Гидролиз солей
Растворы солей. Уравнение гидролиза в молекулярном и ионном видах. Равновесная молярная концентрация гидроксид-ионов. Определение степени гидролиза карбоната натрия. Взаимное усиление гидролиза двух солей. Реакции обмена в водных растворах электролитов.
| Рубрика | Химия |
| Вид | лабораторная работа |
| Язык | русский |
| Дата добавления | 11.04.2017 |
| Размер файла | 146,4 K |
Отправить свою хорошую работу в базу знаний просто. Используйте форму, расположенную ниже
Студенты, аспиранты, молодые ученые, использующие базу знаний в своей учебе и работе, будут вам очень благодарны.
Размещено на http://www.allbest.ru/
Кемеровский технологический институт пищевой промышленности.
Кафедра общей и неорганической химии.
Лабораторная работа №1:
«Гидролиз солей»
Выполнил: Великорусова Анна
Опыт 1. Растворы средних солей
Результаты опыта в таблице №1.
Таблица №1
|
№ |
Формула соли |
Экспер. значение рН |
Рассчитанное значение |
Уравнение гидролиза в молекулярном и ионном видах |
|||
|
Кг |
бг |
рН |
|||||
|
1 |
KCl |
6,89 |
- |
- |
7 |
соль, образованная сильным основанием и сильной кислотой в водных растворах гидролизу не подвергается. Реакция среды раствора нейтральная, рН = 7. |
|
|
2 |
NH4Cl |
5,13 |
5,59*10-10 |
7,42*10-5 |
5,13 |
Молекулярное уравнение: NH4Cl + H2O NH4OH + HCl Полное ионное уравнение: NH4+ + Cl- + H2O NH4OH + H+ + Сl- Краткое ионное уравнение гидролиза: NH4+ + H2O NH4OH + H+ рН < 7 (кислая среда) |
|
|
4 |
Na2CO3 |
11,65 |
2,13*10-4 |
6,4*10-2 |
11,66 |
Молекулярное уравнение: Na2CO3 + H2O NaHCO3 + NaOH Полное ионное уравнение: 2Na+ +СО32- + H2O Na+ + НСО3-+ Na+ + OH- Краткое ионное уравнение: СО32- + H2O НСО3-+ OH- рН > 7 (щелочная среда) |
Справочные значения:
Константа диссоциации воды КН2О = 1*10-14;
Константа диссоциации гидроксида аммония КNH4OH = 1,79*10-5;
Константа диссоциации угольной кислоты: К2Н2СО3 = 4,69*10-11; К1Н2СО3 = 4,45 · 10-7 т.к. гидролиз водного раствора Na2CO3 протекает только по первой ступени, то для расчётов выбираем К2Н2СО3 = 4,69*10-11
Решение:
1) Хлорид калия (КCl) соль, образованная сильным основанием и сильной кислотой. Поэтому в водных растворах гидролизу не подвергается.
Вода сама подвергается диссоциации в небольшой степени:
H2O - H++ OH-
Выражение для константы равновесия, согласно закону действия масс, будет иметь вид:
K = [H+]·[OH-]/[H2O]
Концентрацию воды, исключают из данного выражения, вследствие ее практически постоянного значения в разбавленных растворах. Получаем выражение для константы равновесия KН2О, которая называется ионным произведением воды:
KН2О = [H+]·[OH-]
При нейтральном характере раствора, т.е. [H+] = [OH-], получаем следующее:
[H+] = [OH-] = (KН2О)1/2= (1·10-14)1/2= 10-7 М
Водородный показатель pH:
pH = -lg[H+]; pOH = -lg[OH-];
pH и pOH нейтрального раствора равен 7:
pH = -lg[H+] = -lg(1·10-7) = 7
В одном растворе КCl мы наблюдаем нейтральной реакцию воды, т.к. соль не гидролизу не подвергается.
