Гидролиз солей

МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ Федеральное государственное бюджетное образовательное учреждение высшего профессионального образования

«РОСТОВСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ СТРОИТЕЛЬНЫЙ УНИВЕРСИТЕТ»

Утверждено на заседании кафедры химии 10.06.2011 г.

ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ

МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ по дисциплине "Химия"

для бакалавров 1-го курса по направлениям:

"Строительство", "Стандартизация и метрология", "Товароведение", "Технология художественной обработки материалов", "Техносферная безопасность", "Эксплуатация транспортно-технических машин и комплексов", "Технология транспортных процессов" всех профилей

Ростов-на-Дону

2011

УДК 532.6107

Гидролиз солей: – методические указания по дисциплине «Химия» для бака-

лавров 1-го курса. – Ростов н/Д: Рост. гос. строит. ун-т, 2011. – 12 с.

Рассматривается понятие ионного произведения воды и даются определения водородного показателя и гидролиза, приводятся основные случаи гидролиза солей с примерами.

Предназначены для бакалавров 1-го курса, обучающихся по направлениям "Строительство", "Стандартизация и метрология", "Товароведение", "Технология художественной обработки материалов", "Техносферная безопасность", "Эксплуатация транспортно-технических машин и комплексов", "Технология транспортных процессов" всех профилей дневного и заочного отделений.

Электронная версия находится в библиотеке, ауд. 224.

УДК 532.6107

Составитель: канд. хим. наук,

М.Н. Мицкая

Рецензент: д-р хим. наук, проф.

В.Т. Мальцев

Редактор Т.М. Климчук Доп. план 2011 г., поз. 106

Подписано в печать 13.07.11. Формат 60х84/16. Бумага писчая. Ризограф. Уч.-изд.л. 0,7. Тираж 100 экз. Заказ 310

Редакционно-издательский центр Ростовского государственного строительного университета

344022, Ростов-на-Дону, ул. Социалистическая, 162

©Ростовский государственный строительный университет, 2011

3

ПРАВИЛА ТЕХНИКИ БЕЗОПАСНОСТИ ПРИ ВЫПОЛНЕНИИ РАБОТЫ

“ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ”

1.К выполнению работы приступать только после прочтения и уяснения каждого опыта.

2.Сухие реактивы из банки брать чистым шпателем (или палочкой). После ис-

пользования его следует тщательно вытереть фильтровальной бумагой.

3.Излишек отобранного реактива не возвращать обратно в склянку, из которой он был взят.

4.При попадании реактива на кожу надо тотчас же смыть его водопроводной во-

дой. При всех несчастных случаях немедленно обратиться к преподавателю.

ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ I

1.1.Диссоциация воды

Химически чистая вода обладает хотя и ничтожной, но измеримой электро-

проводностью, так как вода в незначительной степени диссоциирует на ионы. Так при комнатной температуре лишь примерно одна из 108 молекул воды находится в диссоциированной форме. Процесс электролитической диссоциации воды возмо-

жен благодаря достаточно высокой полярности связей О-Н и наличию между моле-

кулами воды системы водородных связей. Уравнение диссоциации воды записыва-

ется так:

2H2O ↔ H3O+ + OH- ,

где H3O+ - катион гидроксония водорода.

Уравнение диссоциации воды можно записать в более простой форме: H2O ↔ H+ + OH- .

Присутствие в воде ионов водорода и гидроксида придают ей специфические свойства амфолита, т.е. способность выполнять функции слабой кислоты и слабого основания. Константа диссоциации воды при температуре 220С:

3

4

где [H+] и [OH-] – равновесные концентрации в г-ион/л соответственно катионов водорода и гидроксо-анионов, а [H2O] – равновесная концентрация воды в моль/л.

Учитывая, что степень диссоциации воды чрезвычайно мала, равновесную концен-

трацию недиссоциированных молекул воды вполне можно приравнять к общему количеству воды, заключающемуся в 1 л ее:

отсюда [H+] [OH-] = (1,8 10-16) 55,56 = 10-14 г-ион2/л2.

