10 Лабораторная работа № 10. Водородный показатель и гидролиз солей

Цель: Научиться определять реакцию среды растворов с помощью различных индикаторов. Изучить механизм реакции гидролиза солей.

Теоретическая часть

В чистой воде часть молекул воды диссоциирует на ионы:

Н₂О ↔ Н⁺ + ОН^-

Измерено, что при комнатной температуре концентрации Н⁺ и ОН^¯ равны 10^-7 моль/л. Произведение концентрации Н⁺ и ОН^¯ называют ионным произведением воды и численно равно 10^-14 и его можно записать так: К = [Н⁺ ][ОН^-]

Растворы, в которых концентрация ионов водорода и гидроксид-ионов одинаковы, называют нейтральными растворами. Вместо значения концентрации ионов водорода часто пользуются ее десятичным логарифмом, взятым с обратным знаком, и эта величина называется водородным показателем: рН = - lg . В нейтральной среде рН = 7, в кислой среде рН < 7, в щелочной среде рН > 7. Для приблизительного определения рН пользуются индикаторами, т.е. веществами, меняющими свою окраску в зависимости от щелочности или кислотности среды.

Гидролизом соли называется взаимодействие вещества с водой, при котором составные части вещества соединяются с составными частями воды, сопровождающееся изменением концентрации ионов Н⁺ или ОН^¯ в растворе.

Возможны следующие случаи гидролиза:

1) Соль, образованная сильным основанием и слабой кислотой.

В результате гидролиза такой соли реакция раствора щелочная, т.к. происходит связывание ионов Н⁺ воды с ионами кислотного остатка в слабодиссоциирующую кислоту и накопление в растворе ионов ОН^¯, образующихся в результате образования в растворе сильной щелочи, которая полностью диссоциирует на ионы:

Na₂CO₃ + H₂O ↔ NaHCO₃ + NaOH

Или в ионно-молекулярной форме:

СО₃^2ˉ + Н₂О ↔ НСО₃^¯ + ОН^¯

2) Соль, образованная слабым основанием и сильной кислотой.

Здесь в случае гидролиза соли реакция среды кислая, т.к. ионы ОН^- воды связываются в слабодиссоциирующие основания, а ионы Н⁺ накапливаются в растворе:

CuCl₂ + H₂O ↔ CuOHCl + HCl

или в ионно-молекулярной форме:

Сu²⁺ + H₂O ↔ CuOH⁺ + H⁺

3) Соль, образованная слабой кислотой и слабым основанием.

Это случай полного гидролиза соли. Реакция среды зависит от относительной силы кислоты или основания. Если константа диссоциации кислоты больше константы диссоциации основания, то раствор имеет слабокислую реакцию, при обратном соотношении констант диссоциации – слабощелочную:

NH₄CH₃COO + H₂O ↔ NH₄OH + CH₃COOH

NH₄⁺ + CH₃COO^ˉ + H₂O ↔ NH₄OH + CH₃COOH

4) Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием, гидролизу не подвергаются.

Количественно гидролиз соли оценивается степенью гидролиза. Степень гидролиза – это отношение числа молекул, подвергшихся гидролизу, к общему числу растворенных молекул.

Экспериментальная часть

Опыт 1. Гидролиз солей.

В 6 пронумерованных пробирок налейте по 2 мл дистиллированной воды и добавьте по несколько капель нейтрального лакмуса. Внесите в пробирки порознь по несколько кристалликов следующих солей: 1 – карбонат калия, 2 – фосфат натрия, 3 – хлорид алюминия, 4 – ацетат аммония, 5 – хлорид натрия. Перемешайте растворы и сравните их окраску с окраской раствора в чистой пробирке, рассматривая их на фоне белой бумаги. Результаты опытов занесите в таблицу 5:

Таблица 5 – Результаты опыта 1

№	Формула вещества	Цвет лакмуса	Реакция среды	рН > 7 рН < 7	Подвергается ли соль гидролизу

Составьте ионные и молекулярные уравнения гидролиза солей и укажите случай гидролиза каждой соли (простой или ступенчатый). В случае ступенчатого гидролиза напишите уравнение реакции только для первой ступени, т.к. практически в достаточно концентрированных растворах последующие ступени протекают очень слабо.

Опыт 2. Влияние температуры на степень гидролиза.

Налейте в 2 пробирки раствор хлорида железа. Одну пробирку оставьте для сравнения. Раствор в другой пробирке доведите до кипения. Объясните выпадение осадка. Напишите уравнение реакции гидролиза. Какую роль играет нагревание раствора?

Опыт 3. Полный гидролиз (необратимый).

К 1-2 мл раствора сульфата алюминия прилейте такой же объем раствора соды Nа₂СО₃ . Наблюдайте выделение СО₂ и образование осадка гидроксида алюминия. Проверьте, что выпавший осадок именно гидроксид алюминия, используя свойство амфотерности гидроксида алюминия. Напишите молекулярное и ионное уравнения реакции совместного гидролиза взятых солей.

Опыт 4. Растворение цинка в продукте гидролиза хлорида цинка.

Налейте в пробирку 3-4 мл хлорида цинка. Испытайте реакцию среды лакмусом. В раствор опустите кусочек цинка и нагрейте. Наблюдайте выделение пузырьков водорода. Составьте ионное и молекулярное уравнения гидролиза хлорида цинка и взаимодействия цинка с одним из продуктов гидролиза.

Контрольные вопросы

1) Какими индикаторами определяется кислая, щелочная и нейтральная среда?

2) Какой индикатор называется универсальным?

3) Какие соли подвергаются гидролизу?

4) Как влияет повышение температуры на протекание гидролиза?

5) В каких случаях гидролиз соли является процессом необратимым?