Апробация Министерство образования и науки Российской

Апробация
Министерство образования и науки Российской Федерации
Саратовский государственный технический университет
Балаковский институт техники технологии и управления
ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ
Методические указания к выполнению лабораторной работы
по курсу «Общая и неорганическая химия»
для студентов направления «Химическая технология»,
«Химия» для студентов технических направлений
всех форм обучения
Одобрено
редакционно-издательским советом
Балаковского института техники,
технологии и управления
Балаково 2015
1
Цель работы: изучение влияния различных факторов на процесс
гидролиза.
ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ
Гидролиз – реакция ионного обмена между различными веществами
и водой – является частным случаем сольволиза, т. е. реакцией обменного
разложения растворенного вещества с растворителем.
Под гидролизом солей понимают реакцию между ионами соли и ионами воды, в результате которой образуется кислота (или кислая соль) и
основания (или основная соль). Гидролиз обусловлен взаимной электролитической диссоциацией солей и воды, а также образующихся в результате
гидролиза кислот, оснований и солей. Гидролиз протекает с образованием
малодиссоциирующих, летучих или малорастворимых веществ и избытком
водородных или гидроксидных ионов. Таким образом, растворы различных солей имеют или кислую, или щелочную реакцию.
Степень кислотности или щелочности измеряется величиной концентрации водородных ионов [H+] или величиной водородного показателя
pH, представляющего собой отрицательный десятичный логарифм этой
концентрации pH= -lg [H+]. В нейтральном растворе концентрация ионов
водорода равна 10-7 моль/л. Для нейтрального раствора pH = 7, для кислого
pH < 7 (избыток ионов [H+]), а для щелочного pH > 7 (избыток ионов [H-]).
Изменение pH при растворении веществ в воде является одним из
основных признаков, указывающих на протекание в растворе гидролиза.
Характер гидролиза растворенного вещества определяется природой соли.
Различают несколько вариантов взаимодействия соли с водой.
1. Соль образована катионами сильных оснований и анионами сильных кислот (KCl, NaCl, Na2SO4) не подвергается гидролизу. В результате
взаимодействия ионов такой соли с ионами воды не образуются слабодиссоциирующие вещества и избытка ионов водорода или гидроксила не наблюдается (реакция раствора нейтральная).
2
Например:
KNO3 + H2O
(молекулярное уравнение)
KOH + HNO3
K+ + NO-3 + H2O
K+ + OH- + H+ + NO-3
(ионное уравнение)
H+ + OH-
H2O
2. Соли, образованные сильными основаниями и слабыми кислотами
(CH3COOK, K2CO3, Na2S), гидролизуются по аниону, т. к. анион образует с
ионами водорода слабодиссоциирующее соединение. При этом в растворе
оказываются избыточные гидроксид-ионы, которые и придают ему щелочную реакцию:
NaCN + H – OH
Na+ + CN- + H2O
CN- + H2O
HCN + NaOH
HCN + Na+ + OH-
HCN + OH-
(pH > 7)
Соли, образованные многоосновной слабой кислотой, гидролизуются
ступенчато.
I ступень гидролиза.
Na2CO3 + H2O
NaHCO3 + NaOH
2Na+ + CO32-+ H2O
Na+ + HCO-3 + Na+ + OH-
CO32- + H2O
HCO-3 + OH-
(pH > 7)
II ступень гидролиза.
NaHCO3 + H2O
Na+ + HCO-3 + H2O
HCO3- + H2O
H2CO3 + NaOH
H2CO3 + Na+ + OHH2CO3 + OH-
Гидролиз идет, в основном, по первой ступени; протеканию гидролиза по второй ступени препятствуют ионы OH-, образовавшиеся в результате гидролиза по первой ступени.
3. Соли, образованные слабыми основаниями и сильными кислотами
(CuCl2, AlCl3, NH4Cl) гидролизуются по катиону, т. к. катион образует с
ионами гидроксида слабодиссоициирующие соединения. Поскольку в ре3
зультате гидролиза образуется сильная кислота, то раствор такой соли
имеет pH < 7.
