Гидролиз солей. определение ph раствора соли с помощью гидролиза

«Гидролиз солей. Определение pH раствора соли с помощью гидролиза»

Основные понятия (глоссарий)

Диссоциация [< лат. dissociatioразъединение, разделение] – химическое распадение молекул на несколько более простых частиц – молекул, атомов, радикалов или ионов.

Электролиз [электро < гр. electron смола, янтарь + лиз lysis растворение, расторжение] – разложение веществ при прохождении через них постоянного электрического тока.

Электролитическая диссоциация —распадвещества на ионы под действием полярных молекул растворителя или при расплавлении.

электролиты - вещества, растворы или расплавы которых проводят электрический ток.

Степень диссоциации электролита - это частное от деления числа продиссоциированных молекул к общему числу молекул электролита, введённого в раствор.

Сильные электролиты - это такие электролиты, которые в водных растворах полностью диссоциируют на ионы (альфа=1 или 100%).

К сильным электролитам относятся щелочи, многие кислоты (серная, азотная, соляная), большинство солей.

Слабые электролиты - это такие электролиты, которые в водных растворах частично диссоциируют на ионы (альфа<0.03 или 3%).

К слабым электролитам относятся уксусная СН₃СООН, азотистая HNO₂, сероводородная H₂S, угольная Н₂СО₃, сернистая H₂SO₃, большинство органических кислот. Воду также можно отнести к слабым электролитам, так как лишь очень небольшая часть ее молекул находится в растворах в виде катионов Н⁺ и анионов ОН^–. Фосфорная кислота Н₃РО₄ – электролит средней силы.

Гидролиз солей [<hydro(гидро) вода +lysis(лиз) растворение, расторжение] - это химическое взаимодействие ионов соли с ионами воды, приводящее к образованию слабого электролита.

Итоги разминки мы можем представить в виде следующей таблицы

ОКРАСКА ЛАКМУСОВОЙ БУМАГИ
В РАЗЛИЧНЫХ СРЕДАХ

Химический эксперимент

Перед вами три пробирки, в которых растворы кислоты, щелочи, дистиллированная вода, водопроводная вода. Подтвердим ваши ответы экспериментом. При работе не забывайте о правилах ТБ при обращении с химическими веществами.

Какова окраска лакмусовой бумаги в пробирках?

Результаты реакций в 1-3 пробирках мы легко можем объяснить. А как объяснить слабощелочную реакцию среды в пробирке с водопроводной водой?

Вспомним, в чем различие дистиллированной воды и воды водопроводной. (присутствие растворенных солей). Значит, окраску лакмуса обуславливает наличие в воде растворенных солей.

Можем ли мы, основываясь на имеющихся знаниях, объяснить результаты 4 опыта?

Определение гидролиза

Гидролиз - это химическая реакция ионного обмена между водой и растворённым в ней веществом с образованием слабого электролита. (В общем случае обменное взаимодействие растворённого вещества с растворителем носит название - сольволиз).

В большинстве случаев гидролиз сопровождается изменением pH раствора.

Большинство реакций гидролиза - обратимы:

Pb(NO₃)₂ + H₂OPb(OH)(NO₃) + HNO₃

Na₂HPO₄ + H₂ONaH₂PO₄ + NaOH

Некоторые реакции гидролиза протекают необратимо:

Al₂S₃ + 6H₂O 2Al(OH)₃ + 3H₂S­

Причиной гидролиза является взаимодействие ионов соли с молекулами воды из гидратной оболочки с образованием малодиссоциированных соединений или ионов.

Способность солей подвергаться гидролизу зависит от двух факторов:

1)     свойств ионов, образующих соль;

2)     внешних факторов.

Отсутствие гидролиза в растворах

Соли, образованные катионом сильного основания и анионом сильной кислоты (например, LiBr,K₂SO₄,NaClO₄,BaCl , Ca(NO₃)₂ и др.) гидролизу не подвергаются, т.к. ни катион, ни анион соли не могут при взаимодействии с водой образовать молекулы слабых электролитов. Водные растворы таких солей имеют нейтральную реакцию среды (pH = 7). Практически не гидролизуются также и труднорастворимые соли (CaCO₃,Mg₃(PO₄)₂ и др.) из-за очень низкой концентрации ионов в водных растворах этих солей.

