Методические указания к занятию № 5 Тема: Гидролиз солей

Цель работы Знакомство с закономерностями протекания химических реакций, факторами, влияющими на скорость реакции и на химическое равновесие.

Теоретическая часть.

Гидролиз солей − это обменное взаимодействие ионов соли с молекулами воды, в результате, которого образуется слабый электролит. При этом смещается равновесие электролитической диссоциации воды и, как следствие этого, меняется pH раствора. Вода – слабый амфотерный электролит. Молекулы воды могут, как отдавать, так и присоединять катионы Н⁺ (автопротолиз). В результате взаимодействия между молекулами в чистой воде содержатся помимо молекул H₂O гидроксид-ионы ОН⁻ и катионы водорода Н⁺ (точнее, катионы гидроксония H₃O⁺): H₂O + H₂O ↔ H₃O⁺ + ОН⁻ . Часто это равновесие изображают упрощенным уравнением: H₂O  Н⁺ + ОН⁻

В чистой воде и нейтральных растворах, когда концентрации ионов равны, pH = pОH = – lg 10^{− 7} = 7. При pH < 7 среда раствора называется кислой. В кислых растворах концентрация катионов водорода больше концентрации гидроксид-ионов и, следовательно, больше 10^{− 7} моль/л. При pH > 7 среда раствора называется щелочной. В щелочных растворах [OH^–] > [H+], т. е. больше 10^{− 7} моль/г.

Гидролиз соли, образованной сильным основанием и слабой кислотой (гидролиз по слабому звену − аниону), рассмотрим на примере цианида калия КCN (КOH − сильное основание, HCN − слабая кислота):

КCN → К⁺ + CN⁻

Ионное уравнение гидролиза: CN⁻ + H⁺OH⁻ ↔ HCN + OH⁻

Запишем уравнение гидролиза в молекулярной форме, добавив противоионы исходной соли – ионы К⁺:

КCN + H⁺OH⁻ = КOH + HCN

Гидролиз соли, содержащей многозарядный анион, идет ступенчато, рассмотрим его на примере карбоната натрия Na₂CO₃, образованного слабой двухосновной кислотой H₂CO₃ и сильным основанием NaOH:

CO₃^-2 + H⁺OH⁻ = HCO^{− 3} + OH⁻       (I ступень) 

Представим в молекулярной форме уравнение гидролиза:

Na₂CO₃ + H⁺OH⁻ = NaHCO₃ + NaOH

Образование HCO₃⁻ (т. е. кислой соли), а не молекулы H₂CO₃объясняетсятем, что ион HCO₃^-диссоциируетвгораздоменьшейстепени, чем молекула H₂CO₃:

H₂CO₃↔ H⁺ + HCO₃^-   K₁ = 3 · 10^{− 7}

HCO₃^-↔ H⁺ + CO₃^{− 2}K₂ = 5 · 10^{− 11}

Вторая ступень гидролиза выражена менее сильно, ею часто можно пренебречь:

NaHCO₃ + H⁺OH⁻ ↔ H₂CO₃ +NaOH (IIступень) 

HCO₃⁻ +H⁺OH⁻ ↔ H₂CO₃+ OH^–

Таким образом, в результате гидролиза соли, образованной сильным основанием и слабой кислотой, получаются сильное основание и слабая кислота или кислая соль. Избыточные ионы гидроксид-аниона обуславливают щелочную реакцию раствора, поэтому его pH > 7.

