По дисциплине «Химия». Санкт-Петербургский государственный

МИНОБРНАУКИ РОССИИ

Санкт-Петербургский государственный

Электротехнический университет

«ЛЭТИ» им. В.И. Ульянова (Ленина)

Кафедра физической химии

 

 

отчет

По лабораторной работе№7

по дисциплине «Химия»

Тема:

“ Гидролиз солей”

 

Студент гр. 7208		Багаутдинов А.В.
Преподаватель		Рахимова О.В.

 

 

Санкт-Петербург

Цель работы: изучение реакций гидролиза солей.

Гидролизом называется обменная реакция взаимодействия соли с водой, приводящая к смещению равновесия диссоциации воды и, как правило, к изменению кислотности среды.

Гидролизу могут подвергаться только те соли, ионы которых способны связывать ионы воды Н⁺ или ОН⁻ в малодиссоциированные соединения, т. е. соли, образованные слабыми кислотами и/или слабыми основаниями. Соли, образованные сильными кислотами и сильными основаниями, гидролизу не подвергаются.

В результате гидролиза солей образуются либо кислота (кислая соль) и основание, либо основание (основная соль) и кислота. Следовательно, гидролиз соли можно рассматривать как процесс, обратный реакции нейтрализации. Так как реакции нейтрализации обычно идут практически до конца (практически необратимо), то равновесие реакции гидролиза смещено в сторону реагирующих веществ. Концентрация продуктов гидролиза соли, как правило, мала.

Рассмотрим гидролиз солей следующих основных типов:

1. Соли сильного основания и слабой кислоты, например, СН₃СООNa.

В водном растворе ацетат натрия как сильный электролит полностью диссоциирует на ионы Na⁺ и СН3СОО⁻. Они взаимодействуют с ионами воды Н⁺ и ОН⁻, которые находятся в равновесии с недиссоциированными молекулами: Н2О ↔ Н⁺ + ОН⁻. Ионы СН3СОО⁻и Н+ связываются, образуя молекулы слабого электролита − уксусной кислоты, вызывая смещение равновесия диссоциации воды вправо, в сторону увеличения концентрации ОН⁻:

CH₃COONa ↔ СН₃СОО + Na⁺;

H₂О ↔Н⁺ + OH⁻.

Уравнение реакции гидролиза ацетата натрия:

CH₃COONa + Н₂О ↔ СН₃СООН + NaOH,

в ионной форме:

СН₃СОО⁻ + Na⁺ + Н₂О ↔ СН₃СООН + Na⁺ + ОН⁻;

СН₃СОО⁻ + Н₂О ↔ СН₃СООН + ОН⁻.

Реакция среды при гидролизе соли, образованной сильным основанием и слабой кислотой, − щелочная (рН > 7). Гидролиз солей, образованных слабыми многоосновными кислотами, протекает ступенчато, и при этом получаются кислые соли. Рассмотрим гидролиз К₃РО₄:

· I ступень:

K₃PO₄ + H₂O ↔ K₂HPO₄ + KOH;

K₃PO₄↔ 3K⁺ + PO₄³⁻

=HPO₄²⁻;

H₂O ↔ OH⁻ + H⁺

PO₄³⁻ + H₂O ↔ HPO₄²⁻ + OH⁻;

 

· II ступень:

K₂HPO₄ + H₂O ↔ KH₂PO₄ +KOH;

K₂HPO₄↔ 2K⁺+ HPO₄²⁻

=H₂PO₄⁻;

H₂O ↔ OH⁻ + H⁺

HPO₄³⁻ + H₂O ↔ H₂PO₄²⁻ + OH⁻;

 

 

· III ступень:

KH₂PO₄ + H₂O↔ H₃PO₄ + KOH;

KH₂PO₄↔ K⁺ + H₂PO₄⁻

=H₃PO₄;

H₂O ↔ OH⁻ + H⁺

H₂PO₄⁻ + H₂O ↔ H₃PO₄⁻ +OH⁻.

Наиболее полно гидролиз протекает по I ступени и практически не протекает по II и III ступеням.

Так как равновесие реакции гидролиза сильно смещено в сторону реагирующих веществ, то в растворе при обычных условиях обнаруживаются лишь продукты гидролиза по I ступени. Только при условиях, особо благоприятствующих гидролизу, можно обнаружить продукты II и III ступеней гидролиза.

2. Соли слабого основания и сильной кислоты, например NH₄NO₃. Нитрат аммония диссоциирует на ионы NO₃⁻ и HN₄⁺. Ионы HN₄⁺ связывают ионы

ОН⁻ воды, вызывая смещение равновесия диссоциации воды в сторону увеличения концентрации ионов Н⁺ в растворе:

NH₄NO₃↔ NO₃⁻ + NH₄⁺

=NH₄OH.

H₂O ↔ H⁺ + OH⁻

Уравнение гидролиза в молекулярной форме:

NH₄NO₃ + Н₂О ↔NH₄ОН + HNO₃,

в ионной форме:

NH₄⁺ + NO₃⁻ + H₂O ↔ NH₄OH + H⁺ + NO₃⁻;

NH₄⁺ + H₂O ↔ NH₄OH + H⁺.

