Единое окно доступа к образовательным ресурсам

Гидролиз солей: Методические указания к лабораторной работе

Голосов: 16

Методическое руководство к лабораторной работе подготовлено на кафедре химии и экологии НовГУ. Включает теоретические сведения, задания для выполнения экспериментальной части работы, контрольные вопросы.

Приведенный ниже текст получен путем автоматического извлечения из оригинального PDF-документа и предназначен для предварительного просмотра.
Изображения (картинки, формулы, графики) отсутствуют.
                Федеральное агентство по образованию
         Государственное образовательное учреждение
           высшего профессионального образования
Новгородский государственный университет им. Ярослава Мудрого
      Факультет естественных наук и природных ресурсов
                  Кафедра химии и экологии




                ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ


         Методические указания к лабораторной работе




                      Великий Новгород
                           2006 г


    Гидролиз солей: Метод. Указ. / Сост. В. П. Кузьмичёва, И. В. Летенкова. –
Великий Новгород: НовГУ, 2006. - 4 c.


    Гидролиз является разновидностью ионных реакций и представляет собой
обменное взаимодействие некоторых солей с водой.
      Реакция гидролиза имеет место лишь в тех случаях, когда ионы, образующиеся при диссоциации
соли, способны образовывать с ионами - продуктами ионизации воды ( Н+, ОН-) нерастворимые,
газообразные или малодиссоциированые соединения (молекулы или сложные ионы).

   Гидролизу подвергаются соли трёх видов. Это соли образованные:
       1) слабой кислотой и сильным основанием;
       2) слабым основанием и сильной кислотой;
       3) слабой кислотой и слабым основанием.
   В обычных условиях гидролизу не подвергаются соли, образованные сильным основанием и
сильной кислотой.
   Следует обратить внимание на то, что гидролиз солей первого и второго из указанных видов
протекает обратимо. После выравнивания скоростей прямого и обратного процессов (гидролиза и
реакции нейтрализации), устанавливается химическое равновесие. Поэтому при написании
уравнений гидролиза этих солей следует использовать символ ↔.
   Гидролиз солей третьей группы в определённых условиях может протекать практически
необратимо и в этом случае в уравнениях реакции следует изображать знак равенства ( = ) или одну
стрелку (→).

       Гидролиз солей слабых одноосновных кислот
  Рассмотрим первый случай гидролиза на примере ацетата натрия (соли слабой
уксусной кислоты и сильного основания гидроксида натрия):
              CH 3 COONa + H 2 O ↔ СН 3 СООН +NaOH.
         или в молекулярно-ионной форме:
      Na + CH 3 COO - + H 2 O ↔ CH 3 COOH + Na + + ОН -
          +



  К а т и о н ы N a + с и о н а м и Н + и О Н - н е о б р а з у ю т малодиссоциированных
соединений, поэтому они не принимают участия в этой реакции. Исключив катионы
натрия получим сокращенное          молекулярно-ионное уравнение реакции гидролиза ацетата
натрия:
               СНзСОО- + Н2О ↔ СНзСООН + ОН-.

   Как видно, реакция раствора соли в результате гидролиза является щелочной (рН > 7).
  Количественно взаимодействие соли с водой характеризуется степенью гидролиза. Степень
гидролиза ( h ) это отношение числа молекул подвергшихся гидролизу (Nгидр.), к исходному числу молекул
соли в растворе (No):
                                            h = Nгидр./No

          Гидролиз солей слабых многоосновных кислот

    Гидролиз таких солей - процесс многоступенчатый, протекает через последовательный ряд
стадий. Например, при гидролизе Na2S , первая ступень имеет вид:
                   Na2S + H2O ↔ NaHS + NaOH
                       +     2-
                    2Na + S + H2O ↔ Na+ + HS- + Na+ + OH-


Количественно гидролиз по первой ступени можно охарактеризовать степенью гидролиза. Затем в
реакцию обменного взаимодействия с водой вступает гидросульфид-ион:

                   NaHS + H2O ↔      H2S + NaOH


                  Na+ + HS- + H2O ↔ H2S + Na+ + OH-

                  HS- + H2O ↔ H2S + OH-

Следует обратить внимание, что количественно вторая ступень гидролиза протекает в несравнимо
меньшей степени, чем первая. Поэтому в ответе достаточно указать уравнение только для первой
ступени:
                  Na3PO4 + H2O ↔ Na2HP04 + NaOH

                  РО 4 3- + Н 2 О ↔ НРО 4 2- + ОН -

    Гидролиз солей, образованных слабыми основаниями

   Аналогичным образом можно рассмотреть гидролиз соли, образованной анионом сильной кислоты
и однозарядным катионом слабого основания. Например:
                          NН4Cl + H2O ↔ NH4OH + HCI

  Как видно, реакция среды в этом случае кислая.
  При гидролизе многовалентных катионов преобладает процесс присоединения одного гидроксид-
иона ОН-, в результате чего образуются основные соли. Например, гидролиз хлорида меди (II)
описывается уравнением:
              СuСl2 + Н2О ↔ Сu(ОН)С1 + НС1

              Сu2+ + 2 Cl- + Н2О ↔ СuОН+ + Н+ + 2 Сl-

              Сu2+ + Н2О ↔ СuОН- + Н+

     Гидролиз солей образованных слабыми кислотами и слабыми основаниями
                                  Катион и анион однозарядны
     К такого типа солям относятся, в основном, соли аммония. В этом случае продуктами
гидролиза являются слабые кислота и основание:
                KtAn + Н2О = KtOH + HAn,
                Kt+ + An' + H2O = KtOH + HAn,



   где Kt + и An - - катион и анион слабых основания и кислоты соответственно.
      Если образующиеся в результате реакции основание и кислота являются электролитами
  равной силы, то раствор имеет нейтральную среду (рН = 7). В противном случае значение
  водородного показателя определяется соотношением констант диссоциации этих соединений.
  Например, при гидролизе фторида аммония
               NH 4 F + H 2 O = NH 4 OH + HF
  водородный показатель раствора меньше семи (рН < 7), так как степень диссоциации HF больше,
  чем NH4OH.

                       Катион - однозарядный, анион - многозарядный
   Среди растворимых в воде солей к этой группе также относятся практически только соли
 аммония: (NН4)2СОз, (NH4)2S, (NH2)3PO4 и т.д.


                (NH 4)2S + H2O = NH4OH + NH 4HS

                2NH4+ + S2- + H2O = NH4OH + NH4+ + HS-
Следует отметить, что равновесие в этих случаях практически нацело смещено в сторону продуктов
реакции. В результате, при гидролизе данной группы солей, в растворе образуется смесь
гидроксида аммония и его соли. Причем концентрация основания равна концентрации соли.
Среда в таких растворах щелочная (рН > 7).
                                Катион -многозарядный, анион - однозарядный
      Такие соли не получены вследствие полного и необратимого гидролиза. Исключение
составляют некоторые ацетаты и формиаты, которые при гидролизе дают осадки малорастворимых
основных солей. Например:
   Аl(СН 3 СОО)з + Н 2 О = АlOH(СНзСОО)2 + СН 3 СООН

  Al 3+ + 3CH 3 COO - + H 2 O = A1OH(CH 3 COO) 2 + CH 3 COOH

                                   Катион и анион многозарядны
       При внимательном рассмотрении таблицы растворимости видно, что в большинстве случаев
 такие соли нерастворимы в воде, вследствие этого их гидролизом можно пренебречь. В качестве
 исключения можно привести сульфиды алюминия и хрома. Эти соли можно получить методами
 “сухой” химии, однако, если на них подействовать водой, произойдет полный и необратимый
 гидролиз:

                  A12S3 + 6 Н2О = 2 А1(ОН)3 + 3 H2S


                                   Способы усиления и подавления гидролиза
      Для усиления или подавления гидролиза можно использовать химические и физические способы.
      Химические способы основаны на изменении концентраций веществ, находящихся в равновесии.
Если в раствор гидролизующейся соли ввести реагент, связывающий образующиеся при гидролизе ионы
H+ и ОН-, то, в соответствии с принципом Ле Шателье, равновесие смещается в сторону усиления
гидролиза; в результате гидролиз может протекать полностью до образования его конечных
продуктов. Аналогичное действие оказывает добавление в раствор воды -разбавление наиболее
простой способ усиления гидролиза.
      Физическим способом равновесие при гидролизе может быть смещено путём изменения
температуры. Обратный гидролизу процесс - реакция нейтрализации - протекает с выделением
теплоты, а гидролиз представляет собой эндотермический процесс. Поэтому повышение температуры
ведет к усилению гидролиза, а понижение - к ослаблению.