2) Хлорид аммония NH4Cl - соль, образованная слабым основанием и сильной кислотой, гидролизуется по катиону:
NH4Cl+ H2O NH4OH + HCl
NH4+ + H2O NH4OH + H+
В результате гидролиза в растворе образуется избыток ионов водорода и раствор приобретает кислую реакцию среды (рН<7)
Константа гидролиза 1*10-14/1,79*10-5 =5,59*10-10
Степень гидролиза
Равновесная молярная концентрация ионов водорода:
[H+]=
рН =-lg[H+] = -lg 7,42*10-6 = 5,13
Экспериментально полученное значение рН= 5,13
3) Карбонат натрия Na2СО3 - соль, образованная сильным основанием и слабой двухосновной кислотой, гидролизуется по аниону. Уравнение гидролиза:
1 стадия: Na2СО3+ H2O NaHCO3+ NaOH
CO32-+ H2O HCO3 2-+ OH-
2 стадия: NaHCO3+ H2O H2CO3+ NaOH
HCO3 2-+ H2O H2CO3+ OH-
В результате гидролиза водный раствор данной соли имеет щелочную реакцию среды (рН>7).
Константа гидролиза 1*10-14/4,69*10-11 =2,13*10-4
Степень гидролиза карбоната натрия по второй ступени
Равновесная молярная концентрация гидроксид-ионов
[OH-]=
рОН =-lg[OH-] = -lg 4,61*10-3 = 2,34
рН = 14 - рОН = 14-2,19 = 11,66
Экспериментально полученное значение рН 0,1 моль/дм3 раствора Na2CO3 имеет значение 11,65.
Опыт 2. Растворы кислых солей
Результаты опыта в таблице №2.
Таблица№2.
|
Формула соли |
Экспер. значение рН |
Рассчитанное значение Кг |
Справочное значение Кд |
Преобладающий процесс (гидролиз или диссоциация) |
|
|
NaH2PO4. |
6 |
1,33*10-12 |
7,52*10-3 |
Кд >>Кг преобладает диссоциация |
|
|
Na2HPO4 |
9 |
1,58*10-7 |
6,31*10-8 |
Кд < Кг преобладает гидролиз |
|
|
Na3PO4. |
10 |
7,94*10-3 |
1,26*10-12 |
Кд << Кг преобладает гидролиз |
Решение:
Уравнение диссоциации фосфорной кислоты:
Н3PO4 H+1 + H2PO4-1 К1 Н3РО4 = 7,52*10-3
H2PO4-1 H+1 + HPO4-2 К2 Н3РО4 = 6,31*10-8
HPO4-2 H+1 + PO4-3 К3 Н3РО4 = 1,26*10-12
Константы гидролиза заданных солей:
1*10-14/7,52*10-3 =1,33*10-12
1*10-14/6,31*10-8 =1,58*10-7
1*10-14/1,26*10-12 =7,94*10-3
1) Дигидрофосфат натрия NaH2PO4.
Гидролиз данной соли протекает по уравнению:
NaH2PO4 + H2O H3PO4 + NaOH
H2PO4- + HOH H3PO4 + OH-
Одновременно протекает процесс диссоциации дигидрофосфат-ионов:
Н2РО4- Н+ + НРО42-
Причем второй процесс превалирует, поэтому все ионы ОН- (продукт гидролиза) нейтрализуются ионами Н+ (продукт диссоциации), а избыток последних обусловливает слабокислый характер среды растворов дигидрофосфатов.
2) Гидрофосфат натрия Na2HPO4
Гидролиз данной соли по первой протекает по уравнению:
Na2HPO4 + H2O NaH2PO4 + NaOH
HPO42- + HOH H2PO4- + OH-
Образующиеся ионы Н2РО4- заметно диссоциируют:
Н2РО4- Н+ + НРО42- .
Ионы водорода частично нейтрализуют ионы ОН-, образующиеся при гидролизе, и поэтому среда гидрофосфатов является слабощелочной.
3) Фосфат натрия Na3PO4
Гидролиз средней соли фосфата натрия по первой (основной) ступени выражается следующими уравнениями:
Na3PO4 + HOH Na2HPO4 + NaOH
PO43- + HOH HPO42- + OH-
Образующийся при гидролизе ион НРО42- практически не диссоциирует на ионы (см. константы диссоциации Н3РО4), поэтому характер среды определяют ионы ОН-, и среда водных растворов средних фосфатов является сильнощелочной.
