Химия Гидролиз солей

Министерство образования и науки РФ
Государственное образовательное учреждение высшего профессионального образования
Ухтинский государственный технический университет
(УГТУ)
Химия
Гидролиз солей
Методические указания
Ухта 2010
2
УДК 546(075)
К 64
Коношенок В.И. Химия. Гидролиз солей [Текст]: метод. указания / В.И.
Коношенок.- Ухта: УГТУ, 2010.- 8 с.
Методические указания предназначены для выполнения лабораторных работ по
дисциплине «Химия» для студентов 1 курса всех специальностей.
Методические указания содержат описание лабораторной работы, ход её выполнения, обработки результатов, составления отчета.
Содержание методических указаний соответствует рабочей учебной программе.
Методические указания рассмотрены и одобрены кафедрой химии от
14.04.2010 г., пр. № 6.
Рецензент: Крупенский В.И. д.х.н., профессор кафедры химии Ухтинского государственного технического университета
Редактор: Рудиченко Н.В., заведующая лабораторией кафедры химии Ухтинского государственного технического университета
В методических указаниях учтены предложения и замечания рецензента и редактора.
План 2010 г., позиция 34.
Подписано в печать 06.09.2010 г. Компьютерный набор.
Объем 8 с. Тираж 100 экз. Заказ № 245.
 Ухтинский государственный технический университет, 2010
169300, г. Ухта, ул. Первомайская, 13.
Отдел оперативной полиграфии УГТУ.
169300, г. Ухта, ул. Октябрьская, 13.
3
ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ
Цель работы: Изучение условий протекания реакций гидролиза различных солей.
ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ
При растворении в воде солей между ионами солей и водой может происходить взаимодействие, называемое гидролизом.
Гидролизом называется реакция обменного разложения вещества водой.
Гидролиз соли является результатом поляризационного взаимодействия ионов
соли с их гидратной оболочкой. Упрощенно сущность процесса гидролиза
можно представить следующим образом.
Катионы Kn+ связываются в растворе с гидратирующими их молекулами
воды донорно- акцепторной связью; донором являются атомы кислорода,
имеющие две свободные электронные пары, акцептором- катионы, имеющие
свободные орбитали. Чем больше заряд катиона и чем меньше его размер, тем
значительней будет поляризующее действие Kn+ на H2O . Итогом такого действия может быть вытеснение иона водорода (протона) из молекулы воды, при
этом катион связывается с гидроксид-ионом, образуя гидроксокатионы вида
ZnOH+, Fe(OH)2+ и т.п.
Анионы An- связываются с молекулами воды водородной связью. Сильное воздействие анионов может привести к полному отрыву протона - водородная связь становится ковалентной - анионы входят в состав молекулы кислоты
(или аниона кислой соли вида HS-, HCO3- и т.п.). Активность аниона будет тем
значительнее, чем больше заряд и меньше радиус аниона. В общем случае поляризующее действие любого иона определяется величиной ионного потенциала: ИП = z/r, где z – заряд иона; r – радиус иона.
Если катионы и анионы имеют небольшие заряды и значительные размеры, то их поляризующее влияние на молекулы воды невелико, т.е. гидролитического взаимодействия соли с водой практически не происходит это относится
к таким катионам, как K+, Na+, Ca2+, Ba2+ и к таким анионам, как Cl-, Br-, I-,
NO3-, SO42-.
Следовательно, соли сильного основания и сильной кислоты гидролизу
не подвергаются. Поэтому растворы таких солей практически нейтральны
(рН=7).
Гидролиз протекает лишь в трех следующих случаях.
1. Если соль образована сильным основанием и слабой кислотой, то происходит гидролиз по аниону. Примером этого типа гидролиза служит взаимодействие соли KCN с водой:
KCN + H2O ←→ HCN + KOH
4
CN- +H2O ←→ HCN + OHСоли содержат многозарядные ионы (CO32-, PO43-, S2- и др.), гидролизуются по стадиям.
K2CO3 + H2O ←→ KHCO3 + KOH
CO32- + H2O ←→ HCO3− + OH1 ступень гидролиза
KHCO3 + H2O ←→ H2CO3 +KOH
HCO3- + H2O ←→ H2CO3 + OH2 ступень гидролиза
Гидролиз солей по второй ступени происходит в значительно меньшей
степени, чем по первой. Поэтому считают, что при стандартных условиях (Р°° =
100 кПа, Т=298°°) и умеренном разбавлении раствора гидролиз солей протекает
в основном по первой ступени. При гидролизе солей этого типа в растворе накапливаются ионы OH- и среда имеет щелочной характер (рН >7).
2. Если соль образована сильной кислотой и слабым основанием, то происходит гидролиз по катиону. Примером служит взаимодействие Al2(SO4)3 с
водой:
Al2(SO4)3 + 2H2O ←→ 2AlOHSO4 + H2SO4
Al3+ + H2O ←→ Al(OH)2+ + H+ 1 ступень гидролиза
2AlOHSO4 + 2H2O ←→ [Al(OH)2]2SO4 + H2SO4
Al(OH)2+ + H2O ←→ [Al(OH)2]+ + H+ 2 ступень гидролиза
[Al(OH)2]2SO4 + H2O ←→ 2Al(OH)3 + H2SO4
[Al(OH)2]+ + H2O ←→ Al(OH)3 + H+ 3 ступень гидролиза
При гидролизе солей этого типа в растворе накапливаются ионы H+ и
среда имеет кислый характер (рН<7 ).
3. Если соль образована слабой кислотой и слабым основанием, то гидролиз происходит по катиону и аниону:
NH4CN + H2O ↔ NH4OH + HCN
5
NH4+ + CN- + H2O ↔ NH4OH + HCN
NH3 H2O
Большинство солей этого типа полностью разлагаются водой. В этом
случае говорят об их необратимом гидролизе.
Например, Al2S3 гидролизуется по уравнению
↑
Al2S3 + 6H2O = 2Al(OH)3↓ + H2S↑
2Al3+ + 3S2- + 6H2O = 2Al(OH)3↓ + H2S↑
↑
Характер среды для солей последнего типа может быть различным - слабокислым или слабощелочным в зависимости от соотношения констант диссоциации образующихся при гидролизе кислоты и основания. Убедиться в протекании реакции гидролиза можно, определив кислотность среды раствора соли.
Это осуществляется с помощью кислотно-основных индикаторов или путем
определения рН (рН = -lg[H+]) растворов при помощи рН-метра или индикаторной бумаги.
Ниже приводятся интервалы перехода окраски некоторых индикаторов.
1. Метилоранж.
Розовая Область перехода
0
1
2 3
4
5
шкала рН
кислая среда
6
Желтая
7
8
0
11
12
13
область перехода
1
2
3
4
5
шкала рН
кислая среда
3. Лакмус.
Красная
10
14
щелочная среда
2. Фенолфталеин.
Бесцветная
0
9
6
7
8
10
11
12
13
щелочная среда
Область перехода
1
2
3
4
5 6
шкала рН
кислая среда
9
Красная
7
8
Синяя
9
10 11 12 13 14
щелочная среда
6
Реакции гидролиза являются обратимыми, подчиняются закону действия
масс. Поэтому равновесие этих реакций можно смещать, руководствуясь для
определения направления смещения принципом А.Л. Ле-Шателье:
а) прибавление воды к растворам солей (разбавление) усиливает гидролиз;
б) повышение температуры вызывает усиление гидролиза, так как ∆ Н
гидролиза > 0
в) прибавление кислоты или щелочи в раствор усиливает или подавляет
гидролиз в зависимости от того, какова кислотность среды.
