ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ И ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ. Отчет по лабораторной работе 3 вариант 1 Электролитическая диссоциация. Гидролиз. Преподаватель

• Название: Отчет по лабораторной работе 3 вариант 1 Электролитическая диссоциация. Гидролиз. Преподаватель
• Дата: 27.02.2021
• Размер: 123.06 Kb.
• Имя файла: ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ И ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ.docx
• Тип: Отчет; #180005

Федеральное государственное автономное

образовательное учреждение

высшего профессионального образования

«СИБИРСКИЙ ФЕДЕРАЛЬНЫЙ УНИВЕРСИТЕТ»

Горного дела, геологии и геотехнологий
институт

Фундаментального научного образования
кафедра

ОТЧЕТ ПО ЛАБОРАТОРНОЙ РАБОТЕ №3

ВАРИАНТ 1

Электролитическая диссоциация. Гидролиз.

Преподаватель ___________ Дубова И.В.

Подпись дата инициалы, фамилия
Студент ГГ20-09 _________ 10.11.20 Фефилов Е.А.

Парфёнов Д.С.

номер группы подпись дата инициалы, фамилия

Красноярск 2020

Цель работы: Исследовать зависимость характера диссоциации в растворах электролитов от различных факторов. Исследовать факторы, влияющие на гидролиз солей.

Теоретическое введение.

Электролиты - вещества, способные диссоциировать на ионы в водных растворах и рас-плавах.

Сильные электролиты:

кислоты: H₂SO₄, HCl, HNO₃, HClO₄, HBr, HI, HCSN, HMnO₄

основания: LiOH, KOH, NaOH, RbOH, CsOH, Ca(OH)₂, Sr(OH)₂, Ba(OH)₂

Сильные кислоты и сильные основания диссоциируют в растворах на ионы полностью.

HCl = Н⁺ + Сl^- KOH = K⁺ + OH^–

HNO3 = Н⁺ + NO₃^- NaOH = Na⁺ + OH^-

Слабые электролиты:

кислоты: H₂SO₃, H₂СO₃, HF, HNO₂, HClO, H₂S, CH₃COOH, HCN

основания: NH₄OH и все, кроме гидроксидов щелочных и щелочноземельных металлов.

Слабые основания обычно не растворимы. NH4OH исключение - слабое, неустойчивое: NH4OH → NH3 + H2O

Степень диссоциации зависит от природы растворителя; полярности связи, по которым про-исходит диссоциация; температуры; концентрации. По принципу Ле Шателье равновесие электролитической диссоциации слабого электролита может быть смещено. Как правило, при разбавлении раствора, при увеличении температуры степень диссоциации слабого электролита увеличивается.

Силу слабого электролита характеризует константа диссоциации, которая для диссоциации уксусной кислоты:

CH3COOH ⇄ H ⁺ + CH3COO

Имеет вид:

Она характеризует способность электролита распадаться на ионы. Чем больше значение константы диссоциации, тем сильнее электролит. Константа диссоциации зависит от природы электролита и температуры и не зависит от концентрации. Связь между степенью диссоциации и константой выражается законом разбавления Оствальда:

где



начальная молярная концентрация слабого электролита.

Гидролиз – это химическая реакция ионного обмена между водой и растворённым в ней веществом с образованием слабого электролита.

В общем случае обменное взаимодействие растворённого вещества с растворителем носит название – сольволиз. В большинстве случаев гидролиз сопровождается изменением pH раствора. Большая часть реакций гидролиза обратимы.

Pb(NO₃)₂ + H₂O ⇄ Pb(OH)(NO₃) + HNO₃

Pb²⁺ + NO₃ + H2O ⇄ Pb(OH)(NO₃) + H⁺

Na₃PO₄ + H2O ⇄ Na₂HPO₄ + NaOH

PO₄^3 + H₂O ⇄ HPO₄ + OH^

Некоторые реакции гидролиза протекают необратимо

Al₂S₃ + 6H₂O ⇄ 2Al(OH)₃↓ + 3H₂S

Причиной гидролиза является взаимодействие ионов соли с молекулами воды из гидратной оболочки с образованием малодиссоциированных соединений или ионов.

