Реакции среды в различных растворах солей

Выполнил студ. Гр. Б01-721-1 Иванов Г.В

Проверил Кибенко В.Д.

 

 

Ижевск 2011

Цель работы:

1) Научиться определять характер среды в растворах различных солей.

2) Изучить влияние различных факторов на гидролиз.

3) Научиться оценивать степень гидролиза.

Теоретическая часть.

Гидролиз солей – это обменное взаимодействие ионов соли с молекулами воды, в результате которого смещается равновесие электролитической диссоциации воды и меняется реакция среды.

Гидролизу подвергаются соли, образованные: а) сильным основанием и слабой кислотой; б) сильной кислотой и слабым основанием; в) слабым основанием и слабой кислотой;г)соль, образованная сильным основанием и сильной кислотой.

а) Гидролиз солей, образованных сильным основанием и слабой кислотой протекает всегда по аниону, заряд которого определяет число теоретических ступеней гидролиза. Реакция среды их водныз растворов - щелочная (рН > 7).

б) Гидролиз солей, образованных сильной кислотой и слабым основанием протекает всегда по катиону, заряд которого определяет число теоретических ступений гидролиза. Реакция среды их водных растворов кислая (рН < 7).

в) Гидролиз солей, образованных слабым основанием и слабой кислотой протекает одновременно по катиону и по аниону, образуя сразу два слабых электролита. Реакция среды водного раствора такой соли устанавливается путем сравнения констант диссоциации образующихся слабых электролитов. Если константы диссоциации основания и кислоты близки, то реакция раствора остается практически нейтральной, если же они различаются на несколько порядков, то среда может быть слабокислой или слабощелочной - в зависимости от силы кислоты и основания.

г) Соль, образованная сильным основанием и сильной кислотой. Соли подобного типа гид­ролизу не подвергаются. Их ионы не образуют с ионами H⁺ и OH^-воды слабодиссоциируюших или труднорастворимых соединений, равновесие между ионами и молекулами воды не нарушается и раствор остается нейтральным, рН равен 7.

Полный и необратимый гидролиз солей. Некоторые соли, образованные слабыми летучими кислотами и многокислотными гидроксидами не могут находиться в виде водных растворов из-за полного необратимого взаимодействия с водой, сопровождающегося одновременным выделением газа и выпадением осадка.

При взаимодействии сульфида алюминия с водой наблюдается образование осадка гидроксида алюминия и выделение сероводорода

 

Al₂S₃ + 6H₂O = 2Al(OH)₃↓ + H₂S↑

 

Количественно гидролиз характеризуется безразмерной величиной _г, называемой степенью гидролиза и показывающей, какая часть от общего количества молекул соли, находящихся в растворе, подвергается гидролизу: _г = n / N •100%, где n – число гидролизованных молекул, N – общее число молекул в данном растворе.

Константа гидролиза — константа равновесия гидролитической реакции.

К=[продуктов р-ии]/[исходных в-в].

Экспериментальная часть.

Опыт 1.

Реакции среды в различных растворах солей.

В четыре пробирки до 1/3 их объема налили растворы следующих солей: в первую - NaCH₃COO, во вторую - AlCl₃, в третью - Na₂CO₃, в четвертую - KCl.

С помощью лакмуса и универсального индикатора определи характер среды растворов солей. Полученные данные представлены в таблице.

Таблица экспериментальных и расчетных данных.

№	Формула соли	Окраска лакмуса	рН по унив. индикатору	Характер среды
	NaCH3COO	синий		Слабощелочная
	AlCl3	красный		Кислая
	Na2CO3	синий		Сильнощелочная
	KCl	синий		Нейтральная

1)NaCH₃COO + HOH = NaOН + CH₃COOH

Na⁺ + CH₃COO^- + HOH = Na⁺ + OH^- + CH₃COOH

CH₃COO^- + HOH = OН^- + CH₃COOH

рН>7

2) AlCl₃ + HOH = AlOHCl₂ + HCl

Al³⁺ + 3Cl^- + HOH = AlOH²⁺ + 2Cl^- + H⁺ + Cl^-

Al³⁺ + HOH = AlOH²⁺ + H⁺

рН<7

3) Первая ступень:

Na₂CO₃ + НОН = NaНCO₃ + NaOH

2Na⁺ + CO₃^2- + HOH = Na⁺ + НCO₃^- + Na⁺ + OH

CO₃^2- + НОН = НCO₃^- + OH^-

Вторая ступень:

NaНCO₃+ HOH= NaOH+ Н₂ CO₃

Na⁺+ НCO₃ + HOH== Na⁺ + OH^- + Н₂ CO₃^-

НCO₃ + HOH= OH^- + Н₂ CO₃^-

рН>7

4) KCl гидролизу не подвергается. рН=7

Вывод: Характер среды раствора соли зависит от того из чего образованна соль.

Опыт 2.

Случаи полного (необратимого гидролиза)

В две пробирки добавили раствор AlCl₃. В одну из них добавили (NH₄)₂S, в другую - Na₂CO₃.Наблюдали образование белого студенистого осадка в обеих пробирках и выделение пузырьков газа: в первой пробирке с неприятным запахом (H₂S), во второй пробирке пузырьки газа без запаха (CO₂).

1) AlCl₃ + (NH₄)₂S+ НОН=Al(OH)₃ + H₂S +

 

2) 2AlCl₃ + 3Na₂CO₃+ 3НОН= 2Al(OH)₃+ 3CO₂+6NaCl

2Al³⁺ + 6Cl^- +6Na⁺ + 3CO₃^2- + 3НОН=2Al(OH)₃+ 3CO₂ +6Na⁺+6Cl^-

2Al³⁺ + 3CO₃^2- + 3НОН=2Al(OH)₃+ 3CO₂

Вывод: Соли, образованные слабыми летучими кислотами и многокислотными гидроксидами не могут находиться в виде водных растворов из-за полного необратимого взаимодействия с водой, сопровождающегося одновременным выделением газа и выпадением осадка.

Опыт 3.