гидролиз солей

на рН буферного раствора. Наблюдается ли изменение рН буферного раствора при разбавлении в n1 раз и в n2 раз?

Таблица 3.4 Экспериментальные данные исследования свойств буферного

раствора в связи с разбавлением

Контрольные вопросы и задачи

1.Что называется буферным раствором? Для каких целей готовят буферные растворы в лаборатории?

2.Приведите примеры наличия и функционирования буферных систем в природе.

3.Объясните принцип действия ацетатного и аммиачного буферных рас-

творов.

4.В каком интервале рН наблюдается действие буферного раствора?

5.Как изменяется рН буферного раствора при разбавлении?

6.Объясните механизм поддержания постоянства рН при добавлении в приготовленный вами буферный раствор: а) кислоты; б) щелочи.

7.Что называется буферной емкостью? От каких факторов она зависит? При каком значении рН буферная емкость раствора максимальна?

мония и 0,01 М гидроксида аммония, если его разбавить в 4 раза?

41

10.Определить рН буферного раствора, содержащего 1,1 моль/л NН4ОН и

1,1 моль/л NН4Сl.

11.Определить рН и рОН раствора, если к 1 л воды прибавить 11,5 г муравьиной кислоты и 10,5 г формиата калия.

12.Смешали 20 мл 0,2 М раствора ацетата натрия с 20 мл 0,3 н. раствора уксусной кислоты. Определить рН раствора.

13.100 мл 23 н. раствора муравьиной кислоты смешали с 30 мл 15 н. раствора формиата натрия. Определить рН раствора.

14.Рассчитать рН раствора, содержащего в 0,5 л 30 г уксусной кислоты и 41 г ацетата натрия.

15.Вычислить концентрацию Н+, ОН– и рН раствора, полученного при смешивании 50 мл 0,2 М раствора уксусной кислоты и 3 мл 0,1 М раствора ацетата натрия.

16.Рассчитать концентрацию ионов водорода и рН раствора, который получился при сливании 10 мл 0,1 М раствора карбоната натрия Nа2СО3 и 8 мл 0,1

Мраствора гидрокарбоната натрия NаНСО3.

и 9 мл 0,1 М раствора бензойной кислоты. Вычислить рН, если константа ионизации равна 6,3·10–5.

20. Сколько миллилитров 0,5 М раствора хлорида аммония следует прибавить к 100 мл 0,5 н. раствора гидроксида аммония, чтобы получить буферную систему с рН = 9,25?

21. Каково соотношение концентраций СН3СООН и СН3СООNа

вацетатном буферном растворе, если его рН = 4,74?

22.Сколько граммов формиата калия следует взять, чтобы при растворении в 25 мл 0,03 М раствора муравьиной кислоты получить смесь с рН = 4,0.

к 10 мл 0,12 M раствора аммиака, чтобы получить раствор с рН = 9,2?

42

Лабораторная работа № 4. ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ

Цель работы. Установить взаимосвязь между составом соли и ее способностью подвергаться гидролизу. Научиться составлять молекулярные и ионные уравнения реакций гидролиза солей. С помощью индикаторов экспериментально определить характер среды в растворах солей. Сопоставить результаты эксперимента с теоретическими данными.

Гидролиз – разложение веществ водой. Гидролизом соли называется обменное взаимодействие ионов соли с молекулами воды, в результате, которого изменяется характер среды (соотношение между ионами водо-

рода и гидроксила в растворе).

Реакция гидролиза – это реакция обратная реакции нейтрализации.

гидролиз

СОЛЬ + H2O кислота + основание

нейтрализация

NH4Cl + H2O NH4OH + HCl

NH4+ + H2O NH4OH + H+.

Гидролиз соли происходит лишь в тех случаях, если ионы соли с ионами Н+ или ОН– молекул воды образуют новые слабые электролиты. Процесс гидролиза – это обратный процесс диссоциации слабого электролита. Возможность и характер протекания реакции гидролиза определяется природой кислоты и основания, которые образовали данную соль.

Гидролизу подвергаются соли, образованные:

–сильным основанием и слабой кислотой;

–слабым основанием и сильной кислотой;

–слабым основанием и слабой кислотой.

Гидролизу не подвергаются соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой.

Гидролиз протекает обратимо, ступенчато, продукты гидролиза солей, как правило, определяются первой ступенью.

Рассмотрим возможные случаи гидролиза солей.