Произведение концентраций ионов водорода и гидроксо-ионов является кон-

стантой не только для воды, но и для водных растворов солей, кислот и щелочей.

Эта величина называется ионным произведением воды или константой воды.

Следовательно: КН2О = [H+][OH-] = 10-14 г-ион2/л2.

Для нейтральных сред [H+] = [OH-] = 10-7 г-ион/л. В кислых средах [H+] > [OH-],

а в щелочных [H+] < [OH-]. При этом в любых средах произведение концентраций ионов водорода и гидроксо-ионов при данной температуре остается постоянным и равным 10-14 г-ион2/л2. Таким образом, пользуясь ионным произведением воды, лю-

бую реакцию среды (нейтральную, кислую или щелочную) можно количественно выразить при помощи концентрации водородных ионов.

1.2. Водородный показатель - рН

Для количественной характеристики реакции среды обычно приводят не кон-

центрации водородных ионов, а применяют некоторый условный показатель, обо-

значаемый через рН и называемый водородным показателем. Он представляет со-

бой отрицательный десятичный логарифм концентрации катионов водорода рН = - lg [H+].

Для нейтральной среды рН = -lg 10 -7 = 7;

Аналогично вводится понятие гидроксильного показателя рОН = - lg [ОH-].

4

5

рН + рОН = 14.

Определение рН имеет колоссальное значение в технике и, в частности, в

строительном деле. Обычно величину рН измеряют при помощи индикаторов -

веществ, способных менять свою окраску в зависимости от концентрации ионов во-

дорода. Индикаторами являются слабые кислоты и основания, молекулы и ионы ко-

торых окрашены в разный цвет (табл. 1).

Однако индикаторы дают не точное определение значения рН, поэтому совре-

менные измерения рН производятся при использовании электрохимических мето-

дов, точность которых составляет ±0,01 единицы рН.

Пример 1. Вычислить рН раствора, в котором концентрация ионов ОН- равна

1∙10-9 моль/л.

Решение. Из соотношения рН + рОН = 14 находим, что рН = 14 – рОН. Так как рОН = - lg [ОH-], то рН = 14 – (-lg 10-9) = 5.

1.3. Сильные и слабые электролиты

Перед тем как рассматривать процесс гидролиза необходимо вспомнить силь-

ные и слабые кислоты и основания. Так как каждая соль это продукт взаимодейст-

вия кислоты и основания, то от того какими электролитами эта соль образована бу-

дет зависеть как она будет подвергаться гидролизу (табл. 2).

К сильным электролитам относятся соединения, которые характеризуются сте-

пенью диссоциации α > 30%.

Таблица 2

5

6

Таблица сильных кислот и оснований

1.4. Гидролиз солей

Гидролизом называют реакции взаимодействия вещества с водой, приводящие к образованию слабых электролитов (кислот, оснований, кислых или основных со-

лей). Результат гидролиза можно расценивать как нарушение равновесия диссоциа-

ции воды. Гидролизу подвержены соединения различных классов, но наиболее важным случаем является гидролиз солей. Соли, как правило, - сильные электроли-

ты, которые подвергаются полной диссоциации на ионы и могут взаимодействовать с ионами воды.

Важнейшие случаи гидролиза солей:

1.Соль образована сильным основанием и сильной кислотой. Например: NaCl

–соль образованная сильным основанием NaOH и сильной кислотой HCl;

NaCl + HOH ↔ NaOH + HCl – молекулярное уравнение;

Na+ + Cl- + HOH ↔ Na+ + OH- + H+ + Cl- – полное ионное уравнение; HOH ↔ OH- + H+ – сокращенное ионное уравнение.

Как видно из сокращенного ионного уравнения соль образованная сильным ос-

нованием и сильной кислотой, с водой не взаимодействует, т. е. не подвергается гидролизу, и среда при этом остается нейтральной.