Опыт 3. Взаимное усиление гидролиза двух солей
Уравнение гидролиза в молекулярной форме:
СrCl3 + Na2CO3 + Н2O Cr(OH)3 v+ CO2 ^+ NaCl
СrCl3 - соль, образованная слабым основанием и сильной кислотой, гидролизуется по катиону
CrCl3 + H2O Cr(OH)3 + HCl
Уравнение гидролиза в ионном виде:
Cr3+ + H2O Cr(OH)3 + H+
Карбонат натрия Na2CO3 - соль, образованная сильным основанием и слабой кислотой. Гидролизуется по аниону.
Na2CO3 + Н2O NaOH + CO2 ^+ Н2O
Уравнение гидролиза в ионном виде:
СО32- + H2O НСО3-+ OH-
HCO3-+ Н2O H2CO3+ OH-
H2CO3 CO2 ^+ Н2O
соль гидролиз ион электролит
Суммарное уравнение двух процессов:
СrCl3 + Na2CO3 + Н2O Cr(OH)3 v+ CO2 ^+ NaCl
Уравнение гидролиза в ионном виде:
Сr3+ + 3Cl- + 2Na+ + CO32- + Н2O Cr(OH)3 v+ CO2 ^+ NaCl
Наблюдения: При сливании водных растворов хлорида хрома (III) СrCl3 и карбоната натрия Na2CO3 наблюдаем выделение из пробирки углекислого газа (СО2) и осадка Cr(OH)3 темно-зеленого цвета
Вывод
Реакции обмена в водных растворах электролитов - это реакции между их ионами (точнее гидратированными ионами). Они протекают обычно с большой скоростью. И равновесие в них смещается в сторону малодиссоциирующих молекул слабого электролита и малорастворимых веществ (осадков или газов). При смешивании растворов СrCl3 и Na2CO3 происходит взаимное усиление гидролиза каждой из солей, так как ионы Н+и ОН-образуют слабый электролит Н2О и ионное равновесие каждой соли смещается в сторону образования конечных продуктов.
В рассматриваемом примере равновесие реакции обмена смещено в сторону образования осадка малорастворимой соли гидроксида хрома (III) и выделения углекислого газа.
Размещено на Allbest.ru
...Подобные документы
Расчетные методы определения рН. Примеры уравнений реакций гидролиза солей. Понятие и формулы расчета константы и степени гидролиза. Cмещение равновесия (вправо, влево) гидролиза. Диссоциация малорастворимых веществ и константа равновесия этого процесса.
лекция [21,7 K], добавлен 22.04.2013Основные особенности гидролиза, который приводит к образованию слабого электролита. Характеристика гидролиза солей в водном растворе. Значение гидролиза в химическом преобразовании земной коры. Развитие гидролиза в народном хозяйстве и в жизни человека.
конспект урока [124,7 K], добавлен 20.11.2011Характеристика гидролиза солей. Виды реакций нейтрализации между слабыми и сильными кислотами и основаниями. Почвенный гидролиз солей и его значение в сельском хозяйстве. Буферная способность почвы: обмен катионов и анионов в процессе минерализации.
контрольная работа [56,1 K], добавлен 22.07.2009Гидролиз соли слабой кислоты и сильного основания, сильной кислоты и слабого основания, слабой кислоты и слабого основания. Количественные характеристики гидролиза. Подавление и усиление гидролиза солей. Факторы, влияющие на степень гидролиза.
реферат [73,9 K], добавлен 25.05.2016Понятие гидролиза как реакции обменного разложения веществ водой; его роль в народном хозяйстве, повседневной жизни. Классификация солей в зависимости от основания и кислоты. Условия смещения реакций обратимого гидролиза согласно принципу Ле Шателье.
презентация [411,8 K], добавлен 02.05.2014Определение и классификация солей, уравнения реакций их получения. Основные химические свойства солей, четыре варианта гидролиза. Качественные реакции на катионы и анионы. Сущность процесса диссоциации. Устойчивость некоторых солей к нагреванию.
реферат [12,9 K], добавлен 25.02.2009Гидролиз как реакция обменного разложения веществ водой. Гидролиз галогеналканов, сложных эфиров, дисахаридов, полисахаридов. Разложение веществ по аниону и катиону. Соли, образованные сильной кислотой и основанием. Способы усиления, подавления гидролиза.