43

1. Гидролиз солей, образованных сильным основанием и слабой кислотой (КСN, NaClO, Na2CO3, K3PO4 и т. д.).

А) Гидролиз соли, образованной слабой одноосновной кислотой:

NaClO + H2O НClO + NaОН

Na+ + ClOˉ + H2O Na+ + ОНˉ + НClO или

ClOˉ + H2O НClO + ОНˉ ().

В обеих частях уравнения имеются малодиссоциированные вещества (H2O, НClO), но вода является более слабым электролитом, чем хлорноватистая кислота, поэтому равновесие реакции смещено в сторону обратной реакции. Из уравнения видно, что в результате гидролиза в растворе увеличивается концентрация ионов ОНˉ, т. е. реакция среды щелочная (рН > 7).

Б) Гидролиз соли, образованной слабой многоосновной кислотой:

Na3РО4 + H2O Na2HРO4 + NaОН.

Гидролиз протекает за счет взаимодействия ионов РО43– с молекулами H2O. Запишем сокращенное ионное уравнение реакции гидролиза, помня, что гидролиз протекает обратимо (при этом равновесие смещено в сторону обратной реакции) и ступенчато (к исходному иону присоединяется только один ион водорода):

РО43– + H2O HРO42– + ОНˉ (рН > 7).

По полученному ионному уравнению дописываем молекулярное уравнение реакции гидролиза.

Таким образом, в результате гидролиза соли, образованной сильным основанием и слабой многоосновной кислотой, образуется кислая соль и основание. В растворе соли среда – щелочная, так в растворе появляется избыток ионов ОН–.

2. Гидролиз солей, образованных слабыми основаниями и силь-

ными кислотами (NH4Cl, ZnSO4, FeCl3, Al2(SO4)3 и др.).

Рассмотрим гидролиз сульфата цинка, соли образованной слабым афотерным основанием и сильной кислотой:

2ZnSO4 + 2H2O (ZnOH)2SO4 + H2SO4.

44

Гидролиз этой соли протекает по катиону, запишем сокрашенное ионное уравнение гидролиза, помня, что гидролиз протекает обратимо (равновесие смещено в сторону обратной реакции) и ступенчато (к исходному иону присоединяется только один гидроксильный ион):

Zn2+ + H2O ZnOH + + H+ (pH < 7).

Врастворе появляется избыток ионов водорода, следовательно, в растворе соли среда – кислая (рН < 7).

По полученному ионному уравнению записываем молекулярное уравнение и расставляем коэффициенты.

При гидролизе соли, образованной слабым многокислотным основанием и сильной кислотой, образуется основная соль и кислота.

Вхолодных и умеренно концентрированных растворах солей гидролиз протекает по первой ступени. При повышении температуры и разбавлении растворов гидролиз усиливается, равновесие смещается в сторону прямой реакции, и тогда могут протекать и вторые ступени гидролиза.

3. Гидролиз солей, образованных слабым основанием и слабой кислотой.

Соли, образованные катионом слабого основания и анионом слабой кислоты, гидролизуются одновременно и по катиону, и по аниону с образованием слабого основания и слабой кислоты. Характер среды в таких растворах будет зависеть от свойств образующихся слабых электролитов, т. е. среда может быть слабокислой, слабощелочной или даже нейтральной.

NH4CN + H2O NH4OH + HCN

NH4+ + CN– + H2O NH4OH + HCN.

Для того чтобы определить характер среды, необходимо сопоставить константы диссоциации слабой кислоты (Кд = 7,9·10-10) и слабого основания (Кд = 1,76· 10-5). Из сравнения констант диссоциации кислоты и основания [Кд(NH4ОН) > Кд(HCN)] следует, что раствор цианида аммония должен иметь слабощелочную среду.

(NH4)2CО3 + H2O NH4OH + NH4HCО3

NH4+ + CО32– + H2O NH4OH + HCО3ˉ.

45

Особый случай гидролиза солей, образованных слабым многокислотным основанием и слабой многоосновной кислотой (Al2S3, Cr2S3, Fe2(CO3)2, Al2(CO3)2 и др.), когда разложение солей под действием воды происходит полностью.

Al2S3 + 6 H2O → 2 Al(OH)3↓ + 3 H2S↑.

В присутствии воды гидролиз идет и по катиону, и по аниону.