Гидролиз по катиону

Соли слабого основания и сильной кислоты гидролизуются по катиону:

NH₄Cl + H₂ONH₄OH + HCl

В ионной форме:

NH₄⁺ + H₂ONH₄OH + H⁺

Гидролиз солей, образованных многовалентным катионом протекает ступенчато, через стадии образования основных солей:

1 ступень:

Al(NO₃)₃ + H₂O  Al(OH)(NO₃)₂ + HNO₃

Al³⁺ + H₂O  [Al(OH)]²⁺ + H⁺

2 ступень:

Al(OH)(NO₃)₂ + H₂O  Al(OH)₂(NO₃) + HNO₃

[Al(OH)]²⁺ + H₂O  [Al(OH)₂]⁺ + H⁺

3 ступень:

Al(OH)₂(NO₃) + H₂O  Al(OH)₃ + HNO₃

[Al(OH)₂]⁺ + H₂O  Al(OH)₃ + H⁺

Гидролиз протекает достаточно сильно по первой ступени, слабо - по второй ступени и совсем слабо - по третьей ступени (ввиду накопления ионов водорода, процесс смещается в сторону исходных веществ). Более полному гидролизу способствует разбавление раствора и повышение температуры. (В этом случае можно учитывать гидролиз и по третьей ступени.)

При гидролизе по катиону реакция раствора кислая pH < 7.

Гидролиз по аниону

Соли, образованные сильным основанием и слабой (ассоциированной) кислотой гидролизуются по аниону:

CH₃COOK + H₂OCH₃COOH + KOH

В ионной форме:

CH₃COO^- + H₂OCH₃COOH +OH^-

Соли многоосновных кислот гидролизуются ступенчато (с образованием кислых солей):

1 ступень:

K₂CO₃ + H₂O  KHCO₃ + KOH

CO^2-₃ + H₂O  HCO₃^- + OH^-

2 ступень:

KHCO₃ + H₂O  H₂CO₃+ KOH

   HCO₃^- + H₂O  H₂CO₃ + OH^-

Первая ступень гидролиза протекает достаточно сильно, а вторая - слабо, о чём свидетельствует pH раствора карбоната и гидрокарбоната калия. (Лишь при сильном разбавлении и нагревании следует учитывать гидролиз образующейся кислой соли). Поскольку при взаимодействии с водой анионов слабых кислот образуются ионы OH^-, водные растворы таких солей имеют щелочную реакцию (pH > 7).

Гидролиз по катиону и аниону

Соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой, гидролизуются и по катиону и по аниону:

CH₃COONH₄ + H₂OCH₃COOH + NH₄OH

или в ионной форме:

CH₃COO^- + NH₄⁺ + H₂OCH₃COOH + NH₄OH

Гидролиз таких солей протекает очень сильно, поскольку в результате его образуются и слабое основание, и слабая кислота.

Реакция среды в этом случае зависит от сравнительной силы основания и кислоты, т.е. от их констант диссоциации (K_D).

Если K_D(основания) > K_D(кислоты), то pH > 7;

еслиK_D(основания) < K_D(кислоты), то pH < 7.

В случае гидролиза CH₃COONH₄:

K_D(NH₄OH) = 6,3 • 10^-5;K_D(CH₃COOH)=1,8 • 10^-5

поэтому реакция водного раствора этой соли будет слабощелочной, почти нейтральной (pH = 7–8).

Если основание и кислота, образующие соль, являются не только слабыми электролитами, но и малорастворимы или неустойчивы и разлагаются с образованием летучих продуктов, то в этом случае гидролиз соли протекает необратимо:

Al₂S₃ + 6H₂O  2Al(OH)₃ + 3H₂S

Поэтому сульфид алюминия не может существовать в виде водных растворов, может быть получен только "сухим способом", например, из элементов при высокой температуре:

2Al + 3S  –^t Al₂S₃

и должен храниться в герметических сосудах, исключающих попадание влаги.

