Реакция между ионами в растворах электролитов. Реакции гидролиза солей

Размещено на http://www.allbest.ru/

Лабораторная работа

Реакция между ионами в растворах электролитов. Реакции гидролиза солей



Часть 1. Реакции между ионами, протекающие практически необратимо

гидролиз кислота равновесие электролит

Условия необратимости реакции:

1) образование осадка или малодиссоциирующих веществ

2) выделение газа

Реакции идут до конца, еслив результате реакции образуется вода, газ, осадок.

м/о в нейтральной среде - оранжево-желтый, в кислой - розово-красный (pH< 3), в щелочной - желтый(pH> 4,4).

Опыт 1. Получение слабой летучей кислоты.

Приборы и реактивы: ацетат натрия, разбавленный раствор H2SO4, пробирки.

Ход работы:

1) К 4 каплям ацетата натрия прибавляем столько же капель разбавленнойH2SO4.

2CH3COONa + H2SO4= 2CH3COOH + Na2SO4

2CH3COO- + 2Na+ + 2H+ + SO42+ = 2CH3COOH + 2Na+ +SO42+

CH3COO- + H+ = CH3COOH

Вывод: в ходе реакции появляется запах, который принадлежит образовавшейся уксусной кислоте; сильная кислота + соль слабой кислоты = слабая кислота + соль сильной кислоты.

Опыт 2. Получение слабого летучего основания.

Приборы и реактивы: раствор хлорида аммония, раствор гидроксида натрия, пробирки.

Ход работы:

1) К 4 каплям раствора хлорида аммония прибавляем такой же объем раствора гидроксида натрия.

NH4Cl + NaOH = NaCL + NH3^ + H2O

NH4+ + Cl- + Na+ + OH- = Na+ + Cl- + NH3^ + H2O

NH4+ + OH- = NH3^ + H2O

2) Нагреваем смесь и подносим к отверстию пробирки влажную красную лакмусовую бумажку.

Вывод: в ходе реакции NH4Cl с NaOH выделяется газ NH3^, появляется характерный запах; лакмусовая бумажка приобретает синий цвет; соль слабого основания + сильное основание = слабое основание + соль

Опыт 3. Реакция нейтрализации.

Приборы и реактивы:0,1 моль/л раствора NaOH, м/о, пробирки, 0,1 моль/л раствораHCL .

Ход работы:

1) К 15 каплям0,1 моль/л раствора NaOH прибавляем 2 капли м/о, после чего приливаем по каплям 0,1 моль/л раствораHCL до достижения оранжево-желтого окрашивания индикатора.

NaOH + HCL = NaCL + H2O

Na+ + OH- + H+ +Cl- = Na++Cl-+ H2O

OH- + H+=H2O

Вывод: метиловый оранжевый имеет оранжево-желтую окраску в нейтральной среде, красную - в кислой, желтую - в щелочной; pHраствора в процессе нейтрализации щелочи кислотой уменьшается; в результате реакции образовалось вода, поэтому эта реакция идет практически до конца.

Опыт 4. Получение малорастворимого электролита.

Приборы и реактивы: раствор BaCl2, пробирки, растворNa2SO4.

Ход работы:

1) В пробирку вносим 3 капли раствора BaCl2, добавляем столько же раствора Na2SO4.

BaCl2 + Na2SO4 = BaSO4v+ 2NaCl

Ba2+ + 2Сl- + 2Na+ + SO42- = BaSO4v+ 2Na+ + 2Сl-

Ba2+ + SO42- = BaSO4v

Вывод: данная реакция практически необратима, так как в ходе реакции образовался осадок BaSO4v.

Часть 2. Влияние одноименных ионов на равновесие диссоциации слабого электролита.

1) При введении в раствор слабого электролита одноименных ионов (т. е. ионов, одинаковых с одним из ионов, образующихся при диссоциации электролита) равновесие диссоциации нарушается и смещается в направлении образования недиссоциированных молекул, так что степень диссоциации электролита уменьшается. Так, прибавление к раствору уксусной кислоты ее соли приведет к повышению концентрации ионов СНзСОО- и, в соответствии с принципом ЛеШателье, равновесие диссоциации СНзСООН- Н++СН3СОО- сместится влево. Кислотность среды заметно понижается, так как уменьшается концентрация Н+.

Подобным образом можно понизить степень диссоциации раствора аммиака. Если к раствору NH4OHприбавить какую-либо аммонийную соль, например, NH4Cl, то резко повысится концентрация ионов NH4+и равновесие диссоциации NH4OH- NH4+ + OH-сместится влево. Заметно понизится концентрация OH-, то есть уменьшится щелочность раствора.

2) окраска ф/ф: в сильнокислой среде - оранжевый (pHот 0 до 3), в слабокислой и нейтральной средах- бесцветен (pHот 4 до 7), в щелочной - розовый или пурпурный (pHот 8 до 10), в сильнощелочной - вновь бесцветен (pHот 11 до 14).

Опыт 1. Смещение равновесия диссоциации слабого основания.

Приборы и реактивы:0,1 моль/л раствора NH4OH, ф/ф, пробирки, кристаллы NH4Cl, микрошпатель.

Ход работы:

1) В пробирку наливаем 2 мл раствора NH4OH и прибавляем 1 каплю ф/ф.

2) Одну часть раствора оставляем для сравнения, во вторую - вносим микрошпателем 2 порции кристаллов NH4Cl и перемешиваем раствор.

Вывод: окраска индикатора бледно-розовая, pH раствора > 7; при добавлении кристаллов NH4Cl происходит обесцвечивание раствора, так как ф/ф в концентрированной щелочной среде становится бесцветным.

NH4OH - NH4+ + OH-

NH4Cl > NH4+ +Cl-

При добавлении к раствору NH4OH соли NH4Cl резко увеличивается концентрация NH4+, поэтому, согласно принципу ЛеШателье, равновесие диссоциации NH4OH - NH4+ + OH-сместится влево. Степень диссоциации раствора аммиака уменьшается.

Константа диссоциации при этом остается постоянной, несмотря на увеличение [NH4+], так как уменьшается [OH-].

Опыт 2. Смещение равновесия диссоциации слабой кислоты.

Приборы и реактивы:0,1 моль/л раствора CH3COOH, м/о, пробирки, ацетат натрия CH3COONa, микрошпатель.

Ход работы:

1) В пробирку наливаем 2 мл 0,1 моль/л раствора CH3COOH, прибавляем 1 каплю м/о.

2) Одну пробирку оставляем для сравнения, во вторую - прибавляем немного CH3COONa сухого.

Вывод: окраска индикатора красная, pH раствораpH< 3; после добавления CH3COONa окраска индикатора приобретает более оранжевый оттенок, pH раствора увеличивается, среда становится более щелочной.



СНзСООН - Н++СН3СОО-

CH3COONa > Na+ + СН3СОО-

При добавлении к раствору СНзСООН соли CH3COONa увеличивается концентрация СН3СОО-, поэтому, согласно принципу ЛеШателье, равновесие диссоциации СНзСООН - Н++СН3СОО-сместится влево. Степень диссоциации электролита уменьшается.

Константа диссоциации при этом остается постоянной, несмотря на увеличение [СН3СОО-], так как уменьшается [Н+].

Часть 3. Реакции гидролиза солей.

Сравнивая величины Kг и Kосн можно качественно определить pH среды. Так, если Kг намного больше Kосн, то среда сильнокислая, при Kг намного меньшей Kосн -- среда слабокислая, а если Kг и Kосн сопоставимы, то -- среднекислая.

Сравнивая величины Kг и Kк-ты, можно качественно определить pH среды. Так, если Kг намного больше Kк-ты, то среда сильнощелочная, при Kг намного меньшей Kк-ты -- среда слабощелочная, а если Kг и Kоснсопоставимы, то -- среднещелочная.

Поскольку первая константа диссоциации кислоты всегда больше второй, то первая константа гидролиза всегда больше, чем константа вторая гидролизаKг1> Kг2.

Так как первая константа диссоциации основания всегда больше второй, то Kг1> Kг2.

Отсюда следует, что по первой ступени, гидролиз всегда будет протекать в большей степени, чем по второй. Этому также способствуют ионы, которые образуются при гидролизе по первой ступени, они приводят подавлению гидролиза по второй ступени, смещая равновесие влево.

Опыт 1. Определение pH среды слабой кислоты.

Приборы и реактивы:0,1 моль/л раствора CH3COOH, м/о, пробирки.

Ход работы:

1) К 6 каплям 0,1 моль/л раствора CH3COOH добавляем 2 капли м/о.

Вывод:

1) Окраска индикатора красно-малиновая; pHраствора кислоты < 3;

2) K=1.75*10-5

? == =1.3*10-2

Cэф=?с=1.3*10-2*0,1=3,2*10-3

pH=-lg(3,2*10-3)=2.5

Опыт 2. Определение pH среды слабого основания.

Приборы и реактивы:2 моль/л раствора NH4OH, ф/ф, пробирки.

Ход работы:

1) К 6 каплям 2 моль/л раствора NH4OH добавляем 2 капли ф/ф.

Вывод: окраска ф/ф розовая; pHможет принимать значения от 8 до 10.

Опыт 3. Определение pHсреды солей.

Приборы и реактивы:кристаллы NaCl, Na2SO3, ZnSO4, NH4NO3,CH3COONa,ф/ф, м/о, дистиллированная вода, универсальный индикатор, пробирки, микрошпатель, стеклянная палочка.

Ход работы:

1) В пять пробирок наливаем по 5 мл дистиллированной воды и вносим микрошпателем в каждую из их по две порции кристаллов NaCl, Na2SO3, ZnSO4, NH4NO3,CH3COONa.

2)Перемешиваем растворы, промывая стеклянную палочку дистиллированной водой после каждого раствора.

3) Определяем характер среды солей с помощью растворов индикаторов.

4) Часть растворов оставляем для определения pH с универсальным индикатором.



Вывод:

Испытуемый раствор соли	Название индикатора	Окраска индикатора	pH раствора	Среда
NaCl	м/о	оранжево-желтая	pH = 7	нейтральная
	ф/ф	бесцветная
	универс. индикатор	не изменяет цвет
Na2SO3	м/о	желтая	pH = 8	щелочная
	ф/ф	розовая
	универс. индикатор	зеленая
ZnSO4	м/о	розовая	pH< 7	кислая
	ф/ф	бесцветная
	универс. индикатор	оранжево-желтая
NH4NO3	м/о	розовая	pH< 7	кислая
	ф/ф	бесцветная
	универс. индикатор	оранжево-желтая
CH3COONa	м/о	желтая	pH = 8	щелочная
	ф/ф	розовая
	универс. индикатор	зеленая

4) Гидролиз:

а) NaCl + H2Oгидролиз не идет, так как соль образованна катионом сильного основания и анионом сильной кислоты.

б) Соль образованна катионом сильного основания и анионом слабой кислоты.

1 ступень: Na2SO3 + H2O - NaOH + NaHSO3

2Na+ + SO32- + H2O - 2Na+ + OH- + HSO3-

SO32- + H2O - OH- + HSO3-, средащелочная, pH> 7

Добавляем щелочи, чтобы NaHSO3не образовывался. При разбавлении/нагревании гидролиз пойдет по второй ступени.

2 степень: NaHSO3+ H2O -NaOH + H2SO3

Na+ + HSO3-+ H2O -Na+ + OH- + H2SO3

HSO3-+ H2O - H2SO3 + OH-, средащелочная, pH> 7

Для подавления гидролиза раствор надо подщелочить, в данном случает - добавить NaOH.

в) Соль образованна катионом слабого основания и анионом сильной кислоты.

1 ступень: 2ZnSO4 + 2H2O -(ZnOH)2SO4+ H2SO4

2Zn2+ +2SO42- + 2H2O -2ZnOH+ + 2H+ + 2SO42-

Zn2++ H2O -ZnOH+ + H+, средакислая, pH < 7

При разбавлении/нагревании гидролиз пойдет по второй ступени.

2 ступень: (ZnOH)2SO4+ 2H2O -2Zn(OH)2 + H2SO4

2ZnOH+ + SO42- + 2H2O -2Zn(OH)2 + SO42- + 2H+

ZnOH++ H2O -Zn(OH)2+ H+, средакислая, pH < 7

Для подавления гидролиза надо добавить H2SO4.

г) Соль образованна катионом слабого основания и анионом сильной кислоты.

1 ступень: NH4NO3 + H2O - NH4OH + HNO3

NH4+ + NO3-+ H2O - NH4OH + H+ + NO3-

NH4+ + H2O - H+ + NH4OH, средакислая, pH < 7

Для подавления гидролиза надо добавить HNO3.

д) Соль образованна катионом сильного основания и анионом слабой кислоты.

1 ступень: CH3COONa + H2O - CH3COOH + NaOH

Na+ + CH3COO- + H2O - Na+ + CH3COOH + OH-

CH3COO- + H2O - CH3COOH + OH-, средащелочная, pH> 7

Для подавления гидролиза надо добавить NaOH.

5)Kг=

где Kг - константа гидролиза, Kw - ионное произведение воды, Kд- константа диссоциации.

Kг1 =, Kг2 =

а) NaCl гидролизу не подвергается.

б) Na2SO3:

K2(H2SO3)= 6,8*10-8

Kг1 == = 1,5*10-7

Kг1 иK2(H2SO3) сопоставимы, следовательно среда среднещелочная.

K1(H2SO3)= 1,3*10-2

Kг2 == = 7,6*10-13

Kг2намного меньше K1(H2SO3), следовательно среда слабощелочная.

По первой ступени, гидролиз будет протекать в большей степени, чем по второй.

в) ZnSO4:

K1(Zn(OH)2)= 1,3*10-5

Kг2 == = 7,6*10-10



Kг2намного меньшеK1(Zn(OH)2), следовательно среда слабокислая.

K2(Zn(OH)2)= 4,9*10-7

Kг1 == = 2,0*10-8

Kг1иK2(Zn(OH)2) сопоставимы, следовательно среда среднекислая.

По первой ступени, гидролиз будет протекать в большей степени, чем по второй.

г)NH4NO3:

K1(NH4OH)=1,79*10-5

Kг2 == = 5,6*10-10

Kг2намного меньшеK1(NH4OH), следовательно среда слабокислая.

д) CH3COONa:

K1(CH3COOH)=1,75*10-5

Kг2 == = 5,7*10-10

Kг2намного меньшеK1(CH3COOH), следовательно среда слабощелочная.

Опыт 4. Необратимый гидролиз солей слабых кислот и слабых оснований.

Необратимому гидролизу подвергаются соли, образованные слабым нерастворимым или летучим основанием и слабой нерастворимой или летучей кислотой. В этом случае гидролиз протекает по всем ступеням до конца, т.е. до образования слабого труднорастворимого основания и слабой кислоты. Именно гидролиз является причиной того, что водные растворы некоторых солей приготовить нельзя. Необратимо протекает гидролиз, если одновременно ввести в раствор соль, образованную тяжелым металлом, и соль, образованную слабой летучей кислотой, например,

2AICI3 +3Na2S + H2O = Al2S3 +6NaCI

Гидролиз соли Al2S3 протекает полно и необратимо, так как в продукты реакции выделяются из раствора в виде осадка и газа:

Al2S3 + 6Н2О > 3Н2S^ + 2Аl(ОН)3v

Приборы и реактивы: растворы Al2(SO4)3, Na2SO3, Na2CO3, пробирки.

