + NaOH
CH3COO + H2O CH3COOH +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 Na2CO3 и сульфата алюминия Al2(SO4)3, взятых порознь устанавливаются равновесия:
CO32– + H2O HCO3 + OH
Al3+ + H2O AlOH2++ 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 CO2.
Al2(SO4)3+ 3Na2CO3 + 3H2O → 2Al(OH)3↓ + 3CO2↑ + 3Na2SO4
2Al3+ + 3CO32– + 3H2O → 2Al(OH)3↓ + 3CO2↑.


  1. Практическая часть.

Опыт 1. Различные случаи гидролиза солей.

Взять пять пробирок.

В первую пробирку налить 1 мл раствора хлорида аммония NH4Cl, во вторую – 1 мл раствора ацетата натрия CH3COONa, в третью – 1 мл раствора хлорида натрия NaCl, в четвертую – 1 мл раствора карбоната натрия Na2CO3, 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.


Окраска универсального индикатора

в зависимости от значения рН раствора

Таблица 1.


рН

Окраска индикатора

2

3

4



5

6

7



8

9

10



розовая

красно-оранжевая

оранжевая

желто-оранжевая

желтая

желто-зеленая



зеленая

сине-зеленая

фиолетовая

Результаты наблюдений свести в таблицу.

Таблица 2.


№ пробирки

1

2

3

4

Растворенная соль

NH4Cl

CH3COONa

NaCl

Na2CO3

Цвет индикатора













рН












Сделать выводы. Составить уравнения реакций гидролиза в молекулярной и ионной форме.


Опыт 2. Влияние концентрации раствора на степень гидролиза соли.


Налить в пробирку 1–2 мл раствора сульфата цинка (ZnSO4), добавить по каплям раствор гидроксида калия (КОН) до появления осадка, а затем до его растворения. К полученному раствору добавить воду до появления осадка.

Сделать выводы. Составить уравнения реакций гидролиза в молекулярной и ионной формах.


Опыт 3. Влияние температуры на степень гидролиза соли.

Налить в пробирку 1–2 мл раствора ацетата натрия CH3COONa и прибавить 1–2 капли фенолфталеина. Нагреть раствор в пробирке и наблюдать изменение окраски индикатора. Сделать вывод о влиянии температуры на степень гидролиза солей и дать объяснение.



Опыт 4. Смещение равновесия гидролиза.

Налить в пробирку 2–3 капли раствора хлорида железа (III) FeCl3, а затем прибавить по каплям раствор карбоната натрия Na2CO3 до появления осадка и выделения газа. Сделать вывод. Составить уравнения реакций.


Требования к отчету.

Отчет должен содержать цель работы, краткое описание хода работы и наблюдаемых явлений, уравнения реакций гидролиза в молекулярной и ионно-молекулярной формах с названием продуктов реакций и выводы, включающие ответы на три первых пункта контрольных вопросов.




  1. Контрольные вопросы и задания.

  1. Что такое гидролиз солей? Дайте определение.

  2. Какие соли подвергаются гидролизу? Приведите примеры.

  3. Какие факторы влияют на гидролиз солей и почему?

  4. Составьте молекулярные и ионные уравнения гидролиза следующих солей: Таблица 3.

Вариант

Соли

Вариант

Соли

1

2

3



4

5

6



7

8

9



10

11

12



13

14

15



16

NaCN, ZnBr2

Fe2(SO4)3, KNO2

K2SO3, CH3COONa

Pb(NO3)2, NH4Cl

Na2S, KClO

K3PO4, NH4NO3

K2CO3, NaBrO

CuCl2, KCN

NiSO4, (NH4)2SO4

FeCl3, Ba(NO2)2

AlBr3, NaClO

Cr(NO3)3, Ca(CH3COO)2

Na3PO4, Ba(CN)2

Na2SO3, KCNS

Na2CO3, KIO

CuSO4, NaClO2



17

18

19



20

21

22



23

24

25



26

27

28



29

30

31



32

NiCl2, NaNO2

Fe(NO3)3, NaIO

ZnSO4, NH4ClO4

Pb(ClO4)2, LiNO2

CdCl2, Ca(CN)2

Ba(ClO)2, FeBr3

Cu(NO3)2, Ba(CH3COO)2

CoSO4, Ca(ClO)2

CrCl3, Ca(NO2)2

Fe(ClO4)3, NH4Br

Al2(SO4)3, KBrO

CrCl3, KClO2

Cd(NO3)2, CH3COOK

AlCl3, NH4I

Cr2(SO4)3, Sr(CH3COO)2

Ni(NO3)2, Ba(ClO)2



5. В какой цвет будет окрашен лакмус в растворах следующих солей: Таблица 4.

Вариант

Соль

Вариант

Соль

1

2

3



4

5

6



7

8

9



10

11

12



13

14

15



16

Na2CO3

KCl


NH4NO3

Na2SO4

K2SO3

FeCl3

Al(NO3)3,

K2S

KI

Na3PO4



K2CO3

KNO2

KNO3

NaCN


Na2S

ZnCl2



17

18

19



20

21

22



23

24

25



26

27

28



29

30

31



32

Fe2(SO4)3

NH4Cl

AlCl3

NaCl


KClO4

Na2SO3

(NH4)2SO4

CrCl3

KClO2

CaS


Ba(NO3)2

K3PO4

BaCl2

NaNO3

CH3COOK

NaClO










Достарыңызбен бөлісу:


©kzref.org 2019
әкімшілігінің қараңыз

    Басты бет