Работа 9.Гидролиз солей.

Цель работы - изучение некоторых реакций обмена между электролитами; изучение водных растворов солей, связанных с реакцией гидролиза.

Реакции обмена.

Обязательным условием течения реакций между электролитами является удаление из раствора тех или иных ионов - например, вследствие образования слабо диссоциирующих веществ, или веществ, выделяющихся из раствора в виде осадка или газа. Иначе говоря, реакции в растворах электролитов всегда идут в сторону образования наименее растворимых веществ.

Уравнения реакций в таких случаях рекомендуется записывать в молекулярно-ионной форме, которая позволяет лучше понять сущность протекающих процессов. В молекулярно-ионных уравнениях сильные электролит пишутся в виде ионов, а слабые электролиты, трудно растворимые вещества - в виде молекул.

Существует четыре случая обменных реакций в растворах электролитов, равновесие которых сильно смещено в сторону образования продуктов реакции:

1. Реакции, идущие с образованием осадка.

2. Реакции, сопровождающиеся образованием газообразных (летучих) веществ.

3. Реакции, протекающие с, образованием слабых электролитов.

4. Реакции, идущие с образованием комплексных ионов.

Гидролиз солей.

Гидролизом называются обменные химические реакции, протекающие с участием воды. Гидролизом соли называются, взаимодействие соли с водой. Приводящее к образованию слабого электролита (слабой кислоты, слабого основания, кислого или основного иона). В результате гидролиза в растворе накапливаются илиионы, поэтому растворы многих солей име­ют кислую или щелочную реакцию среды.

Признаком гидролиза соли является изменение нейтральной реакции среды водного раствора. Например, при растворении в воде хлорида аммо­ния образуется избыток ионови раствор подкисляется (< 7):

или

Однако не все соли вступают в реакцию гидролиза. Если растворить в воде хлорид калия . нейтральная реакция среды (=7), характерная для чистой воды, не изменяется, т.е. в растворе сохранится равенство.

или

Можно утверждать, что соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой (,,и т.п.), в реакцию гидролиза не вступают.

С водой взаимодействуют:

1) соли, образованные слабыми основаниями и сильными кислотами. (,,,и т.п.).

2) соли, образованные слабыми кислотами и сильными основаниями. (, , , и т.п.).

3) соли, образованные слабыми основаниями и слабыми кислотами. (,и т.п.).

Из рассмотренных примеров следует, что в реакции с водой вступают катионы слабых оснований и анионы слабых кислот. Если эти ионы много­зарядные (Fe³⁺, Cu²⁺, ,и т.п.) их взаимодействие с водой обычно идет до образования основного или кислого иона (первая ступень гидролиза). Первая ступень гидролиза выражена наиболее сильно.

Например:

Количественно гидролиз характеризуется степенью гидролиза () и константой гидролиза (). Степень гидролиза представляет собой отно­шение числа молекул, подвергшихся гидролизу (С), к общему числу моле­кул данной соли ().

Для солей, образованных сильным основанием и сильной кислотой =0. Для солей, образованных слабым основанием и слабой кислотой в разбавленных растворах=100%.

В общем виде реакцию гидролиза соли можно представить уравнением:

Константа равновесия этого процесса:

Так как [] в разбавленных растворах можно считать величиной постоянной то и произведениеK*[] также постоянно. Эту величину на­зывают константой гидролиза, т.е.

В случае гидролиза по аниону (например, для ) уравнение прини­мает вид:

или

- ионное произведение воды.

Аналогично для гидролиза по катиону (например, для )

Для гидролиза по катиону и аниону получаем:

К реакциям гидролиза соли применимы все положения и законы о химическом равновесии. Равновесие процесса гидролиза, отвечающее равенству скоростей реакций гидролиза и нейтрализации () подвижно и может быть смещено вправо () или влево () в соответствии с принципом Ле Шателье. Так, например, при повышении температуры равно­весия гидролиза смещается вправо, так как прямая реакция эндотермичес­кая (> 0), а обратная (нейтрализация) - экзотермическая (< 0).

Связь между константой гидролиза соли () и степенью гидролиза () в растворе заданной концентрации () выражается законом Оствальда:

Рассмотрим несколько примеров (все расчеты выполняются с допуще­нием С = а - равенство концентраций ионов их активностям).

ПРИМЕР 1.

Рассчитайте константу, и степень гидролиза соли в 0,001н растворе при 289К, учитывая только первую ступень процесса.

Решение: соль образована сильным основанием и слабой кис­лотой, поэтому гидролизуются только ионы. Уравнение реакции:

Константа равновесия процесса:

умноженная на концентрацию воды:

называется константой гидролиза соли. Ее вычисляют по формуле:

где - ионное произведение воды;

- константа диссоциации продукта гидролиза. Следова­тельно:

=10^-14/(4,8*10^-11)

Следует обратить внимание на то, что величина константы гидролиза, как и любой другой константы равновесия реакции, не зависит от концентрации растворенного вещества, а зависит лишь от температуры.