Гидролиз соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой (гидролиз по слабому звену − катиону). В качестве примера возьмем соль хлорид аммония NH₄Cl, которая диссоциирует на ионы NH₄⁺ и Cl⁻ :

NH₄Cl ↔ NH₄⁺ + Cl⁻

NH₄⁺ – ион взаимодействует с молекулами воды с образованием слабого электролита. Ионное уравнение гидролиза хлорида аммония имеет вид NH₄⁺ + H⁺OH⁻ ↔ NH₄OH + H⁺ Слабо поляризующий ион Cl⁻ в гидролитическое взаимодействие с молекулами воды практически не вступает. В молекулярной форме уравнение гидролиза хлорида аммония имеет вид:  

NH₄Cl + H₂O↔ NH₄OH + HCl

3. Гидролиз соли, образованной слабым основанием и слабой кислотой (полный гидролиз и по катиону, и по аниону). Соли этого типа легче других поддаются гидролизу, так как их ионы связывают одновременно оба иона воды, нарушая равновесие электролитической диссоциации воды и образуя слабые электролиты. Так, в случае гидролиза ацетата аммония в гидролитическое взаимодействие с водой вступают как катион NH₄⁺, так и анион CH₃COO⁻ . Реакция среды в результате гидролиза определяется силой слабой кислоты и слабого основания и может быть нейтральной:  

CH₃COONH₄↔ CH₃COO^– + NH₄⁺

CH₃COO⁻ + NH₄⁺ +HOH↔ CH₃COOH + NH₄OH

4. Соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой: NaCl, KNO₃, CaSO₄, гидролизу не подвергаются. Например, хлорид натрия NaCl диссоциирует на слабо поляризующие ионы Na⁺ и Cl⁻ , которые в гидролитическое взаимодействие с водой не вступают. Количественной характеристикой гидролиза является степень гидролиза и константа гидролиза. Степень гидролиза α г определяется отношением числа гидролизованных молекул к общему числу растворенных молекул:  

α г =

Степень гидролиза выражается в долях единицы или в процентах. Степень гидролиза α г зависит от природы соли, концентрации раствора и температуры. Если необходимо увеличить степень гидролиза, то следует добавить воды и повысить температуру.

Вопросы для подготовки к лабораторной работе:

1. Что такое гидролиз? Какие вещества образуются в результате гидролиза? Приведите примеры.

2. Какие соли подвергаются гидролизу? Чем это объясняется?

3. Почему соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой, не подвергаются гидролизу?

4. Какие соли гидролизуются с образованием кислых солей или слабо диссоциирующих кислот? Приведите примеры.

 5. Какие соли гидролизуются с образованием основных солей или слабых оснований? Приведите пример.

 6. Какие соли гидролизуются полностью? Почему? Приведите пример.

 7. Почему в результате гидролиза изменяются кислотно-основные свойства среды? Как ее можно определить?

 8. Что такое степень гидролиза? Как на нее влияют температура и концентрация раствора?

Экспериментальная часть.

Опыт 1 Определение реакции среды различных солей с помощью универсального индикатора

С помощью универсальной индикаторной бумаги определите рН в 1 н. растворах следующих солей: KCl, Na₂CO₃, Al₂(SO₄)₃, (NH₄)₂CO₃, CH₃COONa и сравните с рН дистиллированной воды. Свои наблюдения и выводы запишите в таблице.

 

Номер п/п	Испытуемая соль	Реакция среды	рН раствора

 

Какие соли подвергаются гидролизу? ___________________________________

Напишите уравнения гидролиза солей в молекулярной и ионной форме.

_______________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________ Почему при гидролизе карбоната натрия не выделяется углекислый газ?

_____________________________________________________________________________ Объясните, чем обусловлена реакция среды в каждом случае. _____________________________________________________________________________

Опыт 2 Влияние температуры на степень гидролиза

А. Налейте в пробирку 2-3 мл 1 н. раствора ацетата натрия и 2 капли фенолфталеина. Нагрейте раствор почти до кипения и наблюдайте появление розовой окраски. Охладите пробирку под краном и наблюдайте уменьшение интенсивности окрашивания. Объясните изменение интенсивности окраски раствора с изменением температуры.__________________________________________________________________

Б. В пробирку внесите 7-8 капель сульфата алюминия и столько же ацетата натрия, нагрейте на водяной бане до кипения. Объясните появление осадка.

