ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 6

ОПРЕДЕЛЕНИЕ рН. ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ

Цель работы: изучить особенность реакций гидролиза солей, причины, признаки гидролиза (изменение кислотности среды) с учетом водородного показателя среды.

Рабочее задание: экспериментальным путем определить водородный показатель (рН) различных растворов, в т.ч. солей; влияние различных факторов (концентраций, температуры) на смещение химического равновесия гидролиза.

СВЕДЕНИЯ ИЗ ТЕОРИИ

1. Определение рН

Процесс электролитической диссоциации воды протекает с образованием ионов гидроксония и гидроксид-ионов

2Н2О ↔ Н3О+ + ОН- .

Измерениями установлено, что концентрация ионов гидроксония и гидроксид-ионов в воде равна [ Н3О+ ] = [ОН-] = 10-7 моль/л.

Для упрощения расчета вместо концентрации Н3О+ пользуются концентрацией [ Н+].

В этом случае ионное произведение воды равно

Растворы, в которых концентрация водородных и гидроксильных ионов одинакова и равна 10-7 моль/л, называются нейтральными. Реакцию среды любого водного раствора характеризуют концентрацией ионов водорода. Чтобы избавиться от отрицательной степени в значении [Н+], принято пользоваться отрицательным значением десятичного логарифма величины концентрации ионов водорода, так называемым водородным показателем рН

В зависимости от среды рН может принимать следующие значения:

-в нейтральной среде - [Н+]=[ОН-] = 10-7 моль/л, рН = 7;

-в кислой среде - [Н+]>[ОН-] < 10-7 моль/л, рН < 7;

-в щелочной среде - [Н+]<[ОН-] > 10-7 моль/л, рН > 7.

37

Концентрацию ионов водорода можно определить теоретически (формулы для примерного расчета рН водных растворов электролитов приведены в таблице) и практически.

Один из наиболее распространенных и простых методов – определение рН с помощью универсальной индикаторной бумаги. Эта бумага пропитана смесью целого ряда индикаторов с различными областями перехода. Каждому значению рН соответствует определенный оттенок в окраске индикаторной бумаги. При определении рН на полоску универсальной индикаторной бумаги наносят каплю исследуемой жидкости и сравнивают получившуюся окраску с окраской на шкале эталона. Совпадение окраски индикаторной бумаги с окраской на шкале означает совпадение рН.

Таблица Формулы для примерного расчета рН водных растворов электролитов

38

2. Гидролиз солей

Гидролизом солей называется реакция обменного взаимодействия ионов (соли) с молекулами воды, ведущая к образованию более слабого электролита, нерастворимого или газообразного соединения.

Взависимости от электролитической силы образующих соль кислоты

иоснования соли можно разделить на четыре типа:

1) соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием NaCl,

KNO3;

2) соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой Na2CO3,

K2S, Na2S;

3) соли, образованные слабым основанием и сильной кислотой ZnCl2,

Al(NO3)3;

4) соли, образованные слабой кислотой и слабым основанием

(NH4)2CO3, CH3COONH4.

Соли первого типа гидролизу не подвергаются, т.е. при их взаимодействии с водой не могут быть получены слабые электролиты. В системе Н2О ↔ Н+ + ОН- равновесие не нарушается, поэтому в растворах этих солей рН равна 7.

Соли остальных трех типов подвергаются гидролизу. Соли, образованные многоосновными кислотами или многокислотными основаниями, гидролизуются ступенчато, переходя в кислые или основные соли.

Гидролиз – во втором и третьем типах солей реакция обратимая. Реакция также подчиняется закону действия масс.

Гидролиз Na2S

1-ая ступень Na2S + НОН ↔ NaHS + NaOH, S2- + НОН ↔ HS- + OH-.

2-ая ступень NaHS + НОН ↔ H2S + NaOH, HS- + НОН ↔ H2S + OH-.

При гидролизе Na2S и других солей этого типа в растворе накапливаются ионы OH-, сообщающие ему щелочную реакцию рН > 7. Сильнее выражена первая ступень гидролиза, чем вторая.

Гидролиз FeCl3.

По первой ступени гидролиз идет через образование хлорида гидроксида железа (III), (+3)

1-ая ступень FeCl3 + НОН ↔ Fe(ОH)Cl2 + HCl,

39

Fe3+ + НОН ↔ Fe(OH)2+ + H+.

При разбавлении раствора и увеличении его температуры гидролиз углубляется и может получиться хлорид-дигидроксид железа (III), (+3).

2-ая ступень Fe(OH)Cl2 + НОН↔Fe(OH)2Cl + HCl, Fe(OH)2+ + НОН↔ Fe(OH)2+ + H+.