Способность солей подвергаться гидролизу зависит от:

• свойств ионов, образующих соль;

• внешних факторов

Отсутствие гидролиза в растворах

Соли, образованные катионом сильного основания и анионом сильной кислоты (например, LiBr, K₂SO₄, NaClO₄, BaCl, Ca(NO₃)₂ и др.), гидролизу не подвергаются, так как ни катион, ни анион соли не могут при взаимодействии с водой образовать молекулы слабых электролитов. Водные растворы таких солей имеют нейтральную реакцию среды (pH = 7). Практически не гидролизуются также и труднорастворимые соли (CaCO₃, Mg₃(PO₄)₂ и др.) из-за очень низкой концентрации ионов в водных растворах этих солей.

Гидролиз по катиону.

Соли слабого основания и сильной кислоты гидролизуются по катиону

NH4⁺Cl^ + H₂O ⇄ NH₄OH + HCl

В ионно-молекулярной форме

NH₄⁺ + H₂O ⇄ NH₄OH + H⁺

Гидролиз солей, образованных многовалентным катионом, протекает ступенчато, через стадии образования основных солей.

Первая ступень:

Al(NO₃)₃ + H₂O ⇄ Al(OH)(NO₃)₂ + HNO₃

Al³⁺ + H₂O ⇄ [Al(OH)]²⁺ + H⁺

Гидролиз протекает достаточно сильно по первой ступени, слабо – по второй ступени и совсем слабо – по третьей ступени (ввиду накопления ионов водорода процесс смещается в сторону исходных веществ). Более полному гидролизу способствует разбавление раствора и повышение температуры.

(В этом случае можно учитывать гидролиз и по третьей ступени.) При гидролизе по катиону реакция раствора кислая pH < 7.

Гидролиз по аниону.

Соли, образованные сильным основанием и слабой (ассоциированной) кислотой, гидролизуются по аниону

CH3COOK + H₂O ⇄ CH₃COOH + KOH.

В ионно-молекулярной

CH₃COO^ + H₂O ⇄ CH₃COOH +OH^

Соли многоосновных кислот гидролизуются ступенчато (с образованием кислых солей).

Первая ступень:

K₂CO₃ + H₂O ⇄ KHCO₃ + KOH

CO₂^ + H₂O ⇄ HCO₃^ + OH^

Вторая ступень:

KHCO₃ + H₂O ⇄ H₂CO₃ + KOH

HCO₃^ + H₂O ⇄ H₂CO₃ + OH^

Первая ступень гидролиза протекает достаточно сильно, а вторая – слабо, о чём свидетельствует pH раствора карбоната и гидрокарбоната калия. (Лишь при сильном разбавлении и нагревании следует учитывать гидролиз образующейся кислой соли.) Поскольку при взаимодействии с водой анионов слабых кислот образуются ионы OH^, то водные растворы таких солей имеют щелочную реакцию (pH > 7).

Гидролиз по катиону и аниону.

Соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой, гидролизуются и по катиону, и по аниону

CH₃COONH₄ + H₂O ⇄ CH₃COOH + NH₄OH

Или в ионно-молекулярной форме

CH₃COO^ + NH₄⁺ + H₂O ⇄ CH₃COOH + NH₄OH

Гидролиз таких солей протекает очень сильно, поскольку в результате его образуются и слабое основание, и слабая кислота. Реакция среды в этом случае зависит от сравнительной силы основания и кислоты, т. е. от их констант диссоциации (K_д). Если K_д(основания) > K_д (кислоты), то pH > 7; если K_д (основания) < K_д (кислоты), то pH < 7.

1) Na₂SO₃ + H₂O ⇄ NaHSO₃ + NaOH

SO₃^2 + HOH ⇄ HSO₃^ + OH^

2) Zn(NO₃)₂ + H₂O ⇄ ZnOHNO₃ + HNO₃

Zn²⁺ + HOH ⇄ ZnOH⁺ + H⁺

3) (NH₄)₂CO₃ + H₂O ⇄ NH₄HCO₃ + NH₄OH

NH₄⁺ +CO₃^2 + HOH ⇄ NH₄OH + HCO₃^

Факторы, влияющие на смещение равновесия гидролиза.

Температура. Поскольку реакция гидролиза эндотермическая, то повышение температуры смещает равновесие в системе вправо, степень гидролиза возрастает.

Концентрация продуктов гидролиза. Гидролиз  обратимый процесс. В соответствие с принципом Ле Шателье, повышение концентрации ионов водорода приведет к смещению равновесия влево. Степень гидролиза будет уменьшаться. Также будет влиять увеличение концентрации гидроксид-ионов для реакции, рассмотренной в примере 2.