Реакция среды при гидролизе соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой, − кислая (рН < 7). Гидролиз солей, образованных слабыми многокислотными основаниями, например ZnSO₄, протекает ступенчато. Сульфат цинка образован сильной кислотой и слабым двухкислотным основанием. Гидролиз этой соли может протекать по двум ступеням, хотя практически ограничивается лишь первой ступенью:

· I ступень:

2ZnSO₄ + 2H₂O ↔ (ZnOH)₂SO₄ +H₂SO₄;

ZnSO₄↔ SO₄²⁻ + Zn²⁺

=ZnOH⁺;

H₂O ↔H⁺ + OH⁻

Zn²⁺ + H₂O ↔ZnOH⁺ + H⁺;

· II ступень:

(ZnSO₄)₂SO₄ +2H₂O ↔ 2(ZnOH)₂ + H₂SO₄;

(ZnOH)₂SO₄↔ SO₄²⁻ + 2ZnOH⁺

=Zn(OH)₂;

H₂O ↔ H⁺ + OH⁻

ZnOH⁺ + H₂O ↔Zn(OH)₂ + H⁺.

Реакция среды − кислая (рН < 7).

3. Соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой. Эти соли легче других подвергаются гидролизу, так как их ионы одновременно связываются обоими ионами воды с образованием двух слабых электролитов. Реакция среды в растворах таких солей зависит от относительной силы кислоты и основания, т. е. их водные растворы могут иметь нейтральную, кислую или щелочную реакции в зависимости от констант диссоциации образующихся кислот и оснований.

Соль CH₃COONH₄ образована слабым основанием NH₄OH и слабой кислотой СН₃СООН одинаковой силы (К _дNH₄OH = 1.8 ∙ 10⁻⁵, К _дСН₃СООН = = 1.8 ∙ 10⁻⁵). Реакция гидролиза в молекулярной форме:

CH₃COONH₄ + Н₂О ↔NH₄OH + СН₃СООН,

в ионно-молекулярной форме:

HN₄⁺ + СН3СОО⁻ + Н2О ↔ NH4OH + СН3СООН.

Поскольку концентрации ацетат-ионов и ионов аммония в растворе одинаковы, а константы диссоциации кислоты и основания равны, то реакция среды будет нейтральной (рН = 7).

В результате реакции гидролиза цианида аммония NH₄CN (К _дНСN = = 7.2 ∙ 10⁻¹⁰, К _дNH₄OH = 1.8 ∙ 10⁻⁵):

NH₄CN + H₂O↔NH₄OH + HCN,

реакция среды будет слабощелочной (рН > 7).

Гидролиз соли, образованной слабым многокислотным основанием и слабой многоосновной кислотой, например Al₂S₃. Уравнение реакции гидролиза этой соли:

Al₂S₃ + Н2О → Аl(ОН)₃↓ + НСN.

Ион алюминия связывает ион гидроксила:

Аl³⁺ + Н₂О ↔ Аl(ОН)₂⁺ + Н⁺,

а сульфид-ион связывает ионы водорода:

S²⁻ + Н₂О ↔ HS⁻ + OH⁻.

В результате в растворе нет накопления ни ионов Н⁺, ни ионов OH⁻, гидролиз протекает до полного разложения соли с образованием продуктов Аl(ОН)₃ и H₂S.

Количественно процесс гидролиза можно характеризовать степенью гидролиза h [%]:

 

 

Степень гидролиза зависит от химической природы образующейся в процессе гидролиза кислоты (основания) при прочих равных условиях. Например, одномолярные растворы ацетата натрия и цианида натрия при 22 °С гидролизованы следующим образом:

CH₃COONa ~ на 0.003 % (К _дСН₃СООН = 1.8 ∙ 10⁻⁵);

NaCN ~ на 5 % (К дНCN = 7.9 ∙ 10⁻¹⁰).

Основными факторами, влияющими на степень гидролиза соли, являются природа соли, концентрация соли, температура, добавление кислоты, щелочи или других солей. Влияние природы соли на степень ее гидролиза определяется тем, что чем более слабым электролитом (основанием или кислотой) образована данная соль, тем в большей степени она подвержена гидролизу. По мере уменьшения концентрации соли ее гидролиз усиливается, так как этот процесс лимитирован ничтожным количеством ионов Н⁺ и ОН⁻, образующихся при диссоциации воды. Чем больше ионов воды приходится на долю ионов соли, тем полнее идет гидролиз.

С увеличением температуры диссоциация воды несколько возрастает, что благоприятствует протеканию гидролиза. Влияние добавления в раствор соли кислоты, основания или другой соли можно определить, исходя из принципа ЛеШателье. В том случае, когда добавляемые электролиты связывают продукты гидролиза соли, ее гидролиз увеличивается, например:

CH₃COONa + H₂O ↔ CH₃COOH + NaOH;

СН₃СОО⁻ + Н₂О ↔ CH₃COOH + ОН⁻.

Прибавление к этому раствору щелочи, т. е. ионов ОН⁻, или другой соли, образованной слабой кислотой и сильным основанием, смещает равновесие гидролиза в сторону продуктов реакции.

Приведем пример взаимодействия растворов двух солей, взаимно усиливающих гидролиз друг друга. В растворах карбоната натрия Na₂CO₃ и сульфата алюминия Al₂(SO₄)₃, взятых порознь, устанавливаются равновесия

СО₃²⁻ + H₂O ↔ НСО₃⁻¹ + ОН⁻;

А1³⁺ + Н₂О ↔ А1ОН²⁺ + Н⁺,

и гидролиз этих солей ограничивается практически первой ступенью. Если смешать растворы этих солей, то ионы Н+ и ОН⁻ уходят из сферы реакции в виде малодиссоциирующей воды, что смещает оба равновесия вправо и активизирует последующие ступени гидролиза, а это приводит к образованию осадка Аl(ОН)₃ и газа СО₂:

Al₂(SO₄)₃ + 3Na₂CO₃ + 3H₂O → 2Al(OH)₃↓ +3CO₂↑ + 3Na₂SO₄,

2Al³⁺ + 3CO₃²⁻+ 3H₂O → 2Al(OH)₃↓ + 3CO₂↑.