NH4Cl + H-OH
NH4OH + H+ + Cl-
NH4+ + Cl- + H2O
NH4OH + H+ + Cl-
NH4+ + H2O
NH4OH + H+
4. Соли, образованные слабыми основаниями и слабыми кислотами
(NH4CN, (NH4)2CO3), гидролизуются и по катиону и по аниону:
NH4CN + H-OH
NH4OH + HCN
NH4+ + CN- + H2O
NH4OH + HCN
pH среды зависит от силы образующихся слабых кислот и оснований, т. к.
Kдис. NH4OH = 1.8 × 10-5, а Kдис. HCN = 6,2 × 10-10, то раствор будет слабощелочной.
Соли многоосновных кислот и многокислотных оснований гидролизуются ступенчато, причем наиболее полно протекает первая ступень гидролиза. Гидролиз по следующим ступеням протекает в очень малой степени.
При гидролизе соли, образованной сильной кислотой и слабым основанием, образуются основные соли и свободная кислота, например:
I ступень.
Fe2(SO4)3 + 2H2O
2FeOHSO4 + H2SO4
2Fe3+ + 3SO42- + 2H2O
2FeOH2+ + 2SO42- + 2H+ + SO42-
Fe3+ + H2O
FeOH2+ + H+
II ступень.
2FeOHSO4 + 2H2O
[Fe(OH)2]SO4 + H2SO4
2FeOH2+ + 2SO42- + 2H2O
FeOH2+ + H2O
4
2Fe(OH)2+ + 2H+ + SO42Fe(OH)2+ + H+
III ступень.
[Fe(OH)2]2SO4 + H2O
2Fe(OH)3 + H2SO4
2Fe(OH)2+ + SO42- + H2O
2Fe(OH)3 + 2H+ + SO42-
Fe(OH)2+ + H2O
Fe(OH)3 + H+
При гидролизе соли, образованной слабой кислотой и сильным основанием, образуются кислые соли и свободные основания, например:
I ступень.
2BaS + 2H2O
Ba(HS)2 + Ba(OH)2
S2- + H2O
HS- + OH-
(pH  7)
II ступень.
Ba(HS)2 + 2H2O
HS- + H2O
2H2S + Ba(OH)2
H2S + OH-
Если кислота и основание, образующие соль, слабые электролиты,
неустойчивы или малорастворимы, то гидролиз протекает необратимо.
Al2S3 + 6H2O = 2Al(OH)3  + 3H2S 
При смешении двух растворов, в одном из которых соль гидролизуется по аниону, а в другом – по катиону, гидролиз протекает глубоко, если
выделяется газ или осадок или образуется газ и осадок одновременно:
2Cr(OH)3  + 3CO2  + 6NaCl
2CrCl3 + 3Na2CO3 + 3H2O
2Cr(OH)3 + 3CO2 + 6Na+ + 6Cl-
2Cr3+ + 6Cl- + 6Na+ + 3CO32- + 3H2O
2Cr(OH)3  + 3CO2 
2Cr3+ + 3CO32- + 3H2O
Количественно реакции гидролиза характеризуются степенью гидролиза Lгид. и константой гидролиза Kгид.. Степенью гидролиза называется
отношение числа гидролизованных молекул Cгид. к общему исходному
числу молекул растворенной соли C:
L гид. = C гид./C.
5
В большинстве случаев степень гидролиза солей невелика, т.к. равновесие гидролиза значительно смещено в сторону образования малодиссоциированных молекул воды. Степень гидролиза зависит от следующих
факторов:
1. От природы соли. Чем слабее кислота или основание, из которых
образована соль, тем больше степень гидролиза.
2. От концентрации соли. Степень гидролиза увеличивается с разбавлением раствора соли.
3. От температуры. Степень гидролиза солей возрастает с повышением температуры, т. к. увеличивается степень диссоциации соли и воды.
Таким образом, для увеличения степени гидролиза следует растворы
разбавлять и нагревать. Для подавления гидролиза нужно проводить процессы на холоде и с меньшим количеством воды.
