Гидролиз солей. Произведение растворимости

Цель работы: Изучение процесса гидролиза солей различных типов, смещения гидролитического равновесия и определение степени гидролиза со­лей.

Теория: Основные положения теории электролитической диссоциации. Степень диссоциации электролитов. Сильные и слабые электролиты. Зависи­мость степени диссоциации от концентрации и природы растворенного веще­ства и растворителя. Ионное произведение воды. Водородный показатель. Шкала рН. Гидролиз солей в водных растворах. Смещение равновесия гидролиза. Роль гидролиза в биологических и химических процессах. Понятие о буферных системах.

Электролиты – вещества, частично или полностью распадающиеся в растворе (под действие воды или другого растворителя) или расплаве (под действие температуры) на ионы.

NaCl → Na⁺ + Cl^–

Степень диссоциации (α) – отношение числа молекул, распавшихся на ионы (n) к общему числу растворенных молекул (n₀).

α = (n/n₀) ∙ 100

Процесс электролитической диссоциации характеризуют константой диссоциации (К).

Вода – слабый электролит, но все же обладает небольшой диссоциацией на ионы: H₂O ↔ Н⁺ + ОН^–

Константа дис­социации воды равна: К_в = [Н⁺] ∙ [ОН^–] = 10^–14 (н.у.), тогда [Н⁺] = [ОН^–] = 10^–7 моль/л.

Водородный показатель численно равен отрицательному десятичному логарифму концентрации ионов водорода в этом растворе:

рН = – lg[H⁺]

Водные растворы имеют значение рН в интервале от 1 до 14. По соотношению концентраций этих ионов различают три типа сред: нейтральную (рН=7), кислую (рН<7) и щелочную (рН>7).

Сильные кислоты: HI, HBr, HCl, HClO₄, HClO₃, H₂SO₄, HNO₃, HMnO₄;

Сильные основания – щелочи: LiOH, NaOH, KOH, CsOH, RbOH, FrOH, Ca(OH)₂, Sr(OH)₂, Ba(OH)₂, Ra(OH)₂.

Гидролиз солей – процесс разложения соли водой, сопровождающийся образованием малодиссоциирующих веществ (слабых электролитов – оснований и/или кислот).

Оборудование и реактивы

рН-метр, мерные колбы на 50 мл, мерные пипетки, пробирки, пробиркодержатель, спиртовка, спички, стаканы на 50-100 мл, штатив.

Цинк (гранулы), дистиллированная вода; растворы: соляная кислота HCl (0,1 М), серная кислота H₂SO₄ (0,1 М и конц.), гидроксид натрия NaOH (0,1 М), хлорид бария BaCl₂ (10%), хлорид кальция CaCl₂ (10%) и 0,1 М растворы: хлорид алюминия AlCl₃, ацетат натрия CH₃COONa, карбонат натрия Na₂CO₃, нитрат натрия NaNO₃, хлорид сурьмы SbCl₃ (или BiCl₃); индикаторы: метиловый оранжевый, универсальная индикаторная бумага, фенолфталеин.

Эксперимент: выполните задания, составьте уравнения реакций, назовите вещества, запишите наблюдения и вывод.

Опыт 1. Определение рН раствора соляной кислоты

Ознакомьтесь с инструкцией по работе с рН-метром и прове­дите его калибровку (см. инструкцию по работе рН-метра).

Приготовьте по 50 мл 0,01 и 0,001 М растворов НСl, исполь­зуя в качестве исходного 0,1 М раствор. Для этого с помощью мер­ной пипетки налейте в мерную колбу необходимое количество 0,1 М кислоты, добавьте дистиллированную воду до половины объема колбы и перемешайте раствор. Затем добавьте воды до 3/4 объема колбы, вновь перемешайте. После этого доведите объем раствора до метки и перемешайте его, закрыв колбу пробкой.

Исходный 0,1 М раствор НСl и приготовленные 0,01 и 0,001 М растворы налейте в стаканчики на 50–100 мл примерно на 1/3–1/2 их объема. Измерьте рН растворов с помощью при­бора «ЭКСПЕРТ-001» (рис. 4).

Нажмите и удерживайте в течение 2 сек. кнопку «ВКЛ» на приборе «ЭКСПЕРТ-001». Первая надпись на экране прибора «ЭКСПЕРТ-001» показывает уровень зарядки собственных акку­муляторов преобразователя. Если его величина оказывается ме­нее 30%, необходимо зарядить аккумуляторы при помощи сете­вого адаптера.

После появления на экране надписи «Выбор режима. рН-метр-иономер» нажмите на клавиатуре прибора «ЭКСПЕРТ-001» кнопку «ИОН» и кнопками «стрелка влево» (←) или «стрелка вправо» (→) выберите режим «рН». Нажмите кнопку, «ВВОД».

Выньте электрод из буферного раствора, рН = 4,01, в котором он хранится, промойте его дистиллированной водой и осушите фильтровальной бумагой. Опустите подготовленный электрод в исследуемый раствор и нажмите кнопку «ИЗМ» (на дисплее появляется значение ЭДС, а не рН, нажмите кнопку «рХ»). ВНИМАНИЕ! Глубина погружения измерительного электрода в раствор должна быть не менее 25 мм, при этом электрод не должен касаться ни дна, ни стенок стакана. Примерно через минуту запишите пока­зания прибора и нажмите кнопку «ОТМ».

Перед измерением рН следующего раствора ополосните элект­род дистиллированной водой и осушите фильтровальной бумагой.

После окончания всех измерений поместите электрод в ста­канчик с буферным раствором, имеющим рН 4,01.