Степень гидролиза может быть вычислена по формуле:

откуда или

ПРИМЕР 2.

Рассчитайте 0,1н раствора.

Решение: соль образована слабым основанием и сильной кислотой, поэтому гидролизуются ионы. Уравнение реакции:

при гидролизе хлорида аммония в растворе образуется избыток ионов водорода. Водородный показатель среды вычисляют по формуле:

в растворе равно концентрации прореагировавших ионов

Значение вычисляют по уравнению.

Итак:

Определяем степень гидролиза соли по уравнению:

Зная , находим:

=0,1*0,75*10^-4=0,75*10^-5 моль/л

=-lg0,75*10^-5=5,125

Экспериментальная часть.

ОПЫТ 1. Ионные реакции обмена с образованием слабого электролита.

а) положите, в пробирку несколько кристаллов хлорида аммония и прилейте раствор гидроксида натрия. Определите выделяющийся газ по за­паху, слегка нагрев пробирку. Составьте уравнение реакции.

б) спустите в пробирку несколько кристаллов ацетата натрия и прилейте разбавленную серную кислоту. Напишите уравнение реакции.

ОПЫТ 2. Ионные реакции обмена с образованием осадков.

Налейте в три пробирки по 2-3 капли раствора хлорида бария и добавьте в одну из них несколько капель раствора сульфата натрия, а в другую - раствора серной кислоты, в третью - раствора сульфата алюминия. Наблюдайте появление одинакового осадка. Составьте уравнения реакций. Что можно сказать о сущности реакций в проделанном опыте?

ОПЫТ 3. Гидролиз солей. В четыре пробирки налейте по 1мл воды и по 1-2 капли фиолетового раствора лакмуса. В три пробирки введите 1-2 капли карбоната натрия , хлорида цинкаи нитрата натрия. Четвертая пробирка служит для сравнения полученных окрасок.

Какие из испытуемых солей подвергаются гидролизу? Составьте уравнения гидролиза.

ОПЫТ 4. Смещение равновесия реакции гидролиза соли при разбавле­нии раствора.

Убедитесь в том, что концентрированный раствор нитрата свинца прозрачен.

В коническую колбу налейте 50мл дистиллированной воды и добавьте 1-2 капли концентрированного раствора . Наблюдайте образование осадка.

При оформлении опыта:

1. Назовите гидролизующийся ион, составьте уравнение реакции гидролиза и объясните, почему концентрированный раствор прозра­чен.

2. Объясните, почему при разбавлении в колбе появляется осадок. Составьте уравнение образования осадка. Имеет ли отношение эта реакция к процессу гидролиза рассматриваемой соли?

3. Сделайте вывод о влиянии разбавления растворов, гидролизирующихся солей на гидролитическое равновесие.

ОПЫТ 5. Смещение равновесия реакции гидролиза при изменении тем­пературы.

В пробирку внесите 5-6 мл раствора ацетата натрия и 1-2 капли индикатора (фенолфталеина). Содержимое пробирки разделите на две части, одну из них оставьте для сравнения, другую нагрейте до кипения.

Сравните окраску индикатора в обеих пробирках. Дайте пробирке ох­ладиться и снова сравните окраску индикатора в обеих пробирках. Опиши­те и поясните свои наблюдения.

Составьте уравнение реакции гидролиза соли, назвав предварительно гидролизующийся ион. Сделайте вывод о среде раствора и о влиянии температуры на гидролитическое равновесие.

Контрольные вопросы.

1. Составьте ионно-молекулярные уравнения следующих реакций:

2. Что называется степенью и константой гидролиза соли?

3. Имеются растворы солей ,,,. В каких растворах концентрация ионаравна концентрации иона? Ответ объясните.

4. Можно ли пользуясь фенолфталеином, отличить водный раствор от водного раствора? Ответ поясните.

5. Можно ли с помощью - метра отличить водный растворот: водного раствора? Ответ поясните.

6. Справедливо ли утверждение о том что водные растворы иимеют одинаковое значение водородного показателя среды? Ответ по­ясните.

7. Используя справочные данные, рассчитайте константу гидролиза соли . Ответ: 0,57*10^-9.

8. На примерах гидролиза солей иобъясните ступенча­тое протекание процесса гидролиза при нагревании или разбавлении раст­воров. Составьте уравнения реакций.

9. Вычислите 0,1М раствора(при расчете учитывайте только первую ступень гидролиза). Ответ: 4,26.

10. водного раствора равен 5. Составьте уравнение реакции гидролиза и рассчитайте исходную концентрацию раствора. Ответ: 0,179 моль/л.