Лабораторная работа № 7. Цель работы: провести опыты, подтверждающие способность различных типов солей к гидролизу

ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ

Цель работы: провести опыты, подтверждающие способность различных типов солей к гидролизу. Определить рН растворов этих солей. Сделать вывод о влиянии различных факторов на степень гидролиза.

Гидролизом называют реакцию обмена между водой и ионами соли, приводящую к образованию слабого электролита.

В результате гидролиза смещается равновесие электролитической диссоциации воды: ,

где	ионы H+	–	носители кислотных свойств;
	ионы OH–	–	носители основных свойств.

Раствор будет нейтральным, когда концентрации [ H⁺ ] и [ OH^- ] будут равны: [ H⁺ ] = [ OH^- ] = = 10^–7 моль/л, где К_В = 10^-14 моль²/л² – константа воды, или ионное произведение воды.

Для характеристики кислотности (щелочности) среды введен специальный параметр – водородный показатель, или рН:

pH ; [ H⁺ ] = a× С,

где a – степень диссоциации, С – молярная концентрация.

В нейтральной среде рН = 7, кислой – рН < 7, щелочной – рН > 7.

Концентрация .

Точное значение рН растворов определяется на приборах рН-метрах, а приблизительное – с помощью универсального индикатора.

В результате гидролиза солей в растворе появляется избыточное количество ионов [ H⁺ ] или [ OH^– ] и рН изменяется.

1. Гидролизу не подвергаются соли, образованные сильными основаниями и сильными кислотами. Например, KCl, Na ₂ SO ₄.

2. Гидролиз соли, образованной сильным основанием и слабой кислотой, протекает по аниону, ионы водорода связываются анионом соли, образуя слабую кислоту. В растворе накапливаются гидроксид-ионы, что обеспечивает щелочную реакцию раствора (рН > 7). Число ступеней гидролиза определяется зарядом аниона. Например, гидролиз ортофосфата натрия, Na ₃ PO ₄, может быть представлен уравнениями:

Na 3 PO 4 + H 2 O «Na 2 HPO 4 + NaOH	молекулярная форма;
PO 43– +H 2 O«HPO 42– + OH–	первая ступень	сокращенные
HPO 42 –+H 2 O «H 2 PO 4 –+ OH–	вторая ступень	ионные
H 2 PO 4 –+H 2 O «H 3 PO 4 + OH–	третья ступень	уравнения

3. Гидролиз соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой, протекает по катиону. В растворе происходит связывание гидроксид-ионов катионами соли с образованием слабого основания, в результате накапливаются ионы водорода, и раствор приобретает кислую реакцию (рН < 7). Число ступеней гидролиза определяется зарядом катиона. Например, гидролиз хлорида меди, CuCl ₂:

CuCl 2 + H 2 O «CuOHCl + HCl	молекулярная форма;
Cu 2 ++ H 2 O «CuOH+ + H+	первая ступень	сокращенные
CuOH++ H 2 O «Cu (OH)2 + H+	вторая ступень	ионные уравнения

4. Гидролиз соли, образованной слабым основанием и слабой кислотой, протекает до конца, как по катиону, так и по аниону.

NH ₄ CN + H ₂ O = NH ₄ OH + HCN;

NH ₄ ⁺ + CN^– + H ₂ O = NH ₄ OH + HCN.

Характер среды в подобных случаях зависит от относительной силы кислоты и основания, образующих соль. Если они одинаковы по силе, то реакция среды нейтральна, если образующая кислота сильнее основания – реакция будет слабокислой, слабощелочной она будет, если основание сильнее кислоты.

Гидролиз – процесс обратимый. Однако, если в результате гидролиза образуются малорастворимые либо газообразные продукты, то гидролиз протекает практически до конца. Это имеет место в случае совместного гидролиза двух солей, одна из которых гидролизуется по катиону, другая – по аниону. При этом образующиеся в результате ионы H⁺ и ОH^– будут нейтрализовать друг друга, что вызовет усиление гидролиза обеих солей. Результат – образование конечных продуктов гидролиза. Поэтому при взаимодействии растворов солей алюминия, хрома, железа (III) с растворами карбонатов, сульфидов в осадок выпадают не карбонаты и сульфиды этих катионов, а соответствующие гидроксиды. Например:

2 FeCl ₃ + 3 Na ₂ S + 6 H ₂ O = 2 Fe (OH)₃¯ + 3 H ₂ S ­ + 6 NaCl;

2 Fe ³⁺ + 3 S ^2– + 6 H ₂ O = 2 Fe (OH)₃¯ + 3 H₂S ­.

Процесс гидролиза может быть количественно охарактеризован с помощью двух величин: степени гидролиза h и константы гидролиза К_Г.

Степенью гидролиза называется отношение числа молекул, подвергшихся гидролизу, к общему числу растворенных молекул:

, которая выражается в долях единиц или процентах.

Степень гидролиза зависит от следующих факторов: природы соли, ее концентрации, температуры раствора. Степень гидролиза возрастает с увеличением температуры, уменьшением концентрации соли, уменьшением константы диссоциации кислоты или основания, образующих соль.

Константа гидролиза определяет состояние химического равновесия в растворе гидролизованной соли. Для солей, гидролизующихся

по катиону , по аниону ,

по катиону и аниону .

Таким образом, количественно подтверждается сделанный ранее вывод: чем более слабый электролит образуется в результате гидролиза, тем полнее протекает гидролиз.

Экспериментальная часть