Демонстрационный опыт

Предлагаю вашему вниманию еще один эксперимент, иллюстрирующий изложенный материал. В трех колбах находится дистиллированная вода. Как видите, среда – нейтральная, т.к. окраска лакмоида фиолетовая. Растворим в 1 пробирке хлорид алюминия, во-второй – карбонат натрия, в третьей – хлорид натрия. Как изменилась окраска лакмоида? О чем это говорит? Среда в 1 пробирке кислая, во второй – щелочная, в третьей – нейтральная.

Следовательно, можно сделать вывод, что

в 1-й пробирке присутствуют ионы водорода

во 2-й пробирке гидроксид-ионы

в 3-й пробирке равное количество катионов водорода и гидроксид-ионов.

Попробуем разобраться, что же произошло.

Вода, как вы знаете, является слабым электролитом и диссоциирует на положительные ионы водорода и гидроксид-ионы.

Мы знаем, что соли – производные кислот и оснований.

Растворимая соль в воде диссоциирует на составляющие ее ионы.

Хлорид алюминия – соль, образованная слабым основанием и сильной кислотой, диссоциирует следующим образом

Очевидно, что в растворе данной соли противоположно заряженные ионы объединятся.

Катионы алюминия прочно связывают гидроксид-ионы, так как гидроксид алюминия слабое основание и не подвергается диссоциации.

Хлорид-ионы не могут быть связаны катионами водорода, так как соляная кислота – сильная и диссоциирует полностью.

В результате – в растворе избыток катионов водорода, вследствие этого – среда раствора кислая.

Для того, чтобы записать уравнение гидролиза, воспользуемся памяткой.

1. Определим состав соли:

2. Возьмем ион слабого электролита и напишем уравнение его взаимодействия с составными частями воды:

3. На основании краткого ионного уравнения напишем молекулярное уравнение. Исходные вещества известны – соль и вода, продукты гидролиза составим, связывая образовавшиеся ионы с теми ионами соли, которые не участвуют в гидролизе:

Одним из продуктов данной обменной реакции является основная соль.

Сформулируем вывод:

Раствор соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой, имеет кислотную реакцию, так как в растворе избыток катионов водорода.

Карбонат натрия – соль, образованная сильным основанием и слабой кислотой, диссоциирует следующим образом

Карбонат-ионы прочно связывают катионы водорода, так как угольная кислота слабая.

Катионы натрия не могут быть связаны гидроксид-ионами, так как гидроксид натрия – сильное основание и диссоциирует полностью.

В результате в растворе избыток гидроксид-ионов, вследствие чего среда щелочная.

Воспользовавшись памяткой, самостоятельно составьте молекулярное уравнение гидролиза карбоната натрия.

Одним из продуктов данной обменной реакции является кислая соль.

Сформулируем вывод:

Раствор соли, образованной сильным основанием и слабой кислотой, имеет щелочную реакцию, так как в растворе избыток гидроксид-ионов.

Хлорид натрия – соль, образованная сильным основанием и сильной кислотой.

Хлорид натрия гидролизу не подвергается, так как в составе соли нет иона, который мог бы при взаимодействии с водой образовывать слабый электролит.

Сформулируем вывод:

Раствор соли, образованной сильным основанием и сильной кислотой, имеет нейтральную реакцию, так как в растворе равное количество катионов водорода и гидроксид-ионов.

Реакции обмена, сопровождаемые гидролизом

К числу таких реакций относятся взаимодействия солей двухвалентных катионов (кроме Ca²⁺,Sr²⁺,Ba²⁺) с водными растворами карбонатов натрия или калия, сопровождающиеся образованием осадков менее растворимых основных карбонатов

2Cu(NO₃)₂ + 2Na₂CO₃ + H₂O  Cu₂(OH)₂CO₃ + 4NaNO₃ + CO₂

А также реакции взаимодействия солей Al³⁺,Cr³⁺ и Fe³⁺ (*При взаимодействии водных растворов солей трёхвалентного железа с сульфидами щелочных металлов протекает окислительно-восстановительная реакция: 2Fe³⁺ + S^2- 2Fe²⁺ + S⁰) с водными растворами карбонатов и сульфидов щелочных металлов:

2AlCl + 3Na₂CO₃ + 3H₂O  2Al(OH)₃ + 3CO₂­ + 6NaCl

Cr₂(SO₄)₃ + 3Na₂S + 6H₂O  2Cr(OH)₃ + 3H₂S­ + 3Na₂SO₄

Количественные характеристики реакции гидролиза

Степень гидролиза (_гидр.) - отношение числа гидролизованных молекул к общему числу растворённых молекул (выражается в процентах):

_гидр.= ([C]_гидр. / [C]_раств.) • 100%

Степень гидролиза зависит от химической природы образующейся при гидролизе кислоты (основания) и будет тем больше, чем слабее кислота (основание) (в определённых равных условиях).

Способы усиления и подавления гидролиза

Для усиления или подавления гидролиза можно использовать химические и физические способы.

Химические способы основаны на изменении концентрацийвеществ, находящихся в равновесии. Если в раствор гидролизующейся соли ввести реагент, связывающий образующиеся при гидролизе ионы H⁺ и ОН^-, то, в соответствии с принципом Ле Шателье, равновесие смещается в сторону усиления гидролиза; в результате гидролиз может протекать полностью до образования его конечных продуктов. Аналогичное действие оказывает добавление в раствор воды -разбавление наиболее простой способ усиления гидролиза.

Физическим способом равновесие при гидролизе может быть смещено путём изменения температуры. Обратный гидролизу процесс - реакция нейтрализации - протекает с выделением теплоты, а гидролиз представляет собой эндотермический процесс. Поэтому повышение температуры ведет к усилению гидролиза, а понижение - к ослаблению.

Практическое значение гидролиза

Опорный конспект по теме«Гидролиз солей. Определение pH раствора соли с помощью гидролиза»

Солями называются соединения, образующие при диссоциации в водном растворе положительно заряженные ионы металлов и отрицательно заряженные ионы кислотных остатков, а иногда кроме них, ионы водорода и гидроксид-ионы, например:

Na₂SO₄ ↔ 2Na⁺ + SO₄^2-,

NaHSO₄ ↔ Na⁺ + HSO₄^- ↔ Na⁺ + H⁺ + SO₄^2-,

Mg(OH)Cl ↔ Mg(OH)⁺ + Cl^- ↔ Mg²⁺ + OH^- + Cl^-.

В соответствии с данным определением соли делятся на средние (Na₂SO₄), кислые (NaHSO₄) и основные (Mg(OH)Cl).

Общеизвестно, что реакция чистой воды является нейтральной (pH = 7). Водные растворы кислот и оснований имеют соответственно кислую (pH < 7) и щелочную (pH > 7) реакцию. Практика, однако, показывает, что не только кислоты и основания, но и соли могут иметь щелочную или кислую реакцию – причиной этого является гидролиз солей.

Взаимодействие солей с водой, в результате которого образуются кислота (или кислая соль) и основание (или основная соль), называется гидролизом солей.

Причиной гидролиза является электролитическая диссоциация соответствующих солей и воды. Вода незначительно диссоциирует на ионы H⁺ и OH^-, но в процессе гидролиза один или оба из этих ионов могут связываться ионами, образующимися при диссоциации соли, в малодиссоциированные, летучие или труднорастворимые вещества.

Рассмотрим гидролиз солей следующих основных типов:

1. Соли сильного основания и сильной кислоты при растворении в воде (например, NaCl, CaCl₂, K₂SO₄) не гидролизуются, и раствор соли имеет нейтральную реакцию.

2. Соли сильного основания и слабой кислоты, например KClO, Na₂CO₃, CH₃COONa, NaCN, Na₂S, K₂SiO₃, гидролизуются по аниону.

Запишем уравнение гидролиза ацетата натрия:

CH₃COONa + H₂O ↔ CH₃COOH + NaOH.

В результате реакции образовался слабый электролит – уксусная кислота. В ионном виде этот процесс можно записать так:

CH₃COO^- + H₂O ↔ CH₃COOH + OH^-.

