- •Введение
- •Основные правила по технике безопасности при работе в химической лаборатории
- •1.2 Основания
- •1.3 Кислоты
- •2 Вопросы для самоконтроля
- •3 Экспериментальная часть
- •1.2 Основные законы химии
- •1) Закон сохранения массы веществ
- •2) Закон сохранения энергии
- •3) Закон эквивалентов
- •4) Закон Авогадро
- •1.3 Растворы
- •Способы выражения концентрации растворов
- •3) Молярная концентрация эквивалента (нормальность)
- •2 Решение типовых задач
- •3 Вопросы для самоконтроля
- •4 Экспериментальная часть
- •1.2 Влияние площади соприкосновения на скорость реакции
- •1.3 Влияние температуры на скорость реакции
- •1.4 Влияние катализатора на скорость реакции
- •2. Примеры решения задач
- •3 Вопросы для самоконтроля
- •4 Экспериментальная часть
- •Лабораторная работа № 4 химическое равновесие
- •1 Теоретическая часть
- •1.1 Состояние химического равновесия, константа равновесия
- •1.2 Смещение химического равновесия
- •2 Примеры решения задач
- •3 Вопросы для самоконтроля
- •4 Экспериментальная часть
- •Лабораторная работа №5 растворы электролитов
- •1 Теоретическая часть
- •1.1 Диссоциация кислот и оснований
- •1.2 Произведение растворимости
- •1.3 Ионное произведение воды, водородный показатель
- •1.4 Составление уравнений реакций ионного обмена
- •2 Примеры решения задач
- •3 Вопросы для самоконтроля
- •4 Экспериментальная часть
- •Гидролиз солей
- •1 Теоретическая часть
- •1.1 Уравнения гидролиза
- •1.2 Константа гидролиза
- •2 Экспериментальная часть
- •Лабораторная работа № 7 окислительно-востановительные реакции
- •1 Теоретическая часть
- •1.1 Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций
- •1.2 Типы окислительно-восстановительных реакций
- •1.3 Направленность окислительно-восстановительных реакций
- •2 Вопросы для самоконтроля
- •3 Экспериментальная часть
- •1.2 Последовательность электродных процессов
- •2 Вопросы для самоконтроля
- •3 Экспериментальная часть
- •3.1. Получение продуктов на катоде и аноде
- •3.2. Гальванотехника
- •3.3. Электрополирование
- •Номенклатура кислот и кислотных остатков
- •Содержание
- •Т.А. Иванова, о.Л. Шепелюк лабораторный практикум по химии
- •Часть 1
- •Издательство государственного образовательного учреждения высшего профессионального образования
- •625000, Тюмень, ул. Володарского, 38.
- •625039, Тюмень, ул. Киевская, 52.
Гидролиз солей
Цель работы: составление уравнений гидролиза одной соли, совместного гидролиза двух солей, определение рН раствора. Смещение равновесия при гидролизе солей
1 Теоретическая часть
Гидролизом солей называются обменные химические реакции ионов солей с водой, сопровождающиеся, как правило, изменением рН среды.
Гидролиз солей может протекать тогда, когда в результате взаимодействия ионов соли и воды образуются малодиссоциированные вещества. Сущность гидролиза состоит в том, что катион соли (слабое основание) либо её анион (слабая кислота) связывают соответственно ионы OH¯ или H+ с образованием слабого электролита (соответственно основания или кислоты).
Гидролизу подвергаются соли образованные:
1. слабым основанием и сильной кислотой (гидролиз по катиону),
2. сильным основанием и слабой кислотой (гидролиз по аниону),
3. слабым основанием и слабой кислотой.
Соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой, гидролизу не подвергаются.
Уравнения реакций гидролиза пишутся аналогично ионным уравнениям: слабые электролиты (в том числе и вода), малорастворимые вещества и газообразные продукты гидролиза пишутся в виде молекул, сильные электролиты записываются в виде ионов. Реакции солей, образованные многоосновными кислотами и многокислотными основаниями пишутся по ступеням, в соответствии с их ступенчатой диссоциацией. Следует помнить, что гидролиз соли по второй и третьей ступени протекает в очень незначительной степени.
1.1 Уравнения гидролиза
Гидролиз соли, образованной сильным основанием и слабой кислотой.