Результаты измерения рН 0,1; 0,01 и 0,001 М растворов НСl запишите в таблицу:

Значение рН	Концентрация раствора HCl, моль/л
0,1	0,01	0,001
Экспериментальное
Теоретическое

Опыт 2. Определение рН раствора гидроксида натрия

Приготовьте по 50 мл 0,01 и 0,001 М растворов NaOH, исполь­зуя в качестве исходного 0,1 М раствор по методике, описанной в предыдущем опыте. Проведите измерения рН исходного и приготовленных растворов с помощью при­бора «ЭКСПЕРТ-001». Результаты опыта занесите в таблицу:

Значение рН	Концентрация раствора NaOH, моль/л
0,1	0,01	0,001
Экспериментальное
Теоретическое

Опыт 3. Исследование гидролиза солей и распознавание солей слабых и сильных кислот и оснований по значениям рН их растворов

Налейте в четыре стаканчика на 1/3–1/2 объема 0,1 М растворы веществ, приведенных в таблице. Определите рН растворов с помощью рН-метра и универсальной индикаторной бумагой. Укажите: сильная или слабая кислота, сильное или слабое основание образуют соль.

№ пробирки	Формула веществ	Окраска индикатора	Реакция среды	рН раствора	Подвергается ли соль гидролизу
Индикатор	рН-метр
	Н2О
	Na2CO3
	AlCl3
	NaNO3

Таким образом, из приведенных солей гидролизу подвергаются:

________________________________________________________________

Составьте уравнения гидролиза этих солей (молекулярные, полные и сокращенные ионные).

Опыт 4. Влияние температуры на гидролиз

В пробирку налейте 2–3 мл 0,5 М раствора CH₃COONa и 2–3 капли раствора фенолфталеина. Нагрейте пробирку в пламени спиртовки до кипения. Цвет раствора – _______________. Нагрейте пробирку до кипения в пламени спиртовки. При нагревании наблюдаем ____________________. При дальнейшем охлаждении окраска раствора усиливается _____, ослабевает _____?

Составьте уравнение гидролиза (молекулярное, полное и сокращенное ионные).

Опыт 5. Необратимый (полный) гидролиз

В пробирку к 1–2 мл раствора AlCl₃ прилейте 1–2 мл раствора Na₂CO₃. Наблюдаем: выделение газа ______ и образования осадка ______.

________________________________________________________________

Полученный осадок разделите на две пробирки. В одну пробирку прибавьте разб. HCl, в другую – раствор NaOH. Объясните смешение ионного равновесия в насыщенном растворе амфотерного электролита.

________________________________________________________________

Опыт 6. Сравнительная растворимость сульфатов кальция и бария

В пробирку внесите 5 капель раствора CaCl₂, в другую – 5 капель раствора BaCl₂. Добавьте в пробирки по 2–3 капли 0,1 М раствора H₂SO₄. В обеих ли пробирках выпал осадок?

Объяснить наблюдения, используя значения ПР(СаSO₄) и ПР(ВаSO₄). Прилейте в пробирки по 2–3 капли конц. H₂SO₄. Объясните обра­зование осадка СаSO₄.

Контрольные задания

1. Какие из приведенных ниже солей будут подвергаться гидролизу, написать молекулярные, полные и краткие ионные уравнения (по ступеням), определить реакцию среды и назвать соли: NaBr, NaClO₃, NaCN.

2. (см. задание № 1): NH₄ClO₄, HCOONa, K₂S.

3. (см. задание № 1): AlCl₃, Na₂SiO₃, FeSO₄.

4. (см. задание № 1): FeCl₂, Ca(CN)₂, CaCO₃.

5. (см. задание № 1): Na₂SO₃, KNO₃, KNO₂.

6. (см. задание № 1): NiCl₂, Li₂SO₄, NH₄HS.

7. (см. задание № 1): CrCl₃, Na₂S, Zn(NO₃)₂.

8. (см. задание № 1): NH₄NO₂, Mn(ClO₄)₂, (HCOO)₂Ba.

9. (см. задание № 1): Fe₂(SO₄)₃, BaSO₃, MnCl₂.

10. Приведите выражения констант ступенчатого гидролиз по аниону для Н₃РО₄. Какая из ступеней гидролиза протекает в наибольшей степени и почему?

11. Сколько граммов гидроксида калия содержится в 10 дм³ раствора, водородный показатель которого равен 11?

12. Укажите реакцию среды и найдите концентрацию [Н⁺] и [ОН^–] в растворах, для которых рН равен: а) 1,6; б) 10,5.

13. Вычислите рН растворов, в которых концентрация ионов [OH^–] равна (моль/дм³): a) 4,6 • 10^–4; б) 8,1 • 10^–6; в) 9,3 • 10^–9.

14. Чему равна концентрация раствора уксусной кислоты, рН которой равен 5,2?

15. Вычислите [Н⁺] и рН раствора H₂SO₄ с массовой долей кислоты 0,5% (ρ = 1,00 г/см³).

Пример. Вычислите концентрацию ионов [H⁺] и pH 0,5 М раствора пропионовой кислоты С₂Н₅СООН. K_дисс.(С₂Н₅СООН) = 1,4 • 10^–5.

Решение

С₂Н₅СООН – слабая кислота.

Для слабых кислот [Н⁺] вычисляют по формуле:

= 2,6 • 10^–3

рH = –lg[H⁺] = –lg(2,6 • 10^–3) = 3 – lg2,6 = 2,58

Ответ: [H⁺] = 2,6 • 10^–3 моль/л; pH = 2,58