Разбавление. В соответствии с принципом Ле Шателье, при разбавлении равновесие смещается в сторону протекания этой реакции, вправо, степень гидролиза возрастает.

Добавки посторонних веществ. На положение равновесия влияет добавление веществ, которые могут реагировать с одним из участников реакции.

Если в результате гидролиза образуются ионы водорода (гидролиз по катиону):

Meⁿ⁺ +H^OH   MeOH^(n-1)+ + H⁺ 

сдвинуть равновесие вправо можно:

1) добавлением раствора гидроксида натрия (NaOH), содержащего гидроксид-ионы, которые будут взаимодействовать с ионами водорода;

2) добавлением раствора соли, образованной сильным основанием и слабой кислотой (например, раствор сульфита натрия Na₂SО₃).

В результате концентрация ионов водорода уменьшится, и, по принципу Ле Шателье, равновесие в системе сместится вправо, степень гидролиза возрастет.


Опыт 1. Получение гидроксидов и изучение их свойств





Cr(OH)₃ + 3H⁺ +3Cl= Cr +3Cl^- + 3H₂O
Вывод: Проводя данные опыты, я обнаружил, что полученные гидроксиды реагируют с кислотами. Такие гидроксиды называются амфотерными. Из полученных гидроксидов металлов более основными свойствами обладает гидроксид цинка, а более кислыми гидроксид хрома(3). На основе полученных данных я расположил гидроксиды в порядке увеличения их кислотности: Cr(OH)₃
Опыт 3. Равновесие в растворах малорастворимых электролитов.





-белый цвет




-жёлтый цвет

ПР_AaBb=[A^a+]^a[B^b-]^b=[Pb²⁺][Br^-]²

Вывод: по результатам опыта видно, что осадок образуется в том случае, когда произведение концентрации ионов малорастворимого электролита больше его произведения растворимости. В растворах малорастворимых сильных электролитов, к которым относятся данные малорастворимые соли, устанавливается равновесие между твердой фазой и раствором.

Опыт 4. Гидролиз солей. Определение рН раствора.
Na₂SO₃ + H₂O  NaHSO₃ + NaOH

2Na⁺ + SO₃^2- + H₂O  Na⁺ + OH^- + Na⁺ + HSO₃^-

SO₃^2- + H₂O OH^- + HSO₃^-
Среда щелочная pH > 7
Zn(NO₃)₂ + 2H₂O Zn(OH)₂ + 2HNO₃

Zn₂+ + 2NO₃^- + HOH  ZnOH⁺ + NO₃^- + H⁺ + NO₃^-

Zn₂+ HOH  ZnOHNO₃⁺+ HNO₃

Среда кислая pH < 7
(NH₄)₂CO₃ + 2H₂O H₂CO₃ + 2NH₄OH

2NH4⁺ + CO3^2-+H₂O  NH₄OH + H₂CO₃

pH ≈ 7
NaCl-не гидролизуется, реакция не протекает

pH = 7

Вывод: Произвели гидролиз различных солей, определили рН показатель в каждой реакции
Контрольные вопросы и упражнения.


1). Методы определения состава вещества:

Анализ – метод определения состава вещества путём разложения на более простые.

Пример : O 2Ag + O

оксид серебра серебро кислород

Синтез — получение сложного вещества из более простых. Синтез, так же как и анализ, играет большую роль при определении состава неизвестного соединения, например при исследовании веществ нередко сравнивают их свойства со свойствами идентичных веществ, полученных синтетическим путём

Пример : 2H + O

водород кислород вода

2).  Ионизация - это образование ионов - положительно или отрицательно заряженных частиц.

а).

б).

в). - первая ступень

- вторая ступень

г).

д).

е). - первая ступень

- вторая ступень

ж).

з).

3). Теория Бренстеда – Лоури - это теория кислотно-основной реакции, которая была независимо предложена Йоханнесом Николаусом Бренстедом и Томасом Мартином Лоури в 1923 году. Фундаментальная концепция этой теории состоит в том, что когда кислота и основание реагируют друг с другом, кислота образует сопряженное основание , и основание образует сопряженную кислоту путем обмена протона (катион водорода или H + ). Эта теория является обобщением теории Аррениуса.

