Учебное пособие 800266

Соли, образованные слабыми многоосновными кислотами и многокислотными основаниями, подвергаются гидролизу ступенчато:

FeCl3 H2O FeOHCl2 HCl ,
Fe3 HOH FeOH 2 H			(I ступень).
FeOHCl2 H2O Fe(OH)2 Cl HCl
Fe(OH)2 HOH Fe(OH) 2H				(II ступень).
		2
Fe(OH)2 Cl H2O Fe(OH)3 HCl
Fe(OH)	HOH Fe(OH)	3	H	(III ступень).
2

Гидролиз солей, образованных слабыми многоосновными кислотами и слабыми многокислотными основаниями, протекает практически до конца без ступеней, если продукты гидролиза уходят из сферы реакции:

Al2 S3 6H2O 2Al(OH)3 3H2 S .

Разбавление раствора и увеличение температуры приводит к увеличению степени гидролиза. Процессы гидролиза могут быть усилены или подавлены добавлением соединений, содержащих ионы OH или H .

6.1. Лабораторная работа № 10 «Гидролиз солей. Определение константы и скорости гидролиза солей измерением pH раствора»

Цель работы: опытным путем доказать, что гидролиз является результатом взаимодействия вещества с водой, при котором составные части вещества соединяются с составными частями воды. Ознакомиться с методикой измерения pH с по-

мощью индикаторов и приборов.

39

Опыт 1. Опреление pH растворов солей с помощью лабораторного pH -метра типа pH -340 или pH -630

Общие указания по работе с прибором:

1. Для измерения pH используется электродная система

со стеклянным и вспомогательным электродами (рис.5, 6). Стеклянный электрод представляет собой трубку с напаянным на конус полым шариком из литиевого электродного стекла. Для измерения pH оба электрода помещают в стаканчик с ис-

следуемым раствором соли.

2.Перед погружением электродов в контролируемый раствор их необходимо тщательно промыть дистиллированной водой и удалить с них избыток воды фильтровальной бумагой.

3.Отсчет величины pH по шкале прибора следует произ-

водить после того, как показания примут установившееся значение. Обычно время установления показаний не превышает

0,5 1 мин.

4. Перед измерением pH необходимо производить про-

верку прибора по стандартным буферным растворам. Рекомендуется применять буферный раствор, величины pH которого

лежат в том же диапазоне измерения, что и значение pH контролируемых растворов.

Выполнение опыта

После настройки (с помощью преподавателя) по буферным растворам произвести измерение pH растворов хлорида алю-

миния AlCl3 в диапазоне измерения 2 6 pH , хлорида натрия NaCl в диапазоне 6 10 pH , карбоната натрия Na2CO3 в диапазоне 10 14 pH , ацетата аммония NH4CH3COO в диапазоне 6 7 pH , фосфата натрия Na3PO4 в диапазоне 6 10 pH , хлорида железа (III) FeCl3 в диапазоне измерения 2 6 pH .

Для 0,1М раствора соляной кислоты HCl, 0,1М раствора уксусной кислоты CH3COOH, 0,1М раствора гидроксида аммония NH4OH самим подобрать диапазон измерения.

40

1

2

3

4

5

8

9

10

11

6

7

Рис. 5. Общий вид прибора pH - 340:

1 - показывающий прибор; 2 - переключатель рода работы; 3 - переключатель пределов измерения; 4 - ручной термокомпрессор; 5 - индикатор включения;

6 - крышка-панель; 7 - винты крепления крышки к основанию; 8 - потенциометр настройки Eu ; 9 - потенциометр настройки

S; 10 - потенциометр установки нуля (нуль-индикатор)

ивключатель сети; 11 - переключатель размаха шкалы

41

Рис. 6. Схема измерения рН раствора на приборе типа

рН-673 М:

1 – полый шарик из электродного стекла; 2 – стеклянный электрод; 3 – внутренний контактный электрод;

4 - вспомогательный электрод; 5 – рН-метр; 6 – электролитический контакт; 7 – пористая перегородка;

8 – ванна для испытуемого раствора; 9 – индикатор; 10 – кнопка включения прибора; 11 – ручка переключателя рода работ; 12 – ручка переключателя диапазона измерения; 13 – ручка потенциометра температурной компенсации

Полученные значения pH растворов указанных солей

зафиксировать в тетради и объяснить с точки зрения теории гидролиза. Написать уравнения гидролиза солей в молекулярном и ионном виде по ступеням гидролиза. Для растворов 0,1М соляной кислоты HCl, 0,1М уксусной кислоты CH3COOH, 0,1М гидроксида аммония NH4OH по измеренному значению рН рассчитать концентрацию катионов водорода и анионов гидроксила.