                                   Реакции взаимного усиления гидролиза

     Реакцию дающую точно такие же продукты как и в предыдущем примере можно
провести другим способом. Если взять раствор хлорида алюминия и добавить к нему
раствор сульфида натрия, то вместо ожидаемого сульфида алюминия мы получим осадок
гидроксида алюминия и сероводород:
                          2 А1С1з + 3 Na2S + 6 Н2O = 2 А1(0Н)3 + 3 H2S + 6 NaCl
                 2 А1 + 6 Cl- + 6Na++3 S2- + 6 H2O = 2 A1(OH)3+3 H2S + 6Na+ + 6 Сl-
                     3+


                               2 Al3+ +3 S2 - + 6 H2 O = 2 A1(OH) 3 + 3 H2 S
Такие реакции называются реакциями взаимного усиления гидролиза. В растворах AlCl 3 и
Na 2 S по отдельности устанавливаются равновесия:


                               Al3+ + H2O ↔ AlOH2+ + H+


                             S2- + H2O ↔ HS+ + OH-
При смешивании этих растворов протоны связываются гидроксид-ионами в молекулу
воды и равновесие, в соответствии с принципом Ле Шателье, смещается вправо.
Тоже самое происходит с последующими ступенями гидролиза катиона. В результате
гидролиз катиона алюминия и сульфидного аниона проходит практически до конца.
Поэтому в уравнениях гидролиза таких солей между исходными веществами и
продуктами реакции ставят знак "=" или "→”. Приведем еще один пример подобной
реакции:
              Na2SiO3 + 2 NH4CI + 2Н2О = H2SiO3 + 2NH4OH + 2NaCl

           2Na+ + SiO32- + 2NH4+ +2Сl- + 2H2O = H2SiO3 +2NH4OH + 2Na+ + 2Сl-

                    SiO 3 2- + 2 NH 4 + + 2H2 O = H2 SiO 3 + 2 NH 4 OH


                              Экспериментальная часть.

   СОЛИ, ОБРАЗОВАННЫЕ СИЛЬНЫМИ ОСНОВАНИЯМИ И
СИЛЬНЫМИ КИСЛОТАМИ.
     Опыт. Налейте в отдельные пробирки растворы хлорида натрия, хлорида бария,
сульфата натрия и нитрата калия и испытайте реакции растворов с помощью универсальной
индикаторной бумаги. Для этого разрежьте полоску индикаторной бумаги на 4 – 5 частей, и,
уложив их на полоску белой фильтровальной бумаги, коснитесь кусочка индикаторной
бумаги стеклянной палочкой, смоченной испытуемым раствором. Прежде чем испытать
следующий раствор, необходимо стеклянную палочку ополоснуть водой.
     Содержат ли растворы взятых для опыта солей избыток ионов Н+ или ОН-?
Подвергаются ли такие соли гидролизу?

   СОЛИ, ОБРАЗОВАННЫЕ СИЛЬНЫМИ ОСНОВАНИЯМИ И СЛАБЫМИ
КИСЛОТАМИ.
     Опыт 1. налейте в пробирку 3 – 4 капли раствора ацетата натрия и определите рН
раствора с помощью универсальной индикаторной бумаги.
     Окрашивается ли раствор ацетата натрия после добавления 1 – 2 капель
фенолфталеина?
     Исходя из концентрации раствора С, вычислите его рН и сравните с опытными
данными. Заполните следующую таблицу:

 Формула соли         [OH-]вычисл= √Kb * C                        рН
                                                  вычисленный          по данным опыта


     Напишите молекулярно-ионное уравнение гидролиза ацетата натрия. Приведите два –
три примера других ацетатов, гидролиз которых отвечает этому уравнению.
     Опыт 2. Налейте в одну пробирку 5 – 6 капель раствора карбоната натрия, в другую –
такой же объём сульфита натрия и сравните окраску обоих растворов после прибавления к
ним 1 – 2 капель фенолфталеина или проверьте реакцию растворов с помощью
универсальной индикаторной бумаги.
     Напишите молекулярно-ионные уравнения гидролиза. Сравните поведение обеих солей
в растворе и, не производя вычислений, определите в каком из двух растворов относительно
большее:
     а). степень гидролиза h; б). концентрация гидроксильных ионов [OH-]; в). значение рН.
Какой анион – СО32- или SO32- - является более сильным основанием? Вычислите константы
гидролиза обеих солей. Заполните таблицу:

   Соль          h           [OH-]           pH                  Kb = Kω / K2


     Опыт 3. Те же сравнительные опыты проделайте с растворами гидросолей –
гидрокарбоната и гидросульфата натрия. К раствору первой соли добавьте 1 – 2 капли
фенолфталеина, а к раствору второй – 1 – 2 капли лакмуса, предварительно убедившись в
том, что в растворе гидросульфата натрия фенолфталеин остаётся бесцветным.
     Напишите молекулярно-ионные уравнения гидролиза обеих солей и объясните
различие в свойствах их растворов. Какая функция – основания или кислоты – преобладает у
иона НСО3- и у иона HSO3-? Результаты опыта сопоставьте с вычисленными данными,
сравнив величины Kb и К2. Заполните таблицу:


    Соль            Опытные данные                Расчётные данные          Выводы
                 реакция     рН (больше      Kb = Kω / K1       К2
                 раствора   или меньше
                                  7)
NaHCO3
NaHSO3

   СОЛИ, ОБРАЗОВАННЫЕ СИЛЬНЫМИ КИСЛОТАМИ И СЛАБЫМИ
ОСНОВАНИЯМИ.
     Опыт 1. Определите с помощью универсальной индикаторной бумаги реакцию водного
раствора хлорида или сульфата аммония. Напишите молекулярно-ионное уравнение реакции
гидролиза.
     Опыт 2. Определите с помощью лакмуса реакцию раствора хлорида цинка, сульфата
цинка и сульфата алюминия. Напишите молекулярные и молекулярно-ионные уравнения
гидролиза солей.
     Опыт 3. К 3 – 4 каплям раствора хлорида сурьмы или висмута прибавьте такой же
объём воды. Что наблюдается при этом? Подкислите раствор несколькими каплями
концентрированной соляной кислоты, после чего вновь разбавьте раствор. Что наблюдается?
     Напишите молекулярно-ионное уравнение гидролиза хлорида сурьмы или висмута,
учитывая, что при этом образуется малорастворимых хлорид оксосурьмы SbOCl и,
соответственно, хлорид оксовисмута BiOCl.

   ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ    РАСТВОРОВ                            СОЛЕЙ,          ВЗАИМНО
УСИЛИВАЮЩИХ ГИДРОЛИЗ ДРУГ ДРУГА.
     Опыт 1. Налейте в коническую пробирку 5 – 6 капель раствора хлорида или сульфата
хрома (III) и прибавьте по каплям раствор карбоната натрия до образования осадка
малорастворимого соединения.
     Опыт 2. Тот же опыт проделайте в конической пробирке с раствором хлорида или
сульфата алюминия, прибавляя к нему по каплям раствор сульфида аммония до образования
осадка малорастворимого соединения.
     Отделите осадки, полученные в обоих опытах, от растворов и промойте их один – два
раза 5 – 6 каплями воды.
     Какими реакциями можно доказать, что образовавшиеся малорастворимые соединения
представляют собой гидроксиды хрома (III) и алюминия, а не продукты обменного
взаимодействия исходных солей? Почему при взаимодействии растворов этих солей
гидролиз их протекает практически необратимо? Каков механизм взаимного усиления
гидролиза?
     Опыт 3. Налейте в пробирку 5 – 6 капель раствора хлорида или сульфата алюминия и
столько же раствора ацетата натрия. Содержимое пробирки нагрейте, опустив её в горячую
воду, и отметьте наблюдения.
     Напишите молекулярное и молекулярно-ионное уравнения реакции, учитывая, что при
реакции образуется основная соль – ацетат дигидроксоалюминия. Почему в этом случае
взаимное усиление гидролиза исходных солей ограничивается образованием
Al(OH)2CH3COO, а не гидроксида алюминия? Как влияет увеличение температуры на
степень гидролиза солей?
     Опыт 4. К 4 – 6 каплям раствора силиката натрия добавьте такой же объём хлорида
аммония. Отметьте характер образовавшегося осадка и запах выделяющегося газа. Напишите
молекулярно-ионное уравнение реакции и рассмотрите механизм её протекания.



    
Яндекс цитирования Яндекс.Метрика