4). Дано: α = 0.01

С ( ) = 0.001 М (С – концентрация вещества)

Найти: рН и pOH

Решение:

слабое основание

 Гидроксид аммония - слабое основание, диссоциирует не полностью.
[ОН⁻] = √(Kд*См), где Кд - константа диссоциации, См - молярная концентрация.
     Табличное значение константы диссоциации Кд = 1,79*10⁻⁵ 
[OH⁻] = √(1,79*10⁻⁵*0,001) = √(1,79* ) ≈ 1,338 · = 0,0001338
рОН = - lg[OH⁻] = - lg0,0001338 ≈ -(-3,9) = 3,9
pH = 14 - pOH = 14 - 3,9 = 10,1
Ответ: рН = 10,1;  рОН = 4,9

5). Дано: С (HCl) = 0.005 моль/л

С (КОН) = 0.0042 моль/л

Вычислить водородный показатель

Решение:

HCl=H⁺+Cl^-

KOH=K⁺+OH^-

pH=-lg[H⁺]=-lg 0,005=2,3

pOH=-lg[OH^-]=-lg(4,2*10^-3 )=2,38

pH=14-pOH=14,00-2,38=11,62

6). Гидролиз солей — это химическое взаимодействие ионов соли с ионами воды, приводящее к образованию слабого электролита - кислоты (кислой соли), или основания (основной соли).

Пример:

Гидролиз по катиону:

FeCl₂ + HOH Fe(OH)Cl + HCl Fe₂ + 2 Cl^- + H⁺ + OH^-

Fe(OH)Cl Fe OH⁺ + 2Cl^- + Н⁺ 

Гидролиз по аниону:

Na₂CO₃ + H₂O NaHCO₃ + NaOH

NaHCO₃ + NaOH CO₃^2- + H⁺OH^-

CO₃^2- + H⁺OH^- HCO₃^- + OH^- pH>7 – щелочная среда

7). Дано: α = 0.01

С ({NH}-4OH) = 0.001 М (С – концентрация вещества)

Найти: рН и pOH

Решение:

{NH}-4OH {NH}_4^++\ {OH}^- слабое основание

Гидроксид аммония - слабое основание, диссоциирует не полностью.

[ОН⁻] = √(Kд*См), где Кд - константа диссоциации, См - молярная концентрация.

Табличное значение константы диссоциации Кд = 1,79*10⁻⁵

[OH⁻] = √(1,79*10⁻⁵*0,001) = √(1,79*{10}^{-8}) ≈ 1,338 · {10}^{-4} = 0,0001338

рОН = - lg[OH⁻] = - lg0,0001338 ≈ -(-3,9) = 3,9

pH = 14 - pOH = 14 - 3,9 = 10,1

Ответ: рН = 10,1; рОН = 4,9

8). А). нитрат натрия NaNO₃ - соль образована сильным основанием и сильной кислотой, поэтому гидролиз не протекает.

Б). хлорид бериллия BeCl₂ – соль слабого основания и сильной кислоты, поэтому гидролиз протекает по катиону.

Первая стадия гидролиза:

Молекулярное уравнение:

BeCl₂ + HOH BeOHCl + HCl

Полное ионное уравнение:

Be²⁺ + 2Cl + HOH BeOH⁺ + Cl^- + H⁺ + Cl^-

Краткое ионное уравнение:

Be²⁺ + HOH BeOH⁺ + H⁺

Вторая стадия гидролиза:

Молекулярное уравнение:

BeOHCl + H₂O Be(OH)₂ + HCl

Полное ионное уравнение:

BeOHCl⁺ + Cl^- + H₂O Be(OH)₂ + H⁺ + Cl^-

Краткое ионное уравнение:

BeOH⁺ + H₂O Be(OH)₂ + H⁺

Так как в результате гидролиза образовались ионы водорода (H+), то раствор будет иметь кислую среду (рН < 7).

В). Сульфат цинка ZnSO₄ – соль слабого основания и сильной кислоты, поэтому гидролиз протекает по катиону.