2.Соль образована сильным основанием и слабой кислотой. Например: NaNO2

–соль, образованная сильным основанием NaOH и слабой кислотой HNO2, которая практически не диссоциирует на ионы.

NaNO2 + HOH ↔ NaOH + HNO2 ;

Na+ + NO2 - + HOH ↔ Na+ + OH- + HNO2 ;

NO2 - + HOH ↔ OH- + HNO2 .

6

7

В этом случае соль подвергается гидролизу, причем гидролиз идет по аниону, а

катион в процессе гидролиза практически не участвует. Так как в результате гидро-

лиза образуется щелочь, то в растворе находится избыток анионов OH-. Раствор та-

кой соли приобретает щелочную среду, т.е. рН > 7.

Соли, содержащие многозарядные ионы, подвергаются гидролизу в несколько стадий. Число стадий – определяется зарядом слабого иона. Например, соль Na2CO3

- образована сильным основанием NaOH и слабой кислотой H2CO3. Так как анион имеет заряд -2, эта соль будет подвергаться гидролизу в две ступени:

I ступень Na2СO3 + HOH ↔ NaOH + NaHCO3 ; CO3 2- + HOH ↔ OH- + HCO3- ;

II ступень NaHСO3 + HOH ↔ NaOH + H2CO3 ; HCO3 - + HOH ↔ OH- + H2CO3 .

При стандартных условиях и умеренном разбавлении раствора гидролиз солей протекает только по первой ступени. Вторая - подавляется продуктами, которые образуются на первой ступени. Накопление ионов OH- влечет за собой смещение равновесия влево.

3. Соль образована слабым основанием и сильной кислотой. Например: NH4NO3 – соль, образованная слабым основанием NH4OH и сильной кислотой

HNO3.

NH4NO3 + HOH ↔ NH4OH + HNO3 ; NH4 + + HOH ↔ H+ + NH4OH.

Вэтом случае соль подвергается гидролизу, причем гидролиз идет по катиону,

аанион в процессе гидролиза практически не участвует. Раствор такой соли приоб-

ретает кислую среду, т.е. рН < 7.

Как и в предыдущем случае, соли многозарядных ионов гидролизуются по ста-

диям, хотя вторая стадия также подавляется.

I ступень Mg(NO3)2 + HOH ↔ MgOHNO3 + HNO3 ;

Mg 2+ + HOH ↔ MgOH+ + H+ ;

II ступень MgOHNO3 + HOH ↔ Mg(OH)2 + HNO3 ;

MgOH+ + HOH ↔ Mg(OH)2 + H+ .

7

8

4. Соль образована слабым основанием и слабой кислотой. Например: NH4CN –

соль, образованная слабым основанием NH4OH и слабой кислотой HCN. NH4CN + HOH ↔ NH4OH + HCN ;

NH4 + + CN- + HOH ↔ NH4OH + HCN.

В этом случае в гидролизе участвуют и катионы и анионы. Они связывают и водородные катионы, и гидроксо-анионы воды, образуя слабые электролиты (сла-

бые кислоты и слабые основания). Реакция раствора таких солей может быть либо слабокислой (если основание, образовавшееся в результате гидролиза, является бо-

лее слабым, чем кислота), либо слабощелочной (если основание окажется более сильным, чем кислота), либо будет нейтральной (если основание и кислота прояв-

ляют одинаковую силу).

При гидролизе соли многозарядных ионов I стадия не подавляет последующие,

и гидролиз таких солей протекает полностью даже при комнатной температуре.

I ступень (NH4)2S + HOH ↔ NH4OH + NH4HS ;

2NH4 + + S2- + HOH ↔ NH4OH + NH4+ + HS-; II ступень NH4HS + HOH ↔ NH4OH + H2S ↑ ;

NH4 + + HS- + HOH ↔ NH4OH + H2S.