Например, рассмотрим реакцию
CH3COONa + H2O ←→ CH3COOH + NaOH
CH3COO- + H2O ←→ CH3COOH + OHСреда щелочная (рН> 7)
Добавление щелочи к раствору такой соли вызывает смещение равновесия влево, т.е. произойдет подавление гидролиза.
Наоборот, добавление кислоты, которая прореагировав со щелочью, понизит ее концентрацию, вызовет сдвиг равновесия вправо, т.е. усилит гидролиз.
ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ
ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ
Опыт 1. Определение кислотности среды в растворах различных солей.
В 4 пробирки налейте растворы: в одну – Na2CO3, другую - ZnCl2, третью
- NaNO3, четвертую - дистиллированную воду. В каждую из пробирок добавьте
по 2 капли лакмуса. Сравните окраску лакмуса в воде и в растворах солей. Какие из солей подвергаются гидролизу? Напишите молекулярные и ионномолекулярные уравнения реакций гидролиза. Пользуясь шкалой рН (см. стр. 5),
определите примерное значение рН растворов солей.
Опыт 2. Необратимый гидролиз.
К 1-2 мл раствора Al2(SO4)3 прибавьте такой же объем раствора Na2CO3.
Наблюдайте образование белого студенистого осадка и выделение газа.
Объясните причину образования осадка. Приведите молекулярные и ионно-молекулярные уравнения совместного гидролиза солей.
Опыт 3. Влияние температуры на гидролиз.
К 3 мл раствора CH3COONa прилейте 2 капли фенолфталеина. Запишите
молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций гидролиза соли.
7
Нагрейте раствор до кипения. Следите за интенсивностью окраски индикатора. Объясните происходящее явление.
Что происходит при охлаждении раствора (пробирку с раствором поместить под холодную воду)?
Опыт 4. Усиление и подавление гидролиза.
Налейте в пробирку 1-2 мл раствора Bi(NO3)3 и разбавьте его водой в 5-10
раз. Наблюдайте появление осадка основной соли Bi(OH)2NO3.
Добавьте в пробирку с осадком несколько капель HNO3. Объясните, почему образуется и растворяется осадок, используя для этого принцип А.Л. ЛеШателье.
ФОРМА ОТЧЕТА
В отчете указывается название и цель работы, название каждой части,
номер и название каждого опыта. Записываются уравнения происходящих реакций в требуемых формах, приводятся значения требуемых в опытах величин.
После каждого опыта приводится краткий вывод о причине наблюдаемых явлений.
КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ
1. Дайте определение понятию «гидролиз солей».
2. Какая характеристика ионов соли определяет возможность и направление
реакции гидролиза?
3. Какое значение рН ( >7< ) имеют растворы следующих солей: K2SiO3,
Fe(NO3)3, NH4CH3COO? Cоставьте ионные и молекулярные уравнения
гидролиза.
4. Даны сокращенные ионно-молекулярные уравнения гидролиза солей:
a) CN- + H2O ↔ OH- + HCN
b) Bi3+ + H2O ↔ H+ + BiOH2+
Составьте молекулярные уравнения.
5. Какая из солей железа: FeCl3 или FeCl2 сильнее подвергается гидролизу?
Объясните, почему? Составьте молекулярные и ионно-молекулярные
уравнения гидролиза. Какое значение рН имеют растворы этих солей
(>7<)?
8
БИБЛИОГРАФИЧЕСКИЙ ОБЗОР
1. Н.Л. Глинка. Общая химия. – М:, Химия, 1979, гл. VIII, стр. 81-93, 1984, гл.
VIII, стр. 223-254.
2. Н.Л. Глинка. Задачи и упражнения по общей химии.- М.; «Интеграл-пресс»
2004, стр. 130-138.
3. Курс общей химии. Часть 1(под редакцией Г.А. Дмитриева и др.) – М,:
Высшая школа, 1967, гл. V, §§ 9-21.
4. Н.В. Коровин. Общая химия. – М:, Высшая школа, 2000, с. 234-238