И в условиях сильного разбавления раствора и увеличения температуры образуется гидроксид железа (III), (+3).

3-ая ступень Fe(OH)2Cl + НОН↔ Fe(OH)3+ HCl, Fe(OH)2+ + НОН↔ Fe(OH)3+ H+.

При гидролизе FeCl3 и других солей этого типа в растворе накапливаются ионы H+, сообщающие ему кислую реакцию с рН< 7.

Гидролиз CH3COONH4

CH3COONH4 + НОН = CH3COOH + NH4ОН,

NH4+ +CH3COO- + НОН = CH3COOH + NH4ОН.

Соли этого типа подвергаются гидролизу относительно легко, почти полностью, необратимо. Реакция гидролиза и рН раствора определяются относительной электролитической силой образующихся оснований и кислот. В рассматриваемом случае константы электролитической диссоциации NH4ОН и CH3COOH при t = 250С соответственно равны 1,79 . 10-5 и 1,76 . 10-5, и поэтому реакция раствора практически нейтральна, рН = 7.

ПРАКТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ

1. Определение рН

1.1. Пользуясь универсальной индикаторной бумагой, определите рН следующих растворов: 0,1 N раствора соляной кислоты, 0,1 N раствора уксусной кислоты, 0,1 N раствора аммиака, водопроводной воды. Для этого стеклянной палочкой перенесите две капли данного раствора на индикаторную бумагу. Сравните окраску еще сырого пятна, полученного на бумажке с цветной шкалой (на последней показано, при каких значениях рН индикаторная бумажка окрашивается в тот или иной цвет).

40

Сделайте вывод о величине рН каждого раствора и укажите реакцию среды.

2. Гидролиз солей

2.1. Испытайте универсальной индикаторной бумажкой реакцию водопроводной воды и растворов следующих солей: Na2CO3, Al2(SO4)3, NaCl.

Какие из перечисленных солей подвергаются гидролизу? Составьте молекулярные и полные, сокращенные ионные уравнения реакций гидролиза. Данные опыта запишите в таблицу.

2.2. Влияние температуры на гидролиз

Заполните 1/8 пробирки раствором уксуснокислого натрия CH3COONа и добавьте две капли раствора фенолфталеина. Затем разлейте раствор на две пробирки, и содержимое одной из пробирок нагрейте до кипения. Обратите внимание на изменение окраски нагретого раствора. Дайте объяснение влияния температуры на гидролиз, используя лекционный материал. Составьте молекулярное и полное, сокращенное ионное уравнения реакции гидролиза.

2.3. Влияние разбавления раствора на гидролиз

Заполните 1/8 пробирки раствором азотнокислого висмута Bi(NO3)3 и разбавьте его в 2-3 раза водой. Дайте постоять 1-2 мин. Что происходит? Как влияет разбавление раствора на гидролиз? Составьте уравнение реакции, учитывая, что в осадок выпадает нитрат-дигидроксида висмута.

2.4. Полный гидролиз

Заполните 1/8 пробирки раствором сернокислого алюминия Al2(SO4)3. Затем прилейте приблизительно такой же объем раствора Na2CO3. Наблюдается выделение CO2 и образование осадка Al(OН)3. Составьте в молекулярной и ионной форме уравнения:

41

а) реакции образования карбоната алюминия б) полного гидролиза карбоната алюминия

в) суммарную реакцию в молекулярной, полной и сокращенной ионной формах.

КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ

1.Что понимается под водородным показателем, рН?

2.Что называется гидролизом солей?

3.Какие факторы влияют на гидролиз?

4.В каких случаях при гидролизе солей получаются кислые и основные соли?

5.Какие соли не подвергаются гидролизу и почему? Объясните на конкретных примерах.

6.Какова величина рН среды (больше или меньше) при гидролизе солей, образованных сильными кислотами и слабыми основаниями, сильными основаниями и слабыми кислотами?

7.Рассчитайте рН 0,1 М растворов: HCl, CH3COOH (рКа=4,76), NH4OH

БИБЛИОГРАФИЧЕСКИЙ СПИСОК

1.Глинка Н.Л. Общая химия. – Л.: Химия, 1985. – С. 51-253, 257-263.

2.Хомченко Г.П. Пособие по химии для поступающих в вузы. - М.:

Новая волна, ОНИКС, 2000. – С. 135-137.

3.Коровин Н.В. Курс общей химии. - М.: Высшая школа, 2001. – С. 224-231, 166-169.

4.Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия. – М.: Высшая школа, 2001. – С. 227-234.

42