KCN + H2O ⇄ HCN + KOH молекулярное уравнение
K+ + CN¯ + H2O ⇄ HCN + K+ + OH¯ полное ионно-молекулярное уравнение
CN¯ + H2O ⇄HCN + OH¯ сокращенное ионно-молекулярное уравнение
Ступенчатый гидролиз:
I ступень:
K2CO3 + H2O ⇄ KHCO3 + KOH
2K+ + CO32¾ + H2O ⇄ K+ + HCO3¯ + K+ + OH¯
CO32¾ + H2O ⇄ HCO3¯ + OH¯
II ступень:
KHCO3 + H2O ⇄ H2CO3 + KOH
K+ + HCO3¯ + H2O ⇄ H2CO3 + K+ + OH¯
HCO3¯ + H2O ⇄ H2CO3 + OH¯
Соль сильного основания и слабой кислоты гидролизуется с увеличением концентрации гидроксид-ионов в растворе, при этом рН раствора становится больше 7.
2) Гидролиз соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой.
NH4Cl + H2O ⇄ NH4OH + HCl молекулярное уравнение
NH4+ + Cl¯ + H2O ⇄ NH4OH + H+ + Cl¯ полное ионно-молекулярное уравнение
NH4+ + H2O ⇄ NH4OH + H+ сокращенное ионно-молекулярное уравнение
Ступенчатый гидролиз:
I ступень:
CuCl2 + H2O ⇄ CuOHCl + HCl
Cu2+ + 2Cl¯ + H2O ⇄ CuOH+ + Cl¯ + H+ + Cl¯
Cu2+ + H2O ⇄ CuOH+ + H+
II ступень:
CuOHCl + H2O ⇄ Cu(OH)2 + HCl
CuOH+ + Cl¯ + H2O ⇄ Cu(OH)2 + H+ + Cl¯
CuOH+ + H2O ⇄ Cu(OH)2 + H+
Соль слабого основания и сильной кислоты гидролизуется с увеличением концентрации ионов водорода в растворе, при этом рН раствора становится меньше 7.
3) Гидролиз соли, образованной слабым основанием и слабой кислотой.
NH4CN + H2O ⇄ HCN + NH4OH
В реакции гидролиза участвуют и катион, и анион соли, связывающие соответственно гидроксид-ионы и ионы водорода. Гидролиз протекает практически до конца. Поэтому реакция среды в результате гидролиза определяется относительной силой образующейся слабой кислоты и слабого основания, и часто бывает нейтральной. Для определения реакции среды в данном случае следует сравнить константы диссоциации полученной кислоты и основания. Так, для приведенного примера: Кд (NH4OH) = 1,8×10-5, Kд (HCN) = 7,1×10-10, циановодородная кислота является более слабым электролитом, поэтому реакция среды будет щелочной.
Если рассмотреть гидролиз ацетата аммония:
CH3COONH4 + H2O ⇄CH3COOH + NH4OH
то реакция среды будет нейтральная, т.к. Кд(CH3COOH)=1,8×10-5
Kд(NH4OH) = 1,8×10-5.
4) Гидролиз соли, образованной сильным основанием и сильной кислотой.
Гидролиз соли образованной сильным основанием и сильной кислотой не протекает.
5) Совместный гидролиз двух солей
Гидролиз некоторых солей, образованных очень слабыми кислотами и основаниями является необратимым, например гидролиз сульфидов и карбонатов Al3+, Cr3+, Fe3+.
Al2S3 + 6H2O = 2Al(OH)3 +3H2S
Эти соединения нельзя получить в водном растворе (в таблице растворимости стоит прочерк). При взаимодействии солей этих металлов с растворами сульфидов и карбонатов в осадок выпадают не сульфиды и карбонаты, а гидроксиды алюминия, хрома (III), железа (III).
2AlCl3 + 3Na2S + 6H2O = 2Al(OH)3¯ + 3H2S + 6NaCl
2Al3+ + 6Cl¯ + 6Na+ + 3S2¾ + 6H2O = 2Al(OH)3 ¯+ 3H2S + 6Na+ + 6Cl¯
2Al3+ + 3S2¾ + 6H2O = 2Al(OH)3¯ + 3H2S