- •Лабораторная работа № 8 Гидролиз солей
- •Теоретические пояснения
- •Составление ионно-молекулярных уравнений реакций гидролиза солей
- •Константы электролитической диссоциации (к) некоторых слабых электролитов в водных растворах при 25° с
- •Смещение равновесия в процессах гидролиза солей
- •Задачи и упражнения для самоконтроля
Константы электролитической диссоциации (к) некоторых слабых электролитов в водных растворах при 25° с
Название электролита |
Формула |
К |
Азотистая кислота |
HNО2 |
4,6 х 10 - 4 |
Синильная кислота |
HCN |
7,9 х 10-10 |
Сернистая кислота |
H2SO3 |
K1=1,6 х10-2 ; К2 = 6,2 х 10-8 |
Сероводородная кислота |
H2S |
K1 =1х 10-7 ; K2 = 4 х 10-14 |
Угольная кислота |
Н2СОз |
K1 = 4,5 х10-7 K2 = 4,7-10-11 |
Уксусная кислота |
СНзСООН |
1,75 х 10-5 |
Фосфорная кислота |
Н3Р04
|
К1=7,1х10-3; К2= 6,3х10-8; К3= 5х10-13 |
Хлорноватистая кислота |
HCIO |
5х10-8 |
Гидроксид аммония |
NH40H |
1,75 х 10-5 |
Гидроксид алюминия |
А1(ОН)з |
К3=10-9 |
Гидроксид железа (III) |
Fе(ОН)3
|
K1 =4х10-9; К2=6х10-11; К3= 4х10-12 |
Гидроксид магния |
Мg(ОН)2 K2 |
K2 =1,5х10-3 |
Гидроксид меди |
Сu(ОН)2 K2 |
K2 = 10-7 |
Гидроксид кальция |
Са(ОН)2 |
K2 = 2х10-1 |
Гндроксид цинка |
Zn(OH)2
|
К1 = 10-5; К2 = 5х 10-7
|
Смещение равновесия в процессах гидролиза солей
Так как гидролиз большинства солей является обратимым процессом, то степень гидролиза можно изменять, смещая равновесие реакций гидролиза и нейтрализации. Важнейшими факторами, влияющими на степень гидролиза, являются следующие: 1) константа диссоциации кислоты или основания, образующих соль, 2) общая концентрация соли, 3) температура, 4) рН раствора.
Влияние первого фактора видно из формулы Кг= К /Кдисс (табл.2).
Константа гидролиза тем больше, чем меньше Кдисс. электролита, то есть чем слабее образующийся электролит, тем сильнее гидролизуется соль.
Из уравнения h = следует, что разбавление раствора усиливает гидролиз, а повышение концентрации соли подавляет его.
Влияние температуры на степень, гидролиза можно вывести из принципа Ле -Шателье. Реакция нейтрализации экзотермична, следовательно, гидролиз, (обратный ей процесс) эндотермичен, как и диссоциация воды. Поэтому при повышении температуры раствора гидролиз усиливается, охлаждение раствора подавляет гидролиз.
Выше было показало, что при гидролизе солей по катиону образуется кислая среда , при гидролизе но аниону— щелочная . Поэтому изменяя рН раствора, можно усиливать или подавлять гидролиз. Так, введение в раствор FеС1з кислоты вызовет смещение равновесия влево, то есть степень гидролиза уменьшится. Наоборот, связывание ионов Н+ усилит гидролиз. Поэтому при сливании растворов солей, одна из которых гидролизуется по катиону, а другая—по аниону, происходит взаимное усиление гидролиза и гидролиз может протекать необратимо. Так, в растворах FеС1з и Na2S, взятых в отдельности, протекает практически только по первой ступени, и устанавливаются соответственно равновесия (1) и (5). При сливании этих растворов происходит реакция нейтрализации:
Н+ + ОН- = Н2О
или в молекулярной форме
НСI + NaOH = H2O + NaCI,
и равновесие гидролиза (1, (5) смещаются вправо, становятся возможными вторая и третья (3), (4) стадии гидролиза, что приводит к необратимому протеканию совместного гидролиза этих двух солей:
FeCl2 + 3Na2S + 6HOH = 2Fe(OH)3 ↓ + 3H2S ↑ + 6NaCl
или
Fe3+ + 3S2- + 6HOH = 2Fe(OH)3 ↓ + 3H2S ↑
По подобной схеме взаимного усиления гидролиза, приводящего к образованию осадка и газа, взаимодействуют соли, образованные катионами Аl3+, Cr3+, Fe3+ c карбонатами и сульфидами щелочных металлов. Поэтому эти соли невозможно получить реакциями обмена из водных растворов.
