Министерство образования и науки Российской Федерации Федеральное агентство по образованию

Министерство образования и науки Российской Федерации
Федеральное агентство по образованию
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 специальности 250600
очно-заочной форм обучения
Одобрено
редакционно-издательским советом
Балаковского института техники,
технологии и управления
Балаково 2008
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).
Например:
KNO3 + H2O
KOH + HNO3
K+ + NO-3 + H2O
(молекулярное уравнение)
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
CO32- + H2O
Na+ + HCO-3 + Na+ + OHHCO-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
результате 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- + H2ONH4OH + 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
2Fe3+ + 3SO42- + 2H2O
2FeOHSO4 + H2SO4
2FeOH2+ + 2SO42- + 2H+ + SO42-
Fe3+ + H2O
FeOH2+ + H+
II ступень.
2FeOHSO4 + 2H2O[Fe(OH)2]SO4 + H2SO4
2FeOH2+ + 2SO42- + 2H2O 2Fe(OH)2+ + 2H+ + SO42FeOH2+ + H2O
Fe(OH)2+ + H+
III ступень.
[Fe(OH)2]2SO4 + H2O
2Fe(OH)2+ + SO42- + H2O
2Fe(OH)3 + H2SO4
2Fe(OH)3 + 2H+ + SO42-
Fe(OH)2+ + H2OFe(OH)3 + H+
При гидролизе соли, образованной слабой кислотой и сильным
основанием, образуются кислые соли и свободные основания, например:
I ступень.
2BaS + 2H2O
S2- + H2O
Ba(HS)2 + Ba(OH)2
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:
2CrCl3 + 3Na2CO3 + 3H2O
2Cr(OH)3  + 3CO2  + 6NaCl
2Cr3+ + 6Cl- + 6Na+ + 3CO32- + 3H2O
2Cr(OH)3 + 3CO2 + 6Na+ + 6Cl-
2Cr3+ + 3CO32- + 3H2O
Количественно
реакции
2Cr(OH)3  + 3CO2 
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.
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,
получающихся
в
необходимо
процессе
добавить
гидролиза
основание
ионов
для
водорода.
связывания
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
разбавленных растворов можно считать постоянной. Например, для реакции
гидролиза перхлората аммония получают:
NH4ClO4 + H2O
NH4+ + H2O
NH4OH + HClO4
NH4OH + H+
Kравн. = ;
Kг = Kравн. [H2O] =
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 СО 32-:
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.
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,
индикаторная лакмусовая бумага: красная и синяя.
метилоранж;
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 алюминий
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
соответствующих солей.
Задание 3
уравнения
гидролиза
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.
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.
Время, отведенное на лабораторную работу
Подготовка к работе
1 час
Выполнение работы
2 часа
Обработка результатов эксперимента
и оформление отчета
1 час
Литература
1. Глинка Н.А. Общая химия / под ред. В.Н. Ермакова испр. – М.:
Интеграл – Пресс, 2003. – 728с.
2. Коровин Н.В. Общая химия: учебн. для техн. направл. и спец. вузов М.: Высш. шк., 1998. - 560 с.
3. Ахматов Н.С.Общая и неорганическая химия: учебн. для вузов-4-е
изд. исправл. – М.: Высш. шк., 2002. - 743 с.
4. Угай Я.А. Общая и неорганическая химия: учебн. для вузов-3-е изд.
исправл. – М.: Высш. шк., 2002. - 527 с.
5. Глинка Н.А. Задания и упражнения по общей химии: учеб. пособие
для студентов не химич. спец. вузов. – М.: Интеграл – Пресс, 2002. – 240 с.
ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ
Методические указания к выполнению лабораторной работы
по курсу «Общая и неорганическая химия»
для студентов специальности 250600
очно-заочной форм обучения
Составили: СИНИЦЫНА Ирина Николаевна
ЩЕРБИНА Наталья Александровна
Подписано в печать
Бумага тип.
Тираж 100 экз.
Рецензент
Н. М. Тимошина
Редактор
Л. В. Максимова
Корректор
А. М. Рогачева
Усл. печ. л. 0,75
Заказ
Саратовский государственный технический университет
410054, г. Саратов, ул. Политехническая, 77
Копипринтер БИТТиУ, 413840, г. Балаково, ул. Чапаева, 140
Формат 60х84 1/16
Уч.-изд.л. 0,7
Бесплатно