ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ - Ухтинский государственный технический

Назвать гидролизующийся ион, составить уравнение реакции гидролиза соли. Сделать вывод о среде раствора и о влиянии температуры на гидролитическое
равновесие.
3. В пробирку налить 1-2 мл раствора хлорида железа (FeCl3) и столько же дистиллированной воды. Раствор нагреть и прокипятить 2-3 минуты. Объяснить образование осадка.
Составить уравнение реакции гидролиза соли, назвать гидролизующийся
ион. Сделать вывод о среде раствора и о влиянии температуры на гидролитическое равновесие.
МИНОБРНАУКИ РОССИИ
Федеральное государственное бюджетное образовательное учреждение
высшего профессионального образования
«Ухтинский государственный технический университет»
(УГТУ)
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.
БИБЛИОГРАФИЧЕСКИЙ СПИСОК
1. Глинка, Н. Л. Общая химия / Н. Л. Глинка. – М.: Химия, 2010.
2. Глинка, Н. Л. Задачи и упражнения по общей химии / Н. Л. Глинка. – М.:
Химия, 2010.
3. Коровин, Н. В. Общая химия / Н. В. Коровин. – М.: Высшая школа, 2000.
ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ
Методические указания к самостоятельной работе
и лабораторному практикуму по химии
для студентов специальности 131000 «Нефтегазовое дело»
Ухта 2011
12
УДК 542.938
Я 96
Яшкильдина, С. П.
Гидролиз солей [Текст]: метод. указания к самостоятельной работе и лабораторному практикуму по химии для студентов специальности 131000 «Нефтегазовое дело» / С. П. Яшкильдина. – Ухта : УГТУ, 2011. – 12 с.
Методические указания предназначены для выполнения лабораторной
работы по химии для студентов 1 курса очного и заочного отделения НГД, специальность 131000. Методические указания содержат: 1) теоретическую часть
с примерами решения некоторых заданий; 2) контрольные вопросы и задания;
3) описание лабораторной работы – ход ее выполнения, обработка результатов,
составление отчета. Пособие предназначено для студентов очной и заочной
формы обучения специальности НГД 131000.
Методические указания рассмотрены и одобрены заседанием кафедры от
23.09.2011 г., пр. № 1.
Рецензент: М. Е. Рожкин, директор УФ УГТУ, к.т.н.
Методические указания изданы в авторской редакции.
В методических указаниях учтены предложения рецензента.
План 2011 г., позиция 234.
Подписано в печать 30.09.2011 г. Компьютерный набор.
Объем 12 с. Тираж 100 экз. Заказ № 257.
© Ухтинский государственный технический университет, 2011
169300, Республика Коми, г. Ухта, ул. Первомайская, д. 13.
Типография УГТУ.
169300, Республика Коми, г. Ухта, ул. Октябрьская, д. 13.
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА
Цель работы: изучение влияния гидролиза солей различных типов, влияния
разбавления растворов и температуры на гидролитическое равновесие.
ОПЫТ 1
Определение характера среды в растворах солей
В пробирки налить растворы: фосфата натрия Na3PO4, хлорида аммония NH4Cl,
карбоната натрия Na2CO3, сульфата цинка ZnSO4. Определить рН растворов с помощью универсальной индикаторной бумаги и индикаторов (метилового оранжевого и
фенолфталеина). Записать и объяснить наблюдения. Написать уравнения реакций
гидролиза взятых солей в молекулярной и ионно-молекулярной форме.
ОПЫТ 2
Смещение равновесия реакции гидролиза соли при разбавлении раствора
Концентрированный раствор нитрата свинца прозрачен (убедиться в этом).
В стеклянный стаканчик налить 25-50 мл воды и добавить 1-2 капли концентрированного раствора Рb(NO3)2. Наблюдать образование осадка.
При оформлении результатов опыта:
1. Назвать гидролизующийся ион, составить уравнение реакции гидролиза и
объяснить, почему концентрированный раствор нитрата свинца прозрачен.
2. Объяснить, почему при разбавлении в колбе появился осадок.
3. Сделать вывод о влиянии разбавления растворов гидролизующихся солей на
гидролитическое равновесие.
ОПЫТ 3
Смещение равновесия реакции гидролиза соли при изменении температуры
1. В пробирку внести 5-6 мл раствора ацетата натрия СН3СООН и 1-2 капли
раствора фенолфталеина. Содержимое пробирки разделить на 2 части, одну из них
оставить для сравнения, другую – нагреть до кипения.
Сравнить окраску индикатора в обеих пробирках. Дать пробиркам охладиться и снова сравнить окраску индикатора в обеих пробирках. Описать и пояснить
свои наблюдения.
Назвать гидролизующийся ион, составить уравнение реакции гидролиза соли. Сделать вывод о среде раствора и о влиянии температуры на гидролитическое
равновесие.
2. В пробирку внести 5-6 мл раствора хлорида алюминия и 2-3 капли раствора
метилового оранжевого. Содержимое пробирки разделить на 2 части, одну из них оставить для сравнения, другую – нагреть до кипения.
Сравнить окраску индикатора в обеих пробирках. Дать пробиркам охладиться и снова сравнить окраску индикатора в обеих пробирках. Описать и пояснить
свои наблюдения.
11
Программа
Приложение
Таблица 1
Константы ионизации некоторых слабых электролитов при 25°С
Электролит
Азотистая
Метакремниевая
Муравьиная
Сернистая
Сероводородная
Угольная
Уксусная
Фосфорная
Фтороводородная
Щавелевая
Янтарная
Аммиак раствор
Бария гидроксид
Кальция гидроксид
Свинца гидроксид
Формула
К ионизации
Кислоты
HNO2
6,9·10–4
H2SiO3
K1 = 1,0·10–10
K2 = 2,0·10-12
НСООН
1,8·10–4
H2SO3
K1 = 1,4·10-2
K2 = 6,2·10–8
H2S
К1 = 1,0·10–7
К2 = 2,5·10–13
Н2СО3
К1 = 4,5·10–7
К2 = 4,8·10–11
СН3СООН
1,74·10–5
Н3РО4
К1 = 7,1·10–3
К2 = 6,2·10–8
К3 = 4,2·10–13
HF
6,8·10–4
Н2С2О4
К1 = 5,6·10–2
К2 = 5,4·10–5
(СН2)2(СООН)2
К1 = 1,6·10–5
К2 = 2,3·10–6
Основания
NH3 + H2O
1,76·10–5
Ва(ОН)2
К2 = 2,3·10–1
Са(ОН)2
К2 = 4,0·10–2
Pb(ОН)2
К1 = 9,55·10–4
К2 = 3,0·10–8
Силовой показатель
(рК)
3,16
10,0
11,7
3,75
1,85
7,20
6,99
12,60
6,35
10,32
4,76
2,15
7,21
12,00
3,21
1,25
4,27
4,21
5,63
4,755
0,64
1,40
3,02
7,52
Гидролиз. Взаимосвязь между концентрацией, степенью и константой гидролиза.
Вычисление значений рН растворов солей, подвергающихся гидролизу. Влияние температуры на процессы гидролиза. Использование гидролиза в качественном анализе.
ГИДРОЛИЗ
ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ
Цель работы. Изучение некоторых свойств водных растворов солей, связанных
с реакцией гидролиза.
Вода не только хорошо растворяет многие вещества, но и вступает с ними в
химические реакции. К числу таких реакций относится гидролиз – разложение веществ водой. Это реакции первостепенной важности, прежде всего, для существования жизни. Белки, поступающие в организм с пищей, в процессе пищеварения
гидролизуются, т. е. разлагаются на отдельные аминокислоты, которые затем всасываются через стенки тонкого кишечника в кровь. Число продуктов гидролиза не менее
двух, потому что это реакция разложения, но при гидролизе белков их значительно
больше: по крайней мере 20 аминокислот. Гидролизуются и другие составляющие
пищи. Подробно рассмотрим гидролиз солей. Гидролизом называют реакцию ионного обмена растворенной соли с водой, приводящую к образованию слабого электролита и сопровождающуюся изменением рН раствора.
Ионное произведение воды. Водородный показатель рН
а) Ионное произведение воды
Вода – слабый электролит, чистая вода плохо проводит электрический ток. Согласно современным представлениям, в самой жидкой воде устанавливается протолитическое равновесие – автопротолиз воды:
Н2О + Н2О = Н3О+ + ОН−
или упрощенно Н2О = Н+ + ОН−.
Так как этот процесс обратим, то к нему можно применить закон действующих
масс и выразить константу химического равновесия:
Кр =
[ H + ] ⋅ [OH − ]
.
[ H 2O ]
При 25°С на ионы распадается 10−7 моль воды. Тогда концентрация
[Н ] = [ОН−] = 10−7моль/л.
При постоянной температуре константа химического равновесия – величина
постоянная: Кр = const. Молярная концентрация воды в чистой воде также постоянна
и равна:
+
CM =
m
1000
=
= 55,55 моль/л,
M ⋅V 18,016 ⋅ 1
т. е. [Н2О] = 55,55 = const.
Произведение двух постоянных величин – также величина постоянная, которую обозначают символом КW:
10
3
Кр·[Н2О] = [Н+] · [ОН−] = КW
КW = [Н+] · [ОН−]
КW называется константа автопротолиза воды или ионное произведение воды.
Она постоянна при постоянной температуре. При 25°С (298 К) числовое значение КW
равно:
КW = [Н+] · [ОН−] = 10−7·10−7 = 10−14.
С повышением температуры степень ионизации воды увеличивается, т. к. этот
процесс эндотермический. При повышении температуры от 0° до 100°С КW возрастает
в 500 раз, т. е.
55,0 ·10−14 / 0,11·10−14 = 500.
Зависимость КW от концентрации [Н+] и [ОН−] распространяется на воду и
сильно разбавленные водные растворы электролитов.
б) Водородный показатель (рН)
В нейтральных средах [Н+] = [ОН−] = 10−7 (при 25°С), рН=7;
в кислых водных растворах [Н+] > [ОН−] т. е. [Н+] > 10−7 , рН<7;
в щелочных водных растворах [Н+]< [ОН−] т. е. [Н+] < 10−7 pH>7.
Таким образом, кислотность или щелочность можно выражать через концентрацию [Н+]. Но так как числовые значения КW и концентраций [Н+] и [ОН−] очень
малы, то вместо них С. П. Зеренсен предложил выражать реакцию водных растворов
через водородный показатель рН. рН – это отрицательный десятичный логарифм концентрации ионов водорода:
рН = – lg [Н+].
Аналогично существует и показатель гидроксид-ионов:
рОН = – lg [OH−].
Если взять отрицательный логарифм выражения для КW
КW = [Н+] · [ОН−] = 10−7·10−7 = 10−14, то получим:
– lg КW = – lg[Н+] +(– lg [ОН−]) = – lg10−7 + (–lg10−7 ) = – lg10−14;
рКW = рН + рОН = 7 + 7 = 14.
Таким образом, при комнатной температуре в нейтральных водных растворах
рН = 7, в кислых водных растворах рН< 7, в щелочных – рН>7.
Опыт. Возьмем в виде кристаллов или белых порошков гексагидрат хлорида
алюминия, карбоната натрия, хлорида натрия, сульфида алюминия и внесем их в стаканы с водой (рис. 1). Первые три соли образуют бесцветные растворы, а четвертая –
мутную смесь с запахом сероводорода. Эта соль полностью разлагается водой:
Al2S3 + 6H2O = 2Al(OH)3↓ + 3H2S↑.
При добавлении лакмуса во все эти растворы обнаруживается, что в них среда
разная. Соли AlCl3 и Na2СО3 не претерпели полного разложения водой, но в их растворах установились равновесия обратимого гидролиза, что и привело к изменению
реакции среды. Хлорид натрия не повлиял на среду, так как эта соль вообще не гидролизуется. Разложившийся сульфид алюминия незначительно повлиял на среду, потому что образовались слабые электролиты (Al(OH)3, H2S).
4
Пример 3. Определить концентрацию [OH–], [H+] и рН в 0,05 М растворе ацетата
натрия СН3СООNa.
Решение.
1) По формуле (3) рассчитываем [H+] :
[H+] =
К Н 2 О ⋅ К КИСЛ
ССОЛИ
=
10 −14 ⋅ 1,74 ⋅ 10−5
= 1,87 · 10–9 ~ 1,9 · 10–9 (моль/л).
0,05
2) Концентрацию [OH–] можно найти через ионное произведение воды:
[OH–] =
К Н 2О
+
[H ]
=
10 −14
= 5,3·10–6 (моль/л).
1,9 ⋅ 10− 9
3) рН вычисляем по формуле (4):
рН = 7 – ½ lg Kкисл + ½ lg Cсоли = 7 – ½ lg (1,74·10–5) + lg 0,05 = 7 + 2,38 = 9,38.
Контрольные вопросы и задания
1. Определить константу и степень гидролиза соли и рН в 0,05 М растворе
сульфита калия при гидролизе по первой ступени.
2. Рассчитать константу, степень гидролиза и рН в растворе соли гидросульфита натрия.
3. Вычислить степень гидролиза соли и рН 0,052 М раствора карбоната натрия
при гидролизе по первой ступени.
4. Определить константу и степень гидролиза соли и рН в 0,01 М растворе цианида калия.
5. Определить константу, степень гидролиза соли и рН в 0,1 М растворе формиата калия.
6. Определить константу, степень гидролиза соли и рН в 0,01 М растворе нитрата аммония.
7. Определить константу, степень гидролиза соли и рН в 0,05 М растворе бромида аммония.
8. Вычислить константу, степень гидролиза соли и рН в 0,01 н. растворе нитрита аммония.
9. Вычислить константу и степень гидролиза соли и рН в 0,01 н. растворе ацетата аммония.
10. Вычислить степень гидролиза соли и рН 0,05 М раствора фосфата натрия
при гидролизе по первой ступени.
9
Кгидр =
К Н 2О
,
К ОСН
[OH–] =
К Н 2 О ⋅ ССОЛИ
К ОСН
,
(6)
Лакмус
(7)
(8)
pH = 7 + ½ lg Kосн – ½ lg Cсоли.
3. Для солей слабых оснований и слабых кислот вычисления ведут по формулам:
К Н 2О
hгидр =
,
К ОСН ⋅ К КИСЛ
Кгидр =
К Н 2О
К ОСН ⋅ К КИСЛ
т. е. hгидр =
К ГИДР ,
К Н 2 О ⋅ К КИСЛ
[H+] =
,
К ОСН
(9)
(10)
(11)
(12)
(13)
Примеры решения задач
Пример 1. Определить константу и степень гидролиза в 0,03 М растворе нитрата аммония.
Решение.
1)
Константу гидролиза определяем по формуле (6):
2)
h=
К Н 2О
=
К ОСН
10 −14
= 6 ⋅ 10−10 .
1,76 ⋅ 10 − 5
Степень гидролиза NH4NO3 определяем по формуле (5):
К Н 2О
К NH 4 OH ⋅ CСОЛИ
=
10 −14
= 2 ⋅ 10 −8 = 1,4 ⋅ 10− 4 ,
1,76 ⋅ 10 − 5 ⋅ 0,03
или 1,4·10–4 ·100 = 1,4·10–2 %.
Пример 2. Определить константу и степень гидролиза по первой ступени в
0,1 М растворе фосфата калия К3РО4.
Решение.
1) Константу гидролиза рассчитываем по формуле (2). Но так как гидролиз соли рассчитывают по первой ступени, константу ионизации ортофосфорной кислоты
берут по третьей ступени: 4,2·10–13.
Kгидр. =
К Н 2О
К КИСЛ
=
10−14
= 2,38·10–2.
4,2 ⋅ 10−13
2) Степень гидролиза определяем по формуле (1), также используя Кион кислоты
третьей ступени:
hгидр. =
AlCl3; pH<7
синий
Na2CO3; pH>7
фиолетовый
фиолетовый
NaCl; pH=7
Al2S3; pH=7
Рис. 1. рН растворов некоторых солей (схема к опыту 1)
,
рН = 7 – ½ lg Kкисл + ½ lg Kосн.
Кгидр. =
красный
К Н 2О
К КИСЛ ⋅ ССОЛИ
=
10 −14
= 0,49, или 49%.
4,2 ⋅ 10 −13 ⋅ 0,1
8
Соль представляет собой сочетание катиона и аниона, являющихся кислотой и
основанием по определению Льюиса. В определении кислот и оснований по Льюису
основная роль отводится участию электронных пар в химическом взаимодействии.
Катионы, анионы или нейтральные молекулы, способные принять одну или несколько
пар электронов, называют кислотами Льюиса. Катионы, анионы или нейтральные молекулы, способные отдавать электронные пары, называют основаниями Льюиса.
Рассмотрим гидролиз солей следующих типов:
1.
Если соль образована сильным основанием и слабой кислотой (например, СН3СООNa), то в водном растворе она диссоциирует
СН3СООNa → СН3СОО- + Na+,
и остаток слабой кислоты частично реагирует с водой, стараясь отнять у нее ион водорода. Гидролиз СН3СООNa выражается следующим ионным уравнением:
СН3СОО- + НОН ↔ СН3СООН + ОН-;
в молекулярной форме гидролиз записывается так:
СН3СООNa- + НОН ↔ СН3СООН + NaОН-.
Продуктами гидролиза этих солей являются слабая кислота – в случае однозарядного аниона, кислая соль – в случае многозарядного аниона.
Таким образом, при растворении в воде соли сильного основания и слабой кислоты раствор приобретает щелочную реакцию вследствие гидролиза. Гидролиз в
этих случаях обратим, т. е. протекает не до конца. Чем слабее кислота, тем сильнее
гидролиз соли этой кислоты.
При растворении солей многоосновных кислот гидролиз протекает ступенчато,
например ступенчатый гидролиз раствора соли карбоната натрия:
I ступень гидролиза: молекулярное уравнение
Na2CO3 + НОН ↔ NaНCO3+ NaОН
(CO32- + НОН ↔ НCO3- + ОН-);
II ступень гидролиза:
NaНCO3+ НОН ↔ Н2CO3 + NaОН
5
(НCO3- + НОН ↔ Н2CO3- + ОН-).
Гидролиз по второй ступени протекает значительно слабее, чем по первой.
2. Соли слабого основания и сильной кислоты (например, AlCl3). В зависимости
от заряда катиона в результате гидролиза может получиться или основная соль, или
основание.
В водном растворе эти соли диссоциируют:
AlCl3 → Al3+ + 3Cl-.
Ион металла Al3+, который представляет собой остаток слабого основания
(Al(OH)3), частично реагирует с водой, стараясь отнять у нее гидроксид-ион ОН-:
I ступень гидролиза: молекулярное уравнение
АlCl3+ НОН ↔ Аl(OH)Cl2+ НCl;
ионное уравнение: (Аl3++ НОН ↔ Аl(OH)2+ + Н+).
II ступень гидролиза:
Аl(OH)Cl2+ НОН ↔ Аl(OH)2Cl+ НCl
(Аl(ОН)2++ НОН ↔ Аl(OH)2+ + Н+).
III ступень гидролиза:
Аl(OH)2Cl+ НОН = Аl(OH)3 ↓ + НCl
((Аl(OH)2)+ + НОН = Аl(OH)3 ↓ + Н+).
Вторая и третья стадии гидролиза идут в чрезвычайно малой степени, практически не идет, так как из трех оснований АlOH2+ , Аl(OH)2+ , Аl(OH)3 более слабым
является первое, поэтому равновесие второй и третьей ступени сильно сдвинуто
вправо в случае разбавления раствора или повышения температуры. Уменьшить гидролиз (сместить равновесие влево) можно, добавляя в раствор соль (увеличивая концентрацию раствора), охлаждая раствор, добавляя к раствору кислоту.
В результате гидролиза соли слабого основания и сильной кислоты раствор
приобретает кислую реакцию. Гидролиз обратим, т. е. протекает не до конца. Чем
слабее снование, тем сильнее гидролиз соли этого основания.
3. Соли слабого основания и слабой кислоты (например, раствор NH4CN). Эти
соли обычно гидролизуются до конца, т.е. до слабого основания и слабой кислоты.
Гидролиз NH4CN в ионной форме:
NH4 ++ НОН ↔ NH4OH + Н+;
CN- + НОН ↔ HCN + ОН-;
в молекулярной форме:
NH4CN + НОН ↔ NH4ОН + HCN.
Растворы этих солей могут иметь кислую щелочную или нейтральную реакцию
в зависимости от значений констант диссоциации слабой кислоты и слабого основания. Раствор NH4CN будет иметь щелочную реакцию, так как Кд(NH4OH) = 1,79 ⋅ 10-5,
Кд(HCN) =6,2 ⋅ 10-10
Гидролиз Al2(CO3)3 в ионной форме:
Аl3++ НОН ↔ АlOH2+ + Н+;
АlОН2++ НОН ↔ Аl(OH)2+ + Н+;
(Аl(OH)2+ + НОН = Аl(OH)3+ Н+;
СО32- + НОН ↔ НСО3- + ОН-;
НСО3- + НОН ↔ Н2СО3 + ОН-;
в молекулярной форме:
Al2(CO3)3 + 3НОН ↔ 2Al(OН)3 ↓ + 3СО2 ↑ .
Следует отметить, что большая часть солей третьего типа практически нерастворима в воде.
4. Соли сильного основания и сильной кислоты (например NaCl) не гидролизуются, т. к. соответствующие ионы металла и кислотного остатка с водой не реагируют. Растворы этих солей имеют нейтральную реакцию.
Количественно гидролиз характеризуют степенью гидролиза (h) и константой гидролиза (Кгидр).
Степень гидролиза – это отношение концентрации гидролизованной части соли
к общей ее концентрации в растворе:
6
7
h=
n
,
N
где n – число молекул, подвергшихся гидролизу; N – исходное число молекул соли (общая концентрация соли).
Константа гидролиза – это отношение произведения концентраций продуктов
гидролиза к концентрации негидролизованных молекул соли. Например, константа
гидролиза формиата калия будет выражаться следующим образом:
НСООК + НОН ↔ НСООН + КОН;
НСОО– + К+ + НОН ↔ НСООН + К+ + ОН–;
НСОО– + НОН ↔ НСООН + ОН–;
[HCOOH][OH − ]
.
Кгидр. =
[HCOO − ]
Для каждого случая гидролиза солей можно рассчитать степень, константу гидролиза и рН среды.
1. Для солей, образованных сильным основанием и слабой кислотой, расчеты ведут по формулам:
hгидр. =
Kгидр. =
[H+] =
К Н 2О
,
К КИСЛ ⋅ ССОЛИ
К Н 2О
К КИСЛ
(1)
,
(2)
К Н 2 О ⋅ К КИСЛ
(3)
ССОЛИ
(4)
рН = 7 – ½ lg Kкисл + ½ lg Cсоли.
2. Для солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой, расчеты
ведут по формулам:
hгидр =
К Н 2О
К ОСН ⋅ ССОЛИ
,
(5)