Молекулярное уравнение:

2ZnSO₄ + 2H₂O (ZnOH)₂SO₄ + H₂SO₄

Полное ионное уравнение:

2Zn²⁺ + 2SO₄^2- + 2H₂O 2ZnOH⁺ + SO₄^2- + 2H⁺ + SO₄^2-

Краткое ионное уравнение:

Zn²⁺ + H₂O ZnOH⁺ + H⁺

Молекулярное уравнение:

(ZnOH)₂SO₄ + 2H₂O 2Zn(OH)₂ + H₂SO₄

Полное ионное уравнение:

2ZnOH+ + SO₄^2- + 2H₂O 2Zn(OH)₂ + 2H⁺ + SO₄^2-

Краткое ионное уравнение:

ZnOH⁺ + H₂O Zn(OH)₂ + H⁺

Так как в результате гидролиза образовались ионы водорода (Н+), то раствор будет иметь кислую среду (рН < 7).

Г). Сульфид алюминия Al₂S₃ – соль слабого основания и слабой кислоты, гидролиз протекает практически полностью, так как оба продукта реакции уходя из зоны реакции в виде осадка или газа.

Молекулярное уравнение:

Al₂S₃ + 6H₂O 2AL(OH)₃(стрелкавниз) +3H₂S(стрелка вверх)

рН = 7, раствор имеет нейтральную среду.

Д). Сульфат аммония (NH₄)₂SO₄ – соль слабого основания и сильной кислоты, поэтому гидролиз протекает по катиону.

Первая стадия гидролиза.

Молекулярное уравнение:

(NH₄)₂SO₄ + H₂O NH₄OH + NH₄HSO₄

Полное ионное уравнение:

2NH₄- + SO₄^2- + H₂O NH₄OH + NH₄⁺ + H⁺ + SO₄^2-

Краткое ионное уравнение:

NH₄⁺ + H₂O NH₄OH + H⁺

Вторая стадия гидролиза:

Молекулярное уравнение:

NH₄HSO₄ + H₂O NH₄OH + H₂SO₄

Полное ионное уравнение:

NH₄⁺ + H⁺ + SO₄^2- + H₂O NH₄OH + 2H⁺ + SO₄^2-

Краткое ионное уравнение:

NH₄⁺ + H₂O NH₄OH + H⁺

Так как в результате гидролиза образовались ионы водорода (Н+), то раствор будет иметь кислую среду (рН < 7)

9).  Сульфид алюминия тут же подвергается необратимому гидролизу - гидролиз идет до конца, так как оба продукта (гидроксид алюминия и сероводород) покидают сферу реакции, в результате чего равновесие смещается вправо (поэтому сульфид алюминия в водных растворах не существует).

10) а) При гидролизе рассматриваемой соли: ZnCl₂  соль слабого основания и сильной кислоты, гидролиз солей такого типа идёт по катиону:

Zn²⁺ + H₂O ⇄ ZnOH⁺ + H⁺ (в круглых скобках  заряды ионов)

Это была запись гидролиза в ионной форме, а в молекулярной:

ZnCl₂ + H2O ⇄ ZnOHCl + HCl

Видим из ионного уравнения, что в растворе происходит накопление ионов водорода.Один из способов смещения равновесия в сторону прямой реакции (в данном случае - уси-ления гидролиза)  удаление продуктов реакции; тогда, по принципу Ле-Шателье, интенсивнее пойдет процесс, направленный на восполнение этих продуктов, т.е. прямая реакция, гидролиз.1) Добавляем КОН. Он диссоциирует на К⁺и ОН^-. А вот ионы ОН^- будут взаимодей-ствивать с ионами водорода, которых в растворе гидролизующейся соли ZnCl₂ в избытке. Результат взаимодействия - образование молекул воды: Н⁺+ ОН^- = Н₂О, которая является малодиссоциирующим соединением. То есть, тем самым мы производим связывание ионво водорода и вывод их из зоны реакции, что сместит равновесие гидролиза в сторону его усиления.

2) Na₂CO₃. Тут надо смотреть, с образованием каких ионов идёт гидролиз данной соли. Это соль сильного основания и слабой кислоты. Гидролизуется карбонат натрия по аниону:

СО3^2-+ Н₂О ⇄ НСО₃^-+ ОН^-

Видим, что гидролиз карбоната натрия ведёт к накоплению в растворе этой соли гидроксид-ионов ОН^-. Так что при сливании растворов карбоната натрия и хлорида цинка мы получим такой же результат, что и в предыдущем случае: ионы Н⁺ из раствора хлорида цинка и ионы ОН^- из раствора карбоната натрия будут взаимоно нейтрализовывать друг друга с образованием воды. так что, тут тоже гидролиз усиливается и проходит до конца - с образованием соответству-ющих гидроксидов и кислот.