_____________________________________________________________________________

Опыт 3 Влияние разбавления раствора на степень гидролиза

Внесите в пробирку 2-3 кристаллика хлорида олова (II) и добавьте по каплям воду до выпадения осадка SnOHCl. При подкислении концентрированной соляной кислотой осадок растворяется. Напишите уравнения в молекулярной и ионной форме.

__________________________________________________________________________________________________________________________________________________________ Объясните влияние разбавления раствора и добавления соляной кислоты.______________________________________________________________________

Опыт 4 Влияние силы кислоты и основания, образующих соль, на степень ее гидролиза

Налейте в пробирки по 1-2 мл 1 н. растворов сульфита и карбоната натрия. В каждую пробирку добавьте по одной капле фенолфталеина. Почему окраска фенолфталеина в этих растворах различна? _________________________________ Объясните наблюдаемое явление, сравнив константы диссоциации угольной (К₁ = 4, 3·10^-7; К₂ = 5, 6·10^-11) и сернистой (К₁ = 1, 7·10^-2, К₂ = 6, 8·10^-8) кислот.

Напишите уравнение гидролиза сульфита натрия.

__________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Опыт 5 Полный (необратимый) гидролиз

Внесите в пробирку 6-8 капель сульфата алюминия и столько же карбоната натрия. Отметьте выделение углекислого газа и выпадение осадка гидроксида алюминия. Почему не получилось карбоната алюминия? __________________________________________ Какие соли подверглись полному гидролизу? _______________________________________

Сделайте общий вывод по работе.

_______________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Контрольные вопросы и задачи.

1. Определите, какую среду имеют растворы солей МnСl₂, Na₂CO₃, Ni(NO₃)₂? Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза этих солей.

2. При смешивании растворов FeCl₃ и Na₂CO₃ каждая из взятых солей гидролизуется необратимо до конца. Напишите уравнения гидролиза ионно-молекулярные и молекулярные.

3. Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза солей CH₃COOK, ZnSO₄, Al(NO₃)₃. Какое значение рН (> 7, 7, < 7) имеют растворы этих солей?

4. Определите, какую среду имеют растворы солей Li₂S, А1Сl₃, NiSO₄? Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза этих солей.

5. Составьте ионно-молекулярное и молекулярное уравнения гидролиза соли, раствор которой имеет: а) щелочную реакцию; б) кислую реакцию.

 6. Какое значение рН (> 7, 7, < 7) имеют растворы солей Na₃PO₄, K₂S, CuSО₄? Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза этих солей.

7. Составьте ионные и молекулярные уравнения гидролиза солей CuCl₂, Cs₂CO₃, ZnCl₂. Какое значение рН (> 7, 7, < 7) имеют растворы этих солей?

8. Какие из солей RbCl, Cr₂(SO₄)₃, Ni(NO₃)₂ подвергаются гидролизу? Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей.

9. При смешивании растворов CuSO₄ и K₂CO₃ выпадает осадок основной соли (CuOH)₂CO₃ и выделяется CO₂. Составьте ионно-молекулярное и молекулярное уравнения происходящего гидролиза.

Литература для самоподготовки:

1.    Габриелян, О. С. Общая и неорганическая химия: учеб.пособие для студентов вузов, обучающихся по направлению 050100 " Пед. образование" / О. С. Габриелян, И. Г. Остроумов, Е. Г. Турбина. - М.: Академия, 2011. – 479с.

2.    Коровин Н.В. Лабораторный практикум: учебное пособие \ Н.В. Коровин, В.К. Камышова, Е.Я. Удрис; под общей ред. Н.В. Коровина. – Москва: КНОРУС, 2017. – 336 с.

3.    Общая и неорганическая химия. Учебный справочник / Гусева А.Ф., Атманских И.Н., Балдина Л.И., Анимица И.Е., Нохрин С.С., Кочетова Н.А. Отв. редактор: Нохрин С.С. / Екатеринбург: Издательство Уральского университета, 2012. – 80с.

 

 

⇐ Предыдущая12345678910Следующая ⇒

Поделиться: