Лабораторная работа Основные классы неорганических соединений

• Название: Лабораторная работа Основные классы неорганических соединений
• Дата: 22.03.2022
• Размер: 2.63 Mb.
• Имя файла: Uchebnoe_posobie_po_khimii.doc
• Тип: Лабораторная работа; #409758
• страница: 9 из 40

Гидролиз солей

Цель работы: изучить понятие «гидролиз», рассмотреть типы гидролиза солей, научиться составлять молекулярные и ионные уравнения гидролиза солей.

Задание: определить рН среды в растворах различных солей, выявить влияние концентрации растворов и температуры на смещение равновесия гидролиза. Выполнить требования к результатам опытов, оформить отчет, решить задачу.

Теоретическое введение

Гидролизом соли называется взаимодействие ионов соли с ионами воды, приводящее к образованию слабого электролита и изменению рН среды.

Гидролизу подвергаются соли, в состав которых входят катионы слабых оснований, или анионы слабых кислоты, или те и другие одновременно. Эти ионы связываются с ионами H⁺ или OH^‾ из воды с образованием слабого электролита, в результате чего нарушается равновесие электролитической диссоциации воды H₂O ↔ H⁺ + OH^‾. В растворе накапливаются ионы H⁺ или ОН^‾, сообщая ему кислую или щелочную реакцию. Соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой (NaCl, NaNO₃, K₂SO₄, BaCl₂, LiNO₃), гидролизу не подвергаются. В этом случае ни катион, ни анион соли не будут связывать ионы воды в малодиссоциированные продукты, поэтому равновесие диссоциации воды не нарушается. Реакция среды в растворах таких солей нейтральная, pH7

Можно выделить три типа гидролиза:

1. Г и д р о л и з п о а н и о н у происходит в растворах солей, состоящих из анионов слабых кислот и катионов сильных оснований (CH₃COOK, KNО₂, Na₂CO₃, Cs₃PO₄). В этом случае анион слабой кислоты связывается с иоными Н⁺ из воды с образованием слабого электролита.

В качестве примера рассмотрим гидролиз нитрита калия KNО₂. Эта соль образована сильным основанием KOH и слабой кислотой HNО₂. При растворении в воде KNО₂ полностью диссоциирует на ионы K⁺ и NО₂^‾. Катионы K⁺ не могут связывать ионы ОH^‾ воды, так как KOH – сильный электролит. Анионы же NО₂^‾ связывают ионы H⁺ воды, в результате чего в растворе появляются молекулы слабой кислоты HNО₂ и гидроксид-ионы OH^‾.

Порядок составление уравнений гидролиза следующий:

а) записывают уравнение диссоциации соли и подчеркивают ион, который может образовать с ионами воды (Н⁺ или ОН⁻) слабый электролит:

KNO₂ = K⁺ + NO₂⁻;

б) составляют краткое ионное уравнение и указывают рН среды:

NO₂⁻ + НОН HNO₂ + OH⁻ pH > 7;

в) составляют полное ионное уравнение реакции. Для этого прибавляют к левой и правой частям краткого ионного уравнения ионы, не претерпевающие в результате гидролиза никаких изменений. В рассматриваемом примере – это катионы калия:

K⁺ + NО₂^‾ + H₂O HNО₂ + K⁺ + OH^‾;

г) составляют молекулярное уравнение гидролиза. Для этого ионы из полного ионного уравнения соединяют в молекулы:

KNО₂ + H₂O HNО₂ + KOH.

Продукты гидролиза – слабая кислота HNО₂ и гидроксид калия КОН.
Соли, образованные сильным основанием и слабой многоосновной кислотой, гидролизуются ступенчато. Гидролиз протекает в значительно большей мере по первой ступени, что приводит к образованию кислых солей:
Na₂S = 2Na⁺ + S²⁻

S²⁻ + НOН HS^‾ + OH^‾ pH > 7

2Na⁺ + S^2- + H₂O Na⁺ + HS^‾ + Na⁺ + OH^‾

Na₂S + H₂O NaHS + NaOH.

Продуктами гидролиза является кислаясоль NaHS и гидроксид натрия NaOH.

2. Г и д р о л и з п о к а т и о н у происходит в растворах солей, состоящих из катионов слабых оснований и анионов сильных кислот (NH₄Cl, CuSO₄, FeCl₃, AlCl₃, Pb(NO₃)₂, ZnSO₄). В этом случае катион слабого основания связывается с ионами ОН⁻ из воды с образованием слабого электролита. Так, гидролиз суьфата цинка может быть представлен уравнениями:

ZnSO₄ = Zn²⁺ + SO₄²⁻

Zn²⁺ + HOН ZnOH⁺ + H⁺ рН < 7

2Zn²⁺ + 2SO₄²⁻ + 2H₂O 2ZnOH⁺ + SO₄²⁻ + 2H⁺ + SO₄²⁻

2ZnSO₄ + 2H₂O (ZnOH)₂SO₄ + H₂SO₄.

Продуктами гидролиза являются основная соль (ZnOH)₂SO₄ и серная кислота H₂SO₄.

3. Г и д р о л и з п о а н и о н у и к а т и о н у одновременно происходит в растворах солей, образованных слабыми основаниями и слабыми кислотами (NH₄NO₂, Al₂S₃, Fe(CH₃COO)₃, NH₄CH₃COO, NH₄CN). В этом случае с водой взаимодействует как катион слабого основания, так и анион слабой кислоты, например:

NH₄CH₃COO = NH₄⁺ + CH₃COO^‾

NH₄⁺ + HOН NH₄OH + H⁺

CH₃COO^‾ + HOН CH₃COOH + ОН⁻

NH₄⁺ + CH₃COO^‾ + H₂O NH₄OH + CH₃COOH

NH₄CH₃COO + H₂O NH₄OH + CH₃COOH.

Продуктами гидролиза являются слабая кислота CH₃COOH и слабое основание NH₄OH. Среда после гидролиза близка к нейтральной, pH 7.

Как правило, гидролиз – обратимый процесс. В первых двух случаях равновесие сильно смещено влево – в сторону малодиссоциированных молекул воды, в третьем – вправо, в сторону образования продуктов гидролиза – двух слабых электролитов.

Практически необратимо гидролизуются только те соли, продукты гидролиза которых уходят из раствора в виде нерастворимых или газообразных соединений. Необратимо гидролизующиеся соли невозможно получить в результате реакции обмена в водных растворах. Например, вместо ожидаемого Cr₂S₃ при смешивании растворов CrCl₃ и Na₂S образуется осадок Cr(OH)₃ и выделяется газообразный H₂S:

2CrCl₃ + 3Na₂S + 6H₂O = 6NaCl + 2Cr(OH)₃↓ + 3H₂S↑.

На равновесие гидролиза влияют температура и концентрация. Смещение равновесия гидролиза происходит в соответствии с принципом Ле Шателье. Гидролиз – это реакция, обратная нейтрализации, а нейтрализация – экзотермический процесс, следовательно, гидролиз – эндотермический. Поэтому увеличение температуры усиливает гидролиз (т.е. смещает равновесие вправо). При постоянной температуре равновесие гидролиза можно сместить вправо (усилить гидролиз), разбавляя раствор водой и удаляя продукты гидролиза. Гидролиз подавляется (равновесие смещается влево), если увеличить концентрацию продуктов гидролиза.