Ход работы:

1) В двух пробирках приготавливаем по 2 мл раствора Al2(SO4)3.

2) В одну пробирку добавляем такой же объем Na2SO3, в другую - Na2CO3.

Al2(SO4)3 + 3Na2SO3 + 3H2O > 2Al(OH)3v + 3SO2^ + 3Na2SO4

2Al3+ + 3SO42- + 6Na+ + 3SO32- + 3H2O > 2Al(OH)3v + 3SO2^ + 6Na+ + 3SO42-

2Al3+ + 3SO32- + 3H2O > 2Al(OH)3v + 3SO2^

Al2(SO4)3 + 3Na2CO3 + 3H2O > 2Al(OH)3v + 3CO2^ + 3Na2SO4

2Al3+ + 3SO42- + 6Na+ + 3CO32- + 3H2O > 2Al(OH)3v + 3CO2^ + 6Na+ + 3SO42-

2Al3+ + 3CO32- + 3H2O > 2Al(OH)3v + 3CO2^

Вывод: гидролиз протекает необратимо, так как одновременно внесены в раствор соль, образованная тяжелым металлом, и соль, образованная слабой летучей кислотой (в обоих случаях). Гидролиз является причиной того, что водные растворыAl2SO3 и Al2CO3не образуются.

Опыт 5. Влияние температуры на гидролиз.

Влияние температуры на степень гидролиза объясняется принципом Ле-Шателье. Гидролиз протекает с поглощением тепла и, как для каждой экзотермической реакции, с повышением температуры равновесие реакции гидролиза смещается вправо, то есть с повышением температуры степень гидролиза возрастает.

а) Приборы и реактивы:1 моль/л раствор FeCl3, пробирки, печка.

Ход работы:

1) В две пробирки наливаем по 2 мл 1 моль/л раствора FeCl3. Одну пробирку оставляем для сравнения, вторую нагреваем.

1 ступень: FeCl3 + H2O > FeOHCl2 + HCl

Fe3+ + 3Cl- +H2O > FeOH2+ + 3Cl-+ H+

Fe3+ + H2O > FeOH2+ + H+, средакислая, pH< 7

2 ступень: FeOHCl2+ H2O >Fe(OH)2Cl+ HCl

FeOH2+ + 2Cl- + H2O > Fe(OH)2+ + 2Cl- + H+

FeOH2++ H2O > Fe(OH)2+ + H+, средакислая, pH< 7

3 ступень: Fe(OH)2Cl + H2O > Fe(OH)3 + HCl

Fe(OH)2+ + Cl- + H2O > Fe(OH)3 +Cl- + H+

Fe(OH)2+ + H2O > Fe(OH)3 + H+, средакислая, pH< 7

б) Приборы и реактивы:CH3COONa, ф/ф, печка, стакан, пробирки.

Ход работы:

1) В пробирку с ацетатом натрия прибавляем 2 капли ф/ф и нагреваем пробирку до появления окраски.

1 ступень: CH3COONa + H2O - CH3COOH + NaOH

Na+ + CH3COO- + H2O - Na+ + CH3COOH + OH-

CH3COO- + H2O - CH3COOH + OH-, средащелочная, pH> 7



Для подавления гидролиза раствор надо добавить NaOH.

Вывод: а) при нагревании окраска становится более интенсивной, ближе к оранжевому цвету; с повышением температуры степень гидролиза увеличивается, так как равновесие, согласно принципу Ле-Шателье сдвигается вправо, реакция проходит с поглощением теплоты.

