Лабораторная работа 4 Ионное произведение воды. РН растворов. Гидролиз солей.

Теоретическая часть

Вода является очень слабым электролитом. Диссоциация молекул воды протекает незначительно с образованием ионов водорода и гидроксид-ионов:

H₂O  H⁺ + OH^-

Константа диссоциации воды имеет вид:

K = [H⁺][OH^-]/[H₂O]

Необходимо отметить, что в растворе ионы водорода не существуют в свободном виде, а образуются ионы гидроксония Н₃О⁺.

Равновесная концентрация недиссоциированных молекул воды практически равна общей концентрации воды, поэтому

[H⁺][OH^-]=K[H₂O]=K_w

Ионное произведение воды (K_w) представляет собой постоянную величину, при температуре 25°С концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов одинаковые и равны 10^-7 моль/л. Следовательно, при этой температуре K_w = 10^-14.

Диссоциация молекул воды – процесс эндотермический. При увеличении температуры она увеличивается, значение K_w возрастает.

Если при 25°С [H⁺] = [OH^-] = 10^-7 моль/л, растворы называют нейтральными. В кислых растворах [H⁺] > [OH^-], а в щелочных [H⁺] < [OH^-].

Отрицательные десятичные логарифмы концентраций ионов H⁺ и OH^- называются соответственно водородным и гидроксильным показателями:

pH = - lg[H⁺]; pОH = - lg[ОH^-]

pH + pОH = K_w = 14.

При температуре 25°С pH = 7 в нейтральных растворах, в кислых 0 ≤ pH < 7, в щелочных 7 < pH ≤ 14.

При растворении в воде соли, состоящей из аниона слабой кислоты или катиона слабого основания, протекает процесс гидролиза – обменного взаимодействия соли с водой, в результате которого образуется слабая кислота или слабое основание.

В результате гидролиза соли слабой кислоты и сильного основания, образуются гидроксид-ионы, среда щелочная (7 < pH ≤ 14):

CH₃COOK + H₂O  CH₃COOH + KOH,

CH₃COO^- + H₂O  CH₃COOH + OH^-.

Кратое ионное уравнение характеризует гидролиз соли:

К_г = [CH₃COOH][OH^-]/[CH₃COO^-] = K_w/K_кисл, К_г – константа гидролиза.

При гидролизе соли сильной кислоты и слабого основания, возрастает концентрация ионов водорода, среда кислая (0 ≤ pH < 7):

AlCl₃ + H₂O  AlOHCl₂ + HCl,

Al³⁺ + H₂O  AlOH²⁺ + H⁺.

К_г = [AlOH²⁺][ H⁺]/[ Al³⁺] = K_w/K_осн

При взаимодействии с водой соли слабой кислоты и слабого основания, образуются как гидроксид-ионы, так и ионы водорода. В этом случае среда раствора зависит от силы кислоты и основания, образующих соль. Если К_кисл ≈ К_осн, то pH ≈ 7; К_кисл > К_осн, среда будет слабокислой; К_кисл < К_осн, среда будет слабощелочной:

CH₃COONH₄ + H₂O  CH₃COOH + NH₄OH,

так как константы диссоциации уксусной кислоты и аммиака практически равны K(CH₃COOH) = 1,74∙10^-5, а K(NH₃∙H₂O) = 1,76∙10^-5, pH ≈ 7.

Соли сильного основания и сильной кислоты гидролизу не подвергаются.

Степень гидролиза (h) – количество электролита, подвергшегося гидролизу:

К_г = h²∙C_м, h = √(K_г/C_м).

Степень гидролиза соли тем больше, чем меньше ее концентрация. Следовательно, при разбавлении раствора соли, степень гидролиза возрастает.

Экспериментальная часть

Опыт 1. Определение реакции среды при гидролизе солей

В отдельных пробирках растворить в 1-2 мл дистиллированной воды несколько кристаллов следующих солей: карбоната натрия, фосфата натрия, хлорида натрия, сульфата алюминия, хлорида железа(III), карбоната аммония. На предметное стекло положить кусочки универсальной индикаторной бумаги. С помощью чистой стеклянной палочки смочить индикаторную бумагу раствором каждой из солей. По цвету индикаторной бумаги определить рН раствора, предварительно определив рН дистиллированной воды. Результаты эксперимента записать в таблице. Написать уравнения I стадии реакций гидролиза солей в молекулярном и ионном виде.