презентация [60,5 K], добавлен 19.11.2013Изучение контролируемых свойств и показателей качества природных вод как дисперсных систем. Влияние на них малых концентраций кислот и щелочей. Предельное значение степени гидролиза солей в природных водах. Растворение газов атмосферы и кислорода в воде.
контрольная работа [273,5 K], добавлен 07.08.2015Использование солей натрия в Древнем Египте, химические способы добычи натрия. Линии щелочных металлов в видимой части спектра, физические и химические свойства щелочей. Взаимодействие соды с синтетической азотной кислотой и гигроскопичность солей натрия.
реферат [3,6 M], добавлен 04.07.2012Реакции, протекающие между ионами в растворах. Порядок составления ионных уравнений реакций. Формулы в ионных уравнениях. Обратимые и необратимые реакции обмена в водных растворах электролитов. Реакции с образованием малодиссоциирующих веществ.
презентация [1,6 M], добавлен 28.02.2012Графическое изображение формул солей. Названия, классификация солей. Кислые, средние, основные, двойные, комплексные соли. Получение солей. Реакции: нейтрализации, кислот с основными оксидами, оснований с кислотными оксидами, основных и кислотных оксидов
реферат [69,9 K], добавлен 27.11.2005Способы вычисления эквивалентной массы металла. Рассмотрение особенностей составления формулы оксидов и гидроксидов элементов третьего периода периодической системы. Анализ этапов составления ионно-молекулярных и молекулярных уравнений гидролиза солей.
контрольная работа [129,2 K], добавлен 08.09.2013Специфические особенности фармацевтического анализа. Фармакопейные препараты натрия. Гипертонические растворы NаСL. Фармакопейный анализ йодида натрия. Определение подлинности и доброкачественности. Получения чистого медицинского хлорида натрия.
курсовая работа [28,8 K], добавлен 26.11.2012Методы синтеза изополисоединений: из водных и в неводных растворах. Применение изополивольфраматов. Общая характеристика и пути стандартизации исходных веществ. Синтез солей из ИПВА из среды вода-ДМФА. Методика химического анализа полученных солей.
курсовая работа [341,5 K], добавлен 08.01.2014Реакции ионного обменного разложения веществ водой. Использование качественных реактивов на крахмал, на белок и на глюкозу. Гидролиз сложных эфиров, белков, аденозинтрифосфорной кислоты. Условия гидролиза органических веществ пищи в организме человека.
разработка урока [206,5 K], добавлен 07.12.2013Понятие, состав и ключевые методы добычи нефти. Основные источники солей в нефти. Кондуктометрический метод определение количества солей в топливе. Спектральный метод анализа. Диэлькометрический и радиоизотопный методы измерения солесодержания в нефти.
презентация [873,3 K], добавлен 19.02.2016Гидролиз сложных эфиров в присутствии имидазола. Полимерные катализаторы реакции гидролиза п-нитрофенилацетата. Общие направления имитации энзимов синтетическими полимерами. Каталитические свойства полимеров. Синтез полимеров. Экспериментальные данные.
курсовая работа [225,1 K], добавлен 03.12.2008Гидролиз как реакция обменного разложения веществ водой. Гидролиз углеводов, белков, аденозинтрифосфорной кислоты. Краткая классификация солей. Слабые кислоты и основания. Гидролиз неорганических соединений: карбидов, галогенидов, фосфидов, нитридов.
презентация [463,7 K], добавлен 01.09.2014Качественное и количественное определение субстанции сульфацил–натрия. Испытания на подлинность. Реакции образования азокрасителя и солей, обнаружения серы, окисления. Методы нитритометрии и броматометрии. Хранение и применение сульфацил-натрия.
курсовая работа [301,1 K], добавлен 03.04.2014Понятие и структура химической системы, классификация и разновидности растворов. Электролиты и электролитическая диссоциация. Гидролиз солей. Химические реакции и их признаки, стехиометрия. Скорость химический реакций, и факторы, влияющие на нее.
контрольная работа [161,5 K], добавлен 17.01.2011