42

Опыт 2. Реакция среды в растворах различных солей Выполнение опыта

Получите у преподавателя набор 3-х солей в пронумерованных пробирках. В каждую из пробирок добавить 10 мл воды и перемешать содержимое пробирки. С помощью индикаторной бумаги определить pH раствора. Объясните, почему рас-

творы солей характеризуются различными значениями pH .

Написав уравнение гидролиза солей, определите, в какой пробирке находится каждая соль (из трех полученных солей). Результаты оформите в виде таблицы.

Результаты эксперимента по определению типа гидролизующейся соли

	Номер	pH рас-	Вещество	Молекулярные и ионные
	опыта	твора		уравнения гидролиза

Опыт 3. Определение константы и скорости гидролиза солей измерением раствора

Определите константу и степень гидролиза хлорида аммония в 0,001М и 0,1М растворах и на основании полученных данных сделайте вывод об их зависимости от концентрации.

Определите pH 0,1М раствора хлорида аммония по методу, описанному в опыте 1. Затем приготовьте 0,001М раствор NH4Cl . Для этого с помощью пипетки перенесите 10 мл 0,1М

раствора в мерную колбу на 1 л и доведите объем дистиллированной водой до метки, закройте колбу и перемешайте раствор. Определите pH приготовленного 0,001М раствора NH4Cl .

Вычислите константу гидролиза соли Kгидр. по найденным значениям pH , исходя из следующих рассуждений.

В соответствии с уравнением гидролиза хлорида аммо-

ния:

NH4 H2O NH4OH H ,

43

константа гидролиза равна:

Kгидр.	CNH OH C	H		K равн.	CH O .	(21)
	4
	CNH
					2
	4

Из уравнения следует, что при гидролизе соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой, образуются эквивалентные количества молекул основания и H катионов, концентрация CNH4OH CH . Заменим в уравнении (21) CNH4OH

на CH , а CNH 4 - на концентрацию соли Cсоли (поскольку соль NH4Cl практически полностью диссоциирована на ионы). При

небольших значениях степени гидролиза

равновесная концен-

трация

NH катиона мало отличается от исходной концентра-

4

ции. Тогда получаем расчетную формулу:

Kгидр.

CH 2

.

(22)

Cсоли

Cсоли

в растворах известна,

она задана по условию 0,1М и

0,001М NH

4

Cl , а концентрацию катионов

H для каждого

случая вычислите по найденным значениям

pH lg CH по

формуле:

C

H

10 pH .

(23)

Затем рассчитайте константу гидролиза:

K

10 pH 2

.

(24)

гидр.

Cсоли

Степень гидролиза связана с константой гидролиза соли

уравнением:

K

гидр.

h2

C

,

соли

откуда находим:

h

Kгидр.

.

(25)

Cсоли

44

aтеор.

Вычислите по формуле (25) степень гидролиза NH4Cl в обоих исследованных растворах.

Сравните экспериментальные значения Kгидр. и h в 0,1М

и 0,001М растворах NH4Cl и сделайте вывод о влиянии концентрации соли на константу и степень гидролиза солей при неизменной температуре. Будет ли изменяться Kгидр. при по-

вышении температуры? Почему? Сравните экспериментально найденное значение Kгидр. и h с теоретическими значениями,

рассчитанными по формулам:

Kгидр.

Kw

и h

K w

при T 295

К

(прило-

Cсоли K

Kдис.осн.

дис.осн.

жение 5).

Рассчитайте относительную ошибку опыта :

aтеор.

aэксп.

100 %,

(26)

где a – Кгидр. и h.

Вопросы для подготовки

1. Что называется ионным произведением воды, pH ? Значение pH в различных средах.

2. Гидролиз солей. Почему не все соли подвергаются гидролизу?

3. Что называется степенью и константой гидролиза?

4. Как влияют температура и разбавление раствора на гидролиз солей?

5. Влияние положения элементов в периодической системе элементов на степень гидролиза их солей?

6. Написать уравнения реакций гидролиза и указать реакцию раствора следующих солей: а) сульфата меди; б) нитрата цинка.

7. Закончить уравнения следующих реакций (с учетом возможности необратимого гидролиза образуемых солей): а)

Al2 SO4 3 Na2S ; б) FeCl3 NH4 2 CO3 .

45

Приложение 1

Относительная электроотрицатсльность атомов

H
2,1
Li	Ве	В	С	N	O	F
1,0	1,5	2,0	2,5	3,0	3,5	4,0
Na	Мg	Aℓ	Si	Р	S	Cℓ
0,9	1,2	1,5	1,8	2,1	2,5	3,0
К	Са	Ga	Gе	As	Sе	Br
0,8	1,0	1,6	1,8	2,0	2,4	2,8
Rb	Sr	In	Sn	Sb	Te	J
0,8	1,0	1,7	1,8	1,9	2,1	2,5
Cs	Ва	Те	Pb	Bi	Po	At
0,7	0,9	1,8	1,8	1,9	2,0	2,2
Fr	Ra
0,7	0,9

46

Приложение 2

Стандартные электродные потенциалы некоторых окислительно-восстановительных систем

Окисленная фор-	+n	Восстановленная	Е°, В
ма	e-	форма
F2	2e-	2 F-	+2,87
МnО-4 + 8Н+	5e-	Mn2+ + 4Н2О	+1,54
Cl2	2e-	2Сl-	+ 1,35
Cr2 О2-7 + 14 Н+	6e-	2Сг3+ + 7H2О	+1,33
MnО2 + 4H+	2e-	Мn2+ + 2Н20	+1,23
O2 + 4H+	4e-	2Н20	+1,23
Br2	2e-	2Вr-	+1,07
NО-3 + 4H+	3e-	NО + 2Н20	+0,96
NО-3 + 3H+	2e-	HNО2 + Н2О	+0,94
NО-3 + 2H+	1e-	NО2 + Н2О	+0,78
Fe3+	1e-	Fe2+	+0,77
МnО-4 + 2H2O	3e-	МnО2 + 4ОН -	+0,59
МnО-4	1e-	МnО2-4	+0,56
J2	2e-	2J -	+0,54
О2 + 2H2О	4e-	4ОН -	+0,41
SО2-4 + 2H+	2e-	SО2-3 + Н2О	+0,20
2H+	2e-	H2	+0,00
2H2О	1e-	H2+2ОH -	-0,41
S	2e-	S2-	-0,45
NО-2 + Н2О	1e-	NО+2ОН-	-0,46
SО2-3 + 3Н2О	4e-	S+6ОН-	-0,90

47

Приложение 3 Стандартные электродные потенциалы металлов

	Электродная	E		,	Электродная	E
Металл	реакция		Men / Me			Men	/ Me
				Металл	реакция	В
			В
Литий	Li↔Li ++ е		-3,03	Галлий	Ga↔Ga3+ + 3e	-0,56
Калий	К ↔ К+ + е		-2,93	Железо	Fe↔Fe2++2e	-0,44
Рубидий	Rb↔Rb+ + е		-2,92	Кадмий	Cd↔Cd2++2e	-0,40
Барий	Ва↔Ва2+ +2е		-2,90	Кобальт	Со↔Со2++2е	-0,28
Кальций	Са↔Са2+ +2е		-2,87	Никель	Ni↔Ni2++2e	-0,25
Натрий	Na↔Na+ + e		-2,71	Олово	Sn↔Sn2+ + 2e	-0,14
Лантан	La↔La3+ + 3e		-2,52	Свинец	Pb↔Pb2+ + 2e	-0,13
Магний	Mg↔Mg2++2e		-2,37	Железо	Fe↔Fe3+ + 3e	-0,04
Бериллий	Be↔Be2+ + 2e		-1,85	Водород	H2↔2H+ + 2e	0,00
Алюминий	Aℓ↔Aℓ3+ + 3e		-1,66	Медь	Cu↔Cu2+ + 2e	+0,34
Цирконий	Zr↔Zr4+ + 4e		-1,54	Медь	Cu↔Cu+ + e	+0,52
Ванадий	V↔V2+ + 2e		-1,53	Ртуть	2Hg↔2Hg+ +2e	+0,79
Марганец	Mn↔Mn2++ 2e		-1,18	Ртуть	Hg↔ Hg2++ 2e	+0,85
Хром	Cr↔Cr2+ + 2e		-0,91	Серебро	Ag↔Ag+ + e	+0,79
Цинк	Zn↔Zn2+ + 2e		-0,76	Платина	Pt↔ Pt2++ 2e	+1,19
Хром	Cr↔ Cr3+ + 3e		-0,74	Золото	Au↔Au3+ + 3e	+1,50

Приложение 4 Растворимость некоторых солей и оснований в воде

КАТИ-	LI	+	+	+	+	2+	+	MG2	CA2
ОНЫ			NА	K	NH4	CU	AG	+	+
					Анионы
Cℓ-	P		P	P	P	P	H	P	P
Br-	P		P	P	P	P	H	P	P
J-	P		P	P	P	-	H	P	P
NО3-	P		P	P	P	P	P	P	P
CH3COO-	P		P	P	P	P	P	P	P
S2-	P		P	P	P	H	H	-	P
SО42-	P		P	P	P	P	M	P	M
CО32-	P		P	P	P	-	H	H	H
SiО32-	P		P	P	-	-	-	H	H
PО43-	H		P	P	P	H	H	H	H
ОH-	P		P	P	P	H	-	H	M

48