б) окраска ф/ф в щелочной среде розовая, при нагревании становится более интенсивной, а когда раствор остывает, окраска вновь начинает ослабевать.

Опыт 6. Влияние разбавления раствора на гидролиз.

С разбавлением степень гидролиза увеличивается. Если разбавить раствор, то концентрации соли и продуктов гидролиза изменяются, нарушается равновесие. Для восстановления нарушенного равновесия некоторое количество соли должно дополнительно гидролизоваться.

а) Приборы и реактивы:профильтрованный насыщенный раствор хлорида сурьмы (III), дистиллированная вода.

Ход работы:

1) В пробирку вносим 2 мл профильтрованного насыщенного раствора хлорида сурьмы (III) SbCl3. По каплям прибавляем воду до появления осадка оксохлорида сурьмы SbOCl.

1 ступень: SbCl3 + H2O -SbOHCl2 + HCl

Sb3+ + 3Cl- + H2O - SbOH2+ + 3Cl- + H+

Sb3+ + H2O - SbOH2+ + H+, средакислая, pH< 7

2 ступень: SbOHCl2+ H2O - Sb(OH)2Cl+ HCl

SbOH2+ + 2Cl- + H2O - Sb(OH)2+ + 2Cl- + H+

SbOH2+ + H2O - Sb(OH)2+ + H+, средакислая, pH< 7

3 ступень: Sb(OH)2ClSbOCl + H2O

SbOH2+ + Cl--SbO+ + Cl- +H2O

SbOH2+- SbO++ H2O, среда нейтральная,pH=7



б) Приборы и реактивы:насыщенный раствор Bi(NO3)3, дистиллированная вода, пробирки.

Ход работы:

1) В пробирку наливаем 2мл прозрачного насыщенного раствора Bi(NO3)3, по каплям прибавляем дистиллированную воду до появления нерастворимого осадка BiONO3.

1 ступень: Bi(NO3)3 + H2O - BiOH(NO3)2 + HNO3

Bi3+ + 3NO3- + H2O - BiOH2+ + 3NO3- + H+

Bi3+ + H2O - BiOH2+ + H+, средакислая, pH< 7

2 ступень: BiOH(NO3)2+ H2O - Bi(OH)2NO3+ HNO3

BiOH2+ + 2NO3-+ H2O - Bi(OH)2+ + 2NO3-+ H+

BiOH2+ + H2O - Bi(OH)2+ + H+, средакислая, pH< 7

3 ступень: Bi(OH)2NO3BiONO3 + H2O

Bi(OH)2+ +NO3-- BiO+ + Cl- + NO3-+ H2O

Bi(OH)2+- BiO+ + H2O, среда нейтральная,pH=7

Вывод: при разбавлении степень гидролиза растет, так как растет число молекул воды, являющихся исходным веществом в реакции гидролиза, поэтому, по принципу ЛеШателье, равновесие смещается вправо.

Опыт 7. Смещение равновесия гидролиза соли.

Приборы и реактивы: насыщенный раствор хлорида олова SnCl2,дистиллированная вода, раствор HCl, пробирки.

Ход работы:

1) В пробирку наливаем 2 мл прозрачного насыщенного раствора SnCl2, прибавляем по каплям дистиллированную воду до появления осадка SnOHCl.

2) К полученному раствору с осадком прибавляем раствор HCl.

1 ступень: SnCl2+ H2O -SnOHCl + HCl

Sn2+ + 2Cl- + H2O-SnOH+ + 2Cl- + H+

Sn2++H2O-SnOH++H+, средакислая, pH< 7

Вывод: при добавлении HCl осадок растворяется, гидролиз уменьшается, предотвращается помутнение раствора, равновесие смещается влево.

Kг(Sn2+) =



Литература

1. Общая химия. Лабораторные, семинарские и практические занятия. Н.А. Скорик, В. В. Козик, 2004.

Размещено на Allbest.ru

...