Опыт 2. Получение гидроксида меди (II) и исследование его свойств

1. В пробирку налейте 1-3мл раствора CuSO₄ и прилейте 1-2 капли NaOH., Что наблюдаете? Отметьте окраску образовавшегося осадка.

2. Отфильтруйте свежеосажденный гидроксид меди. Поместите гидроксид меди в чашечку для выпаривания и нагрейте его. Что наблюдаете?

3. К порошку черного цвета добавьте раствор соляной кислоты. Что наблюдаете?

Напишите уравнения реакций в молекулярном и ионном виде.

Опыт 3. Получение и свойства гидроксида цинка

1. В три пробирки 1 – 2 мл раствора ZnCl₂ и несколько капель раствора NaOH до образования осадка. Охарактеризуйте внешний вид осадка гидроксида цинка.

Составить уравнение реакции образования гидроксида цинка в молекулярной и ионной форме

2. В первую пробирку к образовавшемуся осадку Zn(OH)₂ добавить избыток раствора соляной кислоты. Отметить растворение осадка гидроксида цинка в избытке раствора соляной кислоты. Составить уравнения реакций взаимодействия гидроксида цинка с соляной кислотой в молекулярной и ионной форме.

3. Во вторую пробирку добавить раствора гидроксида натрия в избытке. Составить уравнение реакции взаимодействия гидроксида цинка с избытком гидроксида натрия, учитывая, что образуется тетрагидроксоцинкат натрия.

4. В третью пробирку с осадком добавляем избыток раствора аммиака.

Объяснить растворение гидроксида цинка в избытке аммиака. Составить уравнение реакции, учитывая, что происходит образование гидроксида тетрааминцинка (аммиакат цинка).

Ответить, какие кислотно-основные свойства проявляет гидроксид цинка.

Контрольные вопросы и задания:

1. Объяснить значение терминов «амфотерный оксид», «амфотерный гидроксид».

2. Что такое основание?

3. Какие основания относят к сильным и почему? Как их называют?

4. Какие металлы образуют нерастворимые основания?

5. Какова характерная реакция для оснорваний?

6. Чему равно значение рН в растворах сильных оснований и сильных кислот?

Лабораторная работа № 9 «гидролиз. Факторы, влияющие на гидролиз солей»

Цель и содержание:

Экспериментально изучить явление гидролиза солей и влияние различных факторов на этот процесс.

Теоретическое обоснование

Понятие гидролиза.

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.

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.

Типы гидролиза

1. Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием, гидролизу не подвергаются!

2. Соли, образованные сильной кислотой и слабым основанием, при растворении в воде гидролизуются по катиону, вследствие чего реакция раствора становится кислой (рН<7).

3. Соли, образованные слабой кислотой и сильным основанием, при растворении гидролизуются по аниону, реакция раствора становится щелочной (рН>7).

4. При растворении солей, образованных слабой кислотой и слабым основанием, реакцию среды определяет более сильный электролит, так как гидролизу здесь подвергается и анион, и катион.

Степень гидролиза:

Гидролиз протекает, главным образом, по I ступени Количественно процесс гидролиза характеризует степень гидролиза h (%).. – отношение числа гидролизованных молекул соли к общему числу молекул соли.

h (%) = число гидролизованных молекул соли ∙ 100

общее число растворенных молекул соли

Степень гидролиза зависит от природы соли, концентрации соли и температуры; от химической природы образующейся при гидролизе кислоты (основания) при прочих равных условиях.

Уравнения реакции гидролиза солей могут быть записаны в виде:

а) молекулярного уравнения:

CH₃COONa + H₂O ↔ CH₃COOH + NaOH;

б) ионного уравнения:

CH₃COO^- + H₂O ↔ CH₃COOH + OH^-.

Гидролиз солей многоосновных кислот, многокислотных оснований протекает ступенчато с образованием в первом случае гидросолей, во втором – гидрооксосолей.

1) Na₂CO₃ + H₂O ↔ NaHCO₃ + NaOH – первая ступень гидролиза;

I. CO₃^2- + H₂O ↔ HCO₃^- + OH^-;

II. NaHCO₃ + H₂O ↔ H₂CO₃ + NaOH – вторая ступень гидролиза.

HCO₃^- + H₂O ↔ H₂CO₃ + OH^-.

2) ZnCl₂ + H₂O ↔ ZnOHCl + HCl;

I. Zn²⁺ + H₂O ↔ ZnOH⁺ + H⁺;

II. ZnOHCl + H₂O ↔ Zn(OH)₂↓ + HCl;

ZnOH⁺ + H₂O ↔ Zn(OH)₂↓ + H⁺.

Факторы, влияющие на степень гидролиза соли.

Гидролиз является обратимым процессом, поэтому равновесие процесса можно сместить в желаемом направлении, изменяя условия его проведения (концентрацию соли, температуру). Направление смещения равновесия гидролиза определяет принцип Ле-Шателье. 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:

C H₃COONa +H₂O CH₃COOH + NaOH

C H₃COO^– + 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:

C O₃^2– + H₂O HCO₃^– + OH^–

A l³⁺ + 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⁺ + 3CO₃^2– + 3H₂O → 2Al(OH)₃↓ + 3CO₂↑.

Аппаратура и материалы:

Штатив с пробирками; микрошпатель; стеклянные пипетки; универсальный индикатор; водяная баня; дистиллированная вода; 1 н. растворы NaHCO₃, FeCl₃, СН₃СООNa, Al₂(SO₄)₃, Na₂СO₃; NaH₂РO₄, Na₂HРO₄

растворы индикаторов метилового оранжевого, лакмуса и фенолфталеина;

кристаллические соли: СН₃СООNa, Al₂(SO₄)₃ (или хлорид), Na₂СO₃, NaCl, Na₂SO₃.