Лабораторная работа № 7 «Гидролиз солей»

Теоретическое введение

Гидролизом соли называется взаимодействие ионов соли с водой, в результате которого образуются слабые электролиты.

Сущность гидролиза сводится к химическому взаимодействию катионов или анионов соли с гидроксид – ионами ОН^- или ионами водорода Н⁺ из молекул воды. В результате этого взаимодействия образуется малодиссоциирующее соединение (слабый электролит). Химическое равновесие процесса диссоциации воды смещается вправо: Н₂О ↔ Н⁺ + ОН^-. Поэтому в водном растворе соли появляется избыток свободных ионов Н⁺ или ОН^-, и раствор соли показывает кислую или щелочную среду.

Гидролизу подвергаются соли образованные:

Ø слабой кислотой и сильным основанием,

Ø сильной кислотой и слабым основанием,

Ø слабой кислотой и слабым основанием

Гидролизу не подвергаются соли образованные сильным основанием и сильной кислотой, потому что катионы и анионы этих солей не связываются с ионами Н⁺ или ОН^- воды, т.е. не образуют с ними молекул слабых электролитов. Равновесие диссоциации воды не смещается. Среда растворов этих солей – нейтральная (рН = 7), так как концентрация ионов Н⁺ и ОН^- в их растворах, как в чистой воде.

Типичные случаи гидролиза солей:

1. Соли образованные слабой кислотой и сильным основанием, подвергаются гидролизу по аниону:

KCN + Н₂О ↔HCN + KОН

CN^- + НОН ↔ HCN + ОН^-

Гидролизу подвергаются анионы соли, в результате в растворе увеличивается концентрация свободных гидроксид – ионов ОН^-. Поэтому раствор соли KCN имеет щелочную среду (рН>7).

2. Соли образованные сильной кислотой и слабым основанием, подвергаются гидролизу по катиону:

ZnCl₂ + Н₂О ↔ZnОНCl + HCl

Zn²⁺ + НОН ↔ ZnОН⁺ +H⁺

Гидролизу подвергаются катионы соли, в результате в растворе появляется избыток ионов Н⁺. Среда раствора ZnCl₂ - кислая (рН<7).

3. Соли образованные слабой кислотой и слабым основанием, гидролизуются одновременно и по катиону, и по аниону. Эти соли образованы катионом слабого основания, который связывает ионы ОН^- из молекулы воды и образует слабое основание и анионом слабой кислоты, который связывает ионы Н⁺ из молекулы воды и образует слабую кислоту. Реакция растворов этих солей может быть нейтральной, слабокислой или слабощелочной. Это зависит от констант диссоциации слабой кислоты и слабого основания, которые образуются в результате гидролиза.

Например: СН₃СООNH₄ + НОН ↔ СН₃СООН + NH₄ОН

СН₃СОО^- + NH₄ ⁺ + НОН↔ СН₃СООН + NH₄ОН

Реакция раствора соли СН₃СООNH₄ – нейтральная (рН = 7), потому что К_{д(СН3СООН)} = К_д(NH4ОН)

Гидролиз соли, образованный слабой кислотой (НА) и сильным основанием, характеризуется константой гидролиза (К_г)

К_г = [ОН^-] [НА]/ [А^-] = Кн₂о/К_{кислоты},

где Кн₂о – ионное произведение воды.

Аналогично для соли слабого основания (МОН) и сильной кислоты:

К_г = [Н⁺] [МОН]/ [М⁺] = Кн₂о/К_{основания}

Степенью гидролиза (ħ) называется доля электролита, подвергшаяся гидролизу. Она связана с константой гидролиза (К_г) уравнением, аналогичным закону разбавления Оствальда для диссоциации слабого электролита:

К_г = ħ² С_м/ (1- ħ)

Чаще всего гидролизованная часть соли очень мала, а концентрация продуктов гидролиза незначительна. Тогда связь между К_г и ħ выражается более простым соотношением: К_г = ħ ²С_м или ħ = √ К_г/ С_м

Из последнего уравнения следует, что степень гидролиза данной соли тем больше, чем меньше её концентрация; иначе говоря, при разбавлении раствора гидролизующейся соли степень её гидролиза возрастает.

Экспериментальная часть

Общие требования. Написать в молекулярной и ионно - молекулярной форме уравнения гидролиза соответствующих солей. В опыте № 1 написать уравнения гидролиза, а в случае ступенчатого гидролиза - только гидролиз по первой ступени, в опыте № 2 – по первой и второй ступеням гидролиза, в опыте № 3 написать уравнения реакций, которые привели к образованию Al(OH)₃.

Опыт № 1. Реакция среды в растворах различных солей.

В семь пробирок внести по 1 капле лакмуса. Одну пробирку оставить в качестве контрольной, а в остальные внести по 5 капель растворов солей: в первую – ацетата натрия (СН₃СООNа), во вторую –хлорида алюминия (AlCl₃), в третью – карбоната натрия (Na₂CO₃), в четвертую – карбоната аммония ((NH₄)₂CO₃), в пятую – хлорида калия (КCl), в шестую – ацетат аммония (СН₃СООNH₄). Сравнить окраску лакмуса в шести пробирках с окраской лакмуса в контрольной пробирке. Указать рН среды в каждой из пробирок.