Подкисление и подщелачивание растворов также приводит к смещению равновесия гидролиза.
Чтобы усилить гидролиз соли, образованной слабым основанием и
сильной кислотой, необходимо добавить основание для связывания получающихся в процессе гидролиза ионов водорода. Произойдет нейтрализация кислоты, и динамическое равновесие сдвинется вправо, т. е. гидролиз
усилится. Если же к раствору прибавить кислоты, то гидролиз затормозится.
Например:
NH4Cl + H2O
NH4OH + HCl
основание
NH4+ + H2O
NH4OH + H+
кислота
Константа гидролиза представляет собой произведение константы
равновесия процесса гидролиза и концентрации воды, которую для раз-
6
бавленных растворов можно считать постоянной. Например, для реакции
гидролиза перхлората аммония получают:
NH4ClO4 + H2O
NH4+ + H2O
NH4OH + HClO4
NH4OH + H+

NH 4OH H  
Kравн. =
NH4  H2O ;
NH 4OH H 
Kг = Kравн. [H2O] =
NH4 
Константа гидролиза – постоянная величина и не зависит от концентрации ионов в растворе. Она характеризует способность данной соли подвергаться гидролизу: чем больше Kг, тем в большей степени (при одинаковых температуре и концентрации) протекает процесс гидролиза.
Константа гидролиза по первой ступени значительно выше, чем константа гидролиза по последней ступени. Например, для гидролиза СО32-:
Кг1 = 2 ∙ 10-4; Кг2 = 2,2 ∙ 10-8. Поэтому, при расчете концентрации ионов
[ОН] или [Н+], второй и третьей ступенью гидролиза обычно пренебрегают.
ТРЕБОВАНИЯ БЕЗОПАСНОСТИ ТРУДА
1. За каждым студентом, работающим в лаборатории, закрепляется рабочее
место, которое он обязан содержать в чистоте и порядке.
2. Книги, сумки и другие предметы, не имеющие отношения к работе, убираются в ящики стола.
3. Все опыты проводятся в соответствии методикой эксперимента.
4. Опыты с применением концентрированных кислот необходимо выполнять в вытяжном шкафу.
5. При нагревании растворов в пробирке нужнорасполагать пробирку так,
чтобы ее отверстие было направлено в сторону от людей.
6. Категорически запрещается вдыхать и пробовать на вкус вещества в лаборатории.
7
7. После выполнения работ привести в порядок рабочее место.
Порядок выполнения работы.
Задание 1
Изменение окраски индикаторов в зависимости
от величины рН растворов.
Приборы и реактивы: гидроксид натрия 0,1 и раствор; соляная кислота 0,1 и раствор; индикаторы – финолфтолеин, метилоранж; индикаторная лакмусовая бумага: красная и синяя.
Налейте в три пробирки немного дистиллированной воды и добавьте
в первую пробирку несколько капель метилоранжа, во вторую – фенолфталеин, в третью – опустите по небольшому кусочку синей и красной лакмусовой бумаги. Отметьте цвет индикатора.
Налейте в три пробирки немного раствора соляной кислоты и прибавьте к ним те же индикаторы. Наблюдайте окраску индикаторов в кислой среде.
Проделайте то же самое, взяв в три пробирки раствор гидроксида натрия.
Свои наблюдения запишите в таблицу:
Среда
Метилоранж
Фенолфталеин
Лакмус
Нейтральная
Н2О рН=7
Кислая рН<7
Щелочная рН>7
Задание 2
Гидролиз солей
Проборы и реактивы: пробирки; азотнокислый калий КNО3 0,1н
раствор; азотнокислый свинец Рb(NO3)2 0,1н раствор; сернокислый алю-
8
миний Аl2(SО4)3 0,1н раствор; углекислый натрий Nа2СО3 0,1н раствор; углекислый калий К2СО3 0,1н раствор; красная и синяя лакмусовая бумага.