1.5. Количественные характеристики гидролиза

Интенсивность протекания процесса гидролиза характеризуется степенью гидролиза β – величиной, показывающей процентное отношение числа гидролизо-

ванных молекул n к общему числу растворенных молекул N.

Nn 100% .

Степень гидролиза зависит от ряда факторов. Так при разбавлении раствора гидролиз данной соли углубляется, степень гидролиза повышается. Например, в 0,1

н растворе Na2CO3 , β = 4,5%, а в 0,001 н растворе 34%.

При повышении температуры раствора степень гидролиза соли сильно возрас-

тает, это связано с тем, что при нагревании степень диссоциации воды повышается.

Это усиливает взаимодействие ионов водорода и гидроксо-группы с ионами соли.

8

9

С другой стороны, усиление гидролиза при повышении температуры можно объяснить смещением равновесия. Процесс гидролиза является эндотермическим,

т.е. протекает с поглощением тепла. Поэтому при увеличение температуры равно-

весие смещается в сторону продуктов гидролиза.

Гидролиз можно усилить, вводя в раствор соли реактив, связывающий обра-

зующиеся при гидролизе ионы H+ и ОН-. При этом, согласно принципу Ле-Шателье,

равновесие смещается в сторону продуктов гидролиза, в результате гидролиз может протекать полностью – до образования конечных продуктов.

Ионы H+ и ОН- можно связать в молекулы воды, вводя в раствор щелочь, ки-

слоту или другую соль, гидролиз которой приводит к накоплению в растворе ионов

H+ или ОН-. Например, при смешении растворов CrCl3 и Na2CO3, происходит вза-

имное усиление гидролиза и образование конечных продуктов – осадок Cr(OH)3 и

газ CO2:

2CrCl3 + 3Na2CO3 + 3H2O = 2Cr(OH)3↓ + 3CO2↑ + 6NaCl; 2Cr3+ + 3CO32- + 3H2O = 2Cr(OH)3↓ + 3CO2↑.

Еще одной количественной характеристикой процесса гидролиза является кон-

станта гидролиза Кг.

Реакцию гидролиза соли МА в общем виде можно представить следующим уравнением:

МА + НОН ↔ МОН + НА.

Тогда константа равновесия этой реакции будет иметь следующий вид:

[МОН][НА] .

КР [МА][НОН]

Так как концентрация воды в разбавленных растворах представляет собой практически постоянную величину, то обозначив К[НОН] = Кг, получим:

[МОН][НА] .

КГ [МА]

Значение Кг характеризует способность данной соли подвергаться гидролизу;

чем больше значение константы, тем в большей степени (при одинаковых темпера-

туре и концентрации соли) протекает гидролиз.

9

10

Для соли, образованной сильным основанием и слабой кислотой, Кг имеет сле-

дующий вид:

где КНА – константа диссоциации кислоты.

Это уравнение показывает, что константа гидролиза тем больше, чем меньше КНА, т.е. чем слабее кислота, тем в большей степени подвергается гидролизу данная соль.

Для соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой, аналогичное соотношение связывает константу гидролиза с константой диссоциации основания

КМОН:

Поэтому, чем слабее основание, тем в большей степени подвергаются гидроли-

зу образованные им соли.

Для соли, образованной слабым основанием и слабой кислотой, константа гид-

ролиза связана с КНА и КМОН следующим соотношением:

ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ II

ОПЫТ 1. Реакция среды растворов различных средних солей.

В шесть пробирок добавляем по одному микрошпателю солей, в следующей последовательности: ацетат натрия CH3COONa, хлорид алюминия AlCl3, силикат натрия Na2SiO3, карбонат аммония (NH4)2CO3, хлорид калия KCl. В шестую про-

бирку соль не насыпаем, а оставляем ее в качестве контрольной. Во все пробирки наливаем дистиллированную воду – треть объема пробирки. Размешать раствор в

10