Al3+ + H2O AlOH2+ + H+

H2O S2– + H2O HS– + ОН–

Из образовавшихся ионов H+ и ОН– образуется вода – слабый электролит, концентрация ионов уменьшается, и равновесие смещается в сторону прямой реакции, т. е. гидролиз усиливается, идут вторые ступени гидролиза:

В итоге равновесие реакции полностью смещается в сторону прямой реакции, и гидролиз идет до конца. В итоге образуется слабое и малорастворимое основание, которое выпадает в осадок. Кроме того, образуется второй слабый электролит, который является летучей кислотой. Поэтому соли такого типа не могут существовать в водном растворе. В таблице растворимости таких солей стоит прочерк.

При сливании растворов сульфата алюминия и сульфида натрия тоже образуется осадок и выделяется газ с неприятным запахом:

Аl2(SO4)3 + 3 Na2S + 6 H2O → 2 Al(OH)3 ↓ + 3 H2S↑ + 3 Na2SO4 Al 3+ + H2O AlOH2+ + H+ H2O

S2– + H2O HS– + ОН–

При сливании водных растворов хлорида железа и карбоната натрия реакция гидролиза протекает до конца с образованием коричневого осадка Fe(OH)3 и с выделением газа CO2:

2 FeCl3 + 3 Na2CO3 + 3 H2O → 2 Fe(OH)3↓ + 3 CO2 ↑ + 6 NaCl

46

Эти соли взаимно усиливают гидролиз друг друга. Поскольку гидроксид алюминия амфотерное соединение, то для его получения чаще используют раствор соды, а не щелочь.

Степень гидролиза и константа гидролиза

Количественными характеристиками процесса гидролиза являются степень гидролиза и константа гидролиза.

Любое химическое равновесие можно охарактеризовать величиной константы равновесия. Для реакции гидролиза ацетата натрия

CH3COONa + H2O CH3COOH + NaОН

CH3COO– + H2O CH3COOH + ОН–

константа равновесия имеет вид:

В этом выражении концентрация воды преобладает в системе и остается величиной постоянной [H2O] = const. Перемножив две постоянные, получают тоже постоянную величину (Кг):

Кравн.· [H2O] = const = Кг

Преобразуем выражение константы гидролиза в вид удобный для расчетов, умножив числитель и знаменатель на одну и ту же величину

[H+], или заменим , получим:

Подобным образом находим константу гидролиза для соли, образованной слабой многоосновной кислотой. Например, для соли К3РО4 константа гидролиза будет рассчитываться по формуле

Для соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой, константа гидролиза будет равна:

47

А) Вычислим сначала концентрацию гидроксильных ионов, а затем степень гидролиза и рН.

Б) Вычислим сначала степень гидролиза, а затем концентрацию гидроксильных ионов и рН.

Техника безопасности

1.Перед выполнением работы следует ознакомиться с методикой проведения эксперимента, понять цель исследования.

2.К работе приступать только после разрешения преподавателя.

3.Помните о токсичности многих солей (особенно солей «тяжелых» металлов – меди, цинка, кадмия, ртути, свинца, олова). Работайте аккуратно. При попадании на руки растворов солей и в конце работы тщательно вымойте руки.

4.Пролитые реактивы необходимо сразу же удалить влажной тряпкой, не допуская их контакта с незащищенной кожей рук.

5.Опыты, в которых выделяются ядовитые газы, проводите в вытяжном шкафу при включенной вентиляции.

6.Правильно проводите нагревание пробирок с растворами, направляя открытую часть пробирки внутрь вытяжного шкафа. Равномерно нагревайте содержимое пробирки.

7.Растворы солей и индикаторов используйте в количествах, указанных в описании эксперимента. Не используйте растворы, в названиях которых не уверены.

49

Экспериментальная часть

Реактивы. Соли (растворы или кристаллы): NaCl, NaNO3, Na2SO4, Na2CO3, Na2SiO3, Na2В4O7, NaHСO3, CH3COONa, Na2S, Na3PO4, KCl,

KNO3, K2SO4, NH4Cl, NH4NO3, NH4CH3COO, ZnSO4, Аl2(SO4)3, Cr2(SO4)3, AlCl3, FeCl3, ВаCl2, СаCl2, MgCl2.

Растворы индикаторов: фенолфталеин, метиловый оранжевый, лакмус, индикаторная бумага.

Оборудование. Посуда: штатив с пробирками, пробиркодержатель, спиртовка.

Получите у преподавателя вариант задания для проведения эксперимента (варианты заданий смотрите в таблице 4.1).

Таблица 4.1

Варианты индивидуальных заданий

50