№	Соль	рН раствора	Реакция среды
1	H2O
2	Na2CO3
3	Na3PO4
4	NaCl
5	Al2(SO4)3
6	FeCl3
7	(NH4)2CO3

Опыт 2. Влияние температуры на гидролиз

Реакция гидролиза - это эндотермический процесс, поэтому в соответствии с принципом Ле Шателье повышение температуры раствора соли увеличивает степень гидролиза. Для определения рН раствора ацетата натрия готовят ее раствор и прибавляют к нему индикатор (фенолфталеин). По изменению интенсивности окраски индикатора при нагревании или охлаждении раствора судят об увеличении или уменьшении концентрации ионов ОН^- и, следовательно, об изменении степени гидролиза.

Порядок выполнения опыта.

Налить в пробирку 1-2 мл раствора ацетата натрия и прилить к нему 1-2 капли фенолфталеина. Нагреть раствор на водяной бане. Как меняется интенсивность окраски раствора фенолфталеина? Написать уравнения гидролиза ацетата натрия в молекулярной и ионной формах. Записать наблюдения и объяснить изменение окраски фенолфталеина при нагревании.

Опыт 3. Влияние разбавления на гидролиз хлорида сурьмы

Степень гидролиза солей зависит от их природы. В случае гидролиза SbCl₃ идут следующие процессы:

1) SbCl₃ + HOH = Sb(OH)Cl₂ + HCl

Sb³⁺ + HOH = Sb(OH)²⁺ + H⁺

2) Sb(OH)Cl₂ + (HOH) = SbOCl + HCl

Sb(OH)²⁺ + НОН = Sb(OH)₂⁺ + H⁺

Sb(OH)²⁺ + Cl^- = SbOCl + H⁺ + H₂O

В результате гидролиза по второй ступени образуется Sb(OH)₂Cl - неустойчивое вещество, которое разлагается с образованием осадка оксохлорида сурьмы SbOCl. Это приводит к смещению равновесия гидролиза вправо. Поэтому растворы SbCl₃ готовят только в сильнокислой среде, что останавливает гидролиз на первой ступени.

SbOCl + HCl = Sb(OH)Cl₂

Порядок выполнения опыта.

Налить в пробирку примерно 1 мл SbCl₃. Добавить к раствору SbCl₃ примерно 5 капель дистиллированной воды. Добавить в реакционную смесь 1 мл соляной кислоты (2н). Добавить к раствору еще 1-2 мл дистиллированной воды. Записать наблюдения и уравнения реакции гидролиза SbCl₃. Объяснить причины образования и растворения осадка SbOCl.

Опыт 4. Взаимное усиление гидролиза

Гидролиз соли усиливается, если связать один из ионов, образующийся в результате гидролиза, в слабый электролит. В результате гидролиза соли слабого основания и сильной кислоты в растворе образуются свободные ионы Н⁺ (рН<7), а в результате гидролиза соли слабой кислоты и сильного основания - ионы ОН^- (рН>7). Но ионы Н⁺ и ОН^- связываются в слабый электролит Н₂О. Поэтому степень гидролиза солей увеличивается, то есть гидролиз одной соли усиливает гидролиз другой (необратимый гидролиз). В результате гидролиз таких солей доходит до конца. Так, если смешать растворы Al₂(SO₄)₃ и Na₂CO₃, то в результате образуется осадок Al(ОН)₃ и выделится СО₂, но не образуется Al₂(CO₃)₃.

В растворе Al₂(SO₄)₃:

Al₂(SO₄)₃ + 2НОН = 2AlОНSO₄ + Н₂SO₄

Al³⁺ + НОН = AlОН²⁺ + Н⁺

В растворе Na₂CO₃:

Na₂CO₃ + НОН = NaНCO₃ + NaOН

CO₃^2- + НОН = НCO₃^- + OН^-

При взаимодействии растворов: Н⁺ + OН^- = Н₂О

В соответствии с принципом Ле Шателье это усиливает гидролиз каждого из ионов:

AlОН²⁺ + НОН = Al(ОН)₂⁺ + Н⁺

Al(ОН)₂⁺ + НОН = Al(ОН)₃ + Н⁺

НCO₃^- + НОН = СО₂ + Н₂О + ОН^-

В результате всех этих процессов идет полный взаимный гидролиз соли:

Al₂(SO₄)₃ + 3Na₂CO₃ + 3Н₂О = 2Al(ОН)₃ + 3СО₂ + 3Na₂SO₄

Порядок выполнения опыта.

К пяти каплям раствора сульфата алюминия прибавить 5-6 капель раствора карбоната натрия. Доказать, что образуется осадок Al(ОН)₃, а не Al₂(CO₃)₃. Для этого разделить образовавшийся осадок на две пробирки и проверить его растворимость в HCl (2н) и NaOH (2н). Записать наблюдения и уравнения реакций.

Вопросы для самоподготовки

1. Диссоциация молекулы воды. Ионное произведение воды. Водородный показатель (рН).

2. Значение рН для кислых, нейтральных и щелочных растворов, рН биологических жидкостей.

3. Гидролиз солей. Основные случаи гидролиза солей. Ступенчатый гидролиз.

4. Константа гидролиза. Степень гидролиза. Факторы, влияющие на степень гидролиза. Смещение равновесия гидролиза.

5. Особые случаи гидролиза. Полный гидролиз, взаимный гидролиз.

Задачи и упражнения

1. Вычислить рН в растворах сильных электролитов: а) 0,01 М раствор HNO₃; б) 0,05 М раствор H₂SO₄; в) 0,004 М раствор HI; г) 0,1 М раствор HClO₃; д) 0,01 М раствор Ва(ОН)₂; е) 0,002 М раствор КОН; ж) 0,005 М раствор NаOН.

2. Учитывая только первую ступень диссоциации, вычислить степень диссоциации (), [H⁺] или [OH^-] и рН в растворах слабых кислот и оснований: а) 0,005 М раствор H₂S; б) 0,1 М раствор NH₄OH; в) 0,02 М раствор HF; г) 0,1 М раствор HCOH; д) 0,05 М раствор H₃PO₄.

3. Вычислить рН 0,01 моль раствора HNO₂, содержащего еще 0,05 моль KNO₂. Написать уравнения диссоциации.

4. Вычислить рН 0,005 М раствора HF, содержащего еще 0,015 М NaF. Написать уравнения диссоциации.

5. Вычислить рН 0,05 М раствора NH₄OH, содержащего еще 0,1 М NH₄Cl. Написать уравнения диссоциации.

6. Рассчитать рН растворов, полученных смешением: а) 25 мл 0,05 М раствора HCl и 15 мл 0,1 М раствора NaOH; б) 50 мл 0,02 М раствора NH₄OH и 50 мл 0,1 М раствора NH₄Cl; в) 100 мл 0,1 М раствора H₂С₂O₄ и 230 мл 0.4 М раствора Na₂С₂O₄.

7. Написать в молекулярном и ионном виде уравнения первой ступени гидролиза, указать рН раствора для следующих солей: а) KF и Al(NO₃)₃; б) NaHCO₃ и CrCl₃; в) Na₃PO₄ и NaCl; г) CH3COONH₄ и Fe₂(SO₄)₃; д) MnBr₂ и BaS, е) Na₂SiO₃ и CuI₂.

8. Написать уравнения реакций взаимодействия растворов солей: а) FeBr₃ с Na₂CO₃ , б) CuSO₄ с KNO₂. Объяснить, полученный результат.

9. Какие факторы усиливают гидролиз? Показать на примерах гидролиза солей: а) Zn(NO₃)₂, б) NH₄NO₂; в)BaS.

10. Какие факторы подавляют гидролиз? Показать на примерах гидролиза солей: а) Na₂SiO₃, б) FeCl₃; в) (NH₄)₂S.

11. Написать в молекулярном и ионном виде уравнения первой ступени гидролиза и вычислить константу гидролиза (К_г), степень гидролиза (h) и рН в растворах следующих солей: а) 0,1 М раствор NaHS; б) 0,05 М раствор NH₄NO₃; в) 0,05 М раствор K₂SO₃; г) раствор NH₄F; д) 0,02 М раствор Na₂HPO₄.