1. Налейте в пять пробирок по 2-3 мл растворов солей: в одну- раствор КNО3 , в другую – раствор Аl2(SО4)3 , в третью раствор Рb(NO3)2, в
четвертую – раствор Nа2СО3, в пятую – раствор К2СО3.
2. В каждую из пробирок опустите по кусочку красной и синей лакмусовой бумаги. Какие из солей подверглись гидролизу? Какую реакцию
среды наблюдаете в каждой из пробирок?
Составьте молекулярные, ионные уравнения гидролиза соответствующих солей.
Задание 3
Совместный гидролиз
Реактивы: сернокислый алюминий 0,1 и раствор; углекислый натрий 0,1 и раствор; соляная кислота 0,1н раствор.
К раствору сернокислого алюминия прилейте раствор углекислого
натрия. Образующийся углекислый алюминий гидролизуется с образованием осадка белого цвета. Выделяется углекислый газ СО2. Составьте
уравнения реакции. Проверьте, входит ли сернокислый алюминий в состав
осадка. Отделите осадок декантацией, промойте его дистиллированной водой, подействуйте на осадок соляной кислотой. Выделяется ли в этом случае СО2?
Задание 4
Влияние температуры на гидролиз
Проборы и реактивы: пробирки, уксусная кислота, фенолфталеин.
1. Насыпьте 1/6 пробирки уксусного натрия, растворите соль в небольшом количестве дистиллированной воды, прибавьте несколько капель
фенолфталеина. В какой цвет окраситься раствор? Отметьте интенсивность
окраски.
9
2. Нагрейте раствор до кипения. Как изменится цвет раствора? Напишите уравнение реакции и дайте объяснения наблюдаемым явлениям.
Оформление лабораторного журнала
Результаты работы записываются в журнал, который оформляется
следующим способом:
1. Название и цель лабораторной работы.
2. Дается краткое описание теоретической части работы (основные
понятия).
3. Краткое описание наблюдаемых явлений. Уравнения всех проведенных реакций в молекулярной и ионной форме (с учетом коэффициентов)
4. Выводы по каждому заданию.
Вопросы для самопроверки
1. Какие из солей К2S, КCl, Рb(NO3)2, Аl2(SО4)3 подвергаются гидролизу? Составьте молекулярные и ионные уравнения гидролиза соответствующих солей. Какое значение рН имеют растворы этих солей?
2. Составьте уравнения гидролиза по первой ступени следующих соединений: FeCl3, FeCl2, Na2SO3, K2CO3, BaCl2, K2SO4, CrCl3, MgCl2, K3PO4.
3. В каких случаях гидролиз хлорида железа усилится? Почему? Если к раствору FeCl3 добавили следующие вещества: а) НCl; б) КОН;
в) NаСО3. Составьте молекулярные ионные уравнения гидролиза.
4. Какая из двух солей: 1) МqCl2 или ZnCl2; 2) NаСО3 или (NН4)2СО3
при равных условиях в большей степени подвергается гидролизу? Почему?
Составьте уравнения гидролиза.
5. Составьте уравнения совместного гидролиза солей: а) (NН4)2СО3 и
СrСl3; б) Nа2S и Аl(NО3)3 в) (NН4)2 SО4 и Zn(NО3)2.
10
Время, отведенное на лабораторную работу
Подготовка к работе
Выполнение работы
Обработка результатов эксперимента
и оформление отчета
1 час
2 часа
1 час
Литература
ОСНОВНАЯ ЛИТЕРАТУРА
1. Коровин, Н.В. Общая химия: учебник / Н. В. Коровин. - 14-е изд.,
перераб. - Москва : Академия, 2013. - 489 с.
2. Глинка Н. Л. Задачи и упражнения по общей химии.Учеб. пособие.М.:Юрайт.,-2014.-236 с.
ДОПОЛНИТЕЛЬНАЯ ЛИТЕРАТУРА
3. Глинка Н. Л. Общая химия.Учеб. пособие.-М.:Кнорус.,-2010.-752 с.
ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ
Методические указания к выполнению лабораторной работы
Составили: СИНИЦЫНА Ирина Николаевна
ЩЕРБИНА Наталья Александровна
11