5. Гидролиз солей.

Гидролиз соли представляет собой реакцию ионного обмена между растворённой солью и водой. Сущность гидролиза заключается в связывании катионами соли гидроксид-ионв OH^-, образующихся при диссоциации воды (гидролиз по катиону), либо в связывании анионами соли ионов H⁺, также образующихся при диссоциации воды (гидролиз по аниону). В результате связывания ионов H⁺ или OH^- равенство их концентраций, присущее чистой воде, нарушается, в связи с чем раствор соли становится кислым(рН7) или щелочным (рН7).

Т.к. всякую соль можно рассиатривать как продукт нейтрализации соответствующих основания и кислоты, принято гидролиз солей рассматривать отдельно для каждого из 4 – х типов солей: солей сильных оснований и слабых кислот, солей сильных кислот и слабых оснований, солей слабых кислот и слабых оснований, солей сильных кислот и сильных оснований.

Практическая часть

Опыт №1

Наливаем в первую пробирку дистиллированную воду, во вторую раствор соляной кислоты, в третью раствор гидроксида калия. Прибавим в каждую пробирку фенолфталеин, затем лакмус и метилоранж.

Индикатор	Среда
	кислая	щелочная	нейтральная
Фенолфталеин	-	малиновый	-
Метилоранж	малиновый	оранжевый	желтый
Лакмус	красный	синий	фиолетовый

Опыт №2

В две пробирки наливаем уксусной кислоты и добавляем метилоранж. Раствор приобрёл светло-красный цвет. Одну оставляем в качестве эталона, в другую добавляем ацетат натрия. Раствор приобрел жёлтый цвет.

Опыт №3: «Равновесие в растворе слабого основания»

В две пробирки наливаем раствор NH₃ и добавляем фенолфталеин. Раствор приобрёл малиновый цвет. Одну пробирку оставляем в качестве эталона, в другую добавляем хлорид аммония. Пробирка с хлоридом приобрела более светлый цвет.

Опыт №4

Смешиваем в пробирке хлорид стронция и сульфит кальция. Выпадает осадок и раствор мутнеет. В другую пробирку наливаем хлорид кальция и сульфат стронция – изменений нет.

Опыт №6

В шесть пробирок наливаем раствор лакмуса. В пробирки поочерёдно наливаем карбонат калия,, фосфат натрия, хлорид натрия, хлорид аммония, ацетат аммония. В первой пробирке раствор посветлел. Во второй выпал осадок, в третьей и пятой - без изменений, в четвёртой раствор стал бледно-фиолетовым.

Опыт 1 Окраска индикаторов

В 3 пробирки наливаем по 2 мл:

-дистилированной воды

-0,1 н р-ра соляной кислоты

-0,1 н р-ра гидрооксида натрия

В каждую доливаем фенол фталеин аналогичные опыты проводим с метилоранжем и лакмусом.

Наблюдаем следующее:

Индикатор	Среда
	кислая	щелочная	нейтральная
Фенолфталеин	-	малиновый	-
Метилоранж	малиновый	оранжевый	желтый
Лакмус	красный	синий	фиолетовый

NaOH=Na⁺+OH^-(щелочная)

HCl=H⁺+Cl^-(кислая)

H₂O=H⁺+OH^-(нейтральная)

Вывод:Индикатор изменяет свой цвет в зависимости от среды

M(HCl)=36

Э(HCl)=36/1=36

Р-р содержит 3,6гр HCl

Мольная конц равна 3.6/36=0.1

a=1

[H⁺]=a*C=0.1

pH=-lg[H⁺]=1

M(NaOH)=40

Э(NaOH)=40

m(NaOH)=4

Мольная концентрация равна 4/40=0,1

[H⁺]=10^-14/10^-1=10^-13

[OH^-]=0.1

pH=-lg[H⁺]=13

Опыт 2 Равновесие в р-ре слабой кислоты

В две пробирки с раствором уксусной кислоты добавляем метилоранж р-р стал красным.Это обьясняется присутствием гидрированных ионов водорода

CH₃COOH=H⁺+CH₃COO^-

K=

Одну пробирку оставляем в качестве эталона а во вторую добавляем кристаллы CH₃COONa

р-р стал оранжевым.Для любого электролита при данной температуре в данном р-ре К-величина

постоянная ,тогда введение одноименного иона сместит равновесие в сторону образования недиссоциированных молекул,степень диссоциации электролита уменьшится. Поэтому р-р стал оранжевым.

Для смещения равновесия в образовании\ недис молекул в р-ре слабой кислоты нужно ввести соль этой кислоты,те одноименные ионы.

Опыт №3 Равновесие в растворе слабого основания

В две пробирки наливаем раствор NH₃ и добавляем фенолфталеин. Раствор приобрёл малиновый цвет .Это обьясняется отделением от электролита гидрооксид ионов. Одну пробирку оставляем в качестве эталона, в другую добавляем хлорид аммония. Пробирка с хлоридом приобрела более светлый цвет.Для любого электролита в данном растворителе при данной температуре К-величина постоянная тогда введение одноименного иона сместит равновесие р-ции в сторону образования недиссоциированных молекул степень диссоциации электролита уменьшается поэтому р-р светлеет

Для смещения равновесия в сторону образоваия недиссоциированных молекул в р-ре слабого основания нужно ввести сильную кислоту т.е одноименные ионы

a==1.3 10^-2

[OH]=1.3*10^-2 *0.1=1.3 10^-3

[H]=10^-14/1.3 10^-3=0.77 10^-11

[H]-исходная концентрация ионов водорода

Х-исходная конц ионов [OH] в растворе после добавления NH₄Cl

(0,1-х)-конц не диссоциировавших

(0,1+х)-конц [NH₄]

K=1.79 10^-5

[OH]=a=1.79 10^-5 [H]=k/[OH]=0.59 10^-9

pH=9.3 pH₁/pH₂= 0.8

Вывод равновесие нарушается при изменении концентрации одного из реагентов изменения происходят по принципу Лешателье

Опыт №4 Условие образования осадков

Смешиваем в пробирке хлорид стронция и сульфит кальция. Выпадает осадок и раствор мутнеет. В другую пробирку наливаем хлорид кальция и сульфат стронция – изменений нет.

Опыт №6

В шесть пробирок наливаем раствор лакмуса. В пробирки поочерёдно наливаем карбонат калия,, фосфат натрия, хлорид натрия, хлорид аммония, ацетат аммония. В первой пробирке раствор посветлел. Во второй выпал осадок, в третьей и пятой - без изменений, в четвёртой раствор стал бледно-фиолетовым.

1,2-щелочная р-ция

3-кислая р-ция

Вывод

В ходе работы мы провели ряд опытов и сделали из них выводы посредством наблюдения и расу ждения в ходе которых изучили вожможные течения реакций в р-рах электролитов и научились определять pH среды.