МЕТОДИКА ПРОВЕДЕНИЯ ОПЫТА
Опыт 1. Определение рН дистиллированной воды н раствора NаС1.
Каплю дистиллированной воды наносите на полоску универсального индикатора и полученную окраску сравниваете с цветной шкалой. Объясните полученный результат, принимая во внимание, что при растворении диоксида углерода из воздуха в дистиллированной воде устанавливается равновесие:
С02 + Н20 = Н2СО3 = Н++ НСО3-
рН свежеперегнанной воды равно 7. Для удаления растворенного СО2 дистиллированную воду следует прокипятить и хранить в сосуде с пробкой, снабженной трубкой с поглотителем СО2.
С помощью универсального индикатора измерите рН раствора NаС1 и, сравните с рН дистиллированной воды. Протекает ли в растворе процесс гидролиза?
Опыт 2. Гидролиз солей, образованных сильными основаниями и слабыми кислотами. Влияние величины константы диссоциации кислоты, образующей соль, на степень ее гидролиза.
С помощью универсального индикатора определите рН в 0,1 М растворов СН3СООNa и Nа2СОз. Сравните полученные значения рН, установите, в каком из растворов степень гидролиза соли больше? Ответ подтвердит расчетом Кг, h и рН растворов указанных солей. Составьте ионные и молекулярные уравнения гидролиза обеих солей. Результаты опыта и расчетов заносите в таблицу.
Формула соли |
Опытные данные |
Расчетные данные |
||||
Реакция |
рН |
Кг |
h |
[ H+]
|
pH
|
|
1. |
|
|
|
|
|
|
2.
|
|
|
|
|
|
|
Опыт 3. Гидролиз солей, образованных слабыми основаниями и сильными кислотами. Влияние величины константы диссоциации основания, образующего соль, на степень ее гидролиза.
С помощью универсального индикатора определите рН в 0,1 М растворах NH4Cl, А1С1з. Исходя из значений рН cделайте вывод о том, какая соль подвергается более глубокому гидролизу. Ответ подтвердите расчетом Кг, h и рН растворов указанных солей (для раствора А1С1з следует учесть только первую ступень гидролиза). Составьте ионные и молекулярные уравнения гидролиза обеих солей. Результаты опыта и расчетов заносите в таблицу (см. опыт 2).
Опыт 4. Равновесия в растворах кислых солей.
Измерьте рН 1 М растворов NаНСОз и NаН2Р04 с помощью универсального индикатора. Исходя из значений рН сделайте вывод о том, какой процесс –диссоциации или гидролиза преобладает в растворе каждой из солей. Ответ подтвердите сравнением величии Кг и К1 (кислоты) и расчетом рН. Запишите ионные и молекулярные уравнения гидролиза н диссоциации. Результаты опыта и расчетов заносите в таблицу (см. опыт 2).
Опыт 5. Влияние концентрации соли на степень ее гидролиза.
Из 0,1 М раствора NH4Cl готовьте 0,001 М раствор. Для этого 1 мл 0,1 М раствора с помощью пипетки перенесите в мерную колбу на 100 мл и добавьте дистиллированную воду до метки. Полученный раствор тщательно перемешивать. Измеряйте рН 0,1 М и 0,001 М растворов на рН-метре. Исходя из рН, рассчитайте концентрацию ионов Н+ и степень гидролиза в растворах:
h= [H+]/Cсоли. Полученные данные сравните с расчетными величинами Кг, h и рН растворов NН4С1 для этих концентраций. Результаты опыта и расчетов заносите в таблицу (см. опыт 2).
Опыт 6. Взаимное усиление гидролиза двух солей.
В пробирку вносите 1-2 мл раствора хлорида алюминия и добавьте такой же объем карбоната натрия. Какой газ выделяется и какое соединение выпадает в осадок? Почему при взаимодействии растворов этих солей гидролиз протекает практически необратимо? Составьте ионные и молекулярные уравнения совместного гидролиза.