Следовательно, раствор CH₃COONa будет проявлять щелочную реакцию.

При растворении солей многоосновных кислот гидролиз протекает ступенчато, например:

Na₂S + H₂O ↔ NaHS + NaOH

или в ионной форме

S^2- + H₂O ↔ HS^- + OH^-. (1)

Процесс (1) отражает гидролиз Na₂S по первой ступени. Чтобы гидролиз прошёл полностью, как правило, увеличивают температуру процесса:

HS^- + H₂O ↔ H₂S + OH^-.

Таким образом, при растворении в воде соли сильного основания и слабой кислоты раствор приобретает щелочную реакцию вследствие гидролиза.

3. Соли слабого основания и сильной кислоты, например Al₂(SO₄)₃, FeCl₂, CuBr₂, NH₄Cl, гидролизуются по катиону

Рассмотрим гидролиз хлорида железа (II):

FeCl₂ + H₂O ↔ Fe(OH)Cl + HCl. (2)

В ионном виде этот процесс можно записать так:

Fe²⁺ + H₂O ↔ Fe(OH)⁺ + H⁺. (3)

По второй ступени гидролиз протекает следующим образом:

Fe(OH)⁺ + H₂O ↔ Fe(OH)₂ + H⁺. (4)

Из реакций (2)-(4) ясно, что в результате гидролиза солей слабого основания и сильной кислоты раствор приобретает кислую реакцию.

4. Соли слабого основания и слабой кислоты, например Al₂S₃, Cr₂S₃, CH₃COONH₄, (NH₄)₂CO₃, гидролизуются и по катиону и по аниону. При растворении в воде таких солей образуются малодиссоциирующие кислота и основание:

CH3COONH₄ + H₂O ↔ CH₃COOH + NH₄OH

или в ионном виде:

CH₃COO^- + NH⁺ + H₂O ↔ CH₃COOH + NH₄OH.

Реакция среды в растворах подобных солей зависит от относительной силы кислоты и основания. Другими словами, водные растворы таких солей могут иметь нейтральную, кислую или щелочную реакцию в зависимости от констант диссоциации образующихся кислот и оснований.

Так, при гидролизе CH₃COONH₄ реакция раствора будет слабощелочной, поскольку константа диссоциации гидроксида аммония (K = 6,3 * 10^-5) больше константы диссоциации уксусной кислоты (K = 1,75 * 10^-5).

Чтобы практически познакомиться с реакциями гидролиза, проведите следующую практическую работу.

Практическая работа

Тема:«Определение рН раствора соли с помощью гидролиза».

Цель:научиться объяснять наблюдаемую реакцию среды с помощью гидролиза, наблюдать и объяснять ход химических реакций.

Оборудование и реактивы: штативы с пробирками и пипетками. Растворы реактивов: растворы хлорида натрия, хлорида бария, сульфата натрия и нитрата калия; ацетата натрия, карбоната натрия, сульфита натрия, гидрокарбоната и гидросульфата натрия, хлорида цинка, сульфата цинка и сульфата алюминия.

Ход работы:

1. Ознакомление с заданиями для практической работы;

2. Изучение инструкции по технике безопасности;

3. Проведение опытов;

4. Выполнение задания для самостоятельных выводов;

5. Оформление записей в дневнике.

СОЛИ, ОБРАЗОВАННЫЕ СИЛЬНЫМИ ОСНОВАНИЯМИ И СИЛЬНЫМИ КИСЛОТАМИ

Опыт. Налейте в отдельные пробирки растворы хлорида натрия, хлорида бария, сульфата натрия и нитрата калия и испытайте реакции растворов с помощью универсальной индикаторной бумаги. Для этого разрежьте полоску индикаторной бумаги на 4–5 частей, и, уложив их на полоску белой фильтровальной бумаги, коснитесь кусочка индикаторной бумаги стеклянной палочкой, смоченной испытуемым раствором. Прежде чем испытать следующий раствор, необходимо стеклянную палочку ополоснуть водой.

Задания для самостоятельных выводов:

Содержат ли растворы взятых для опыта солей избыток ионов Н⁺ или ОН^-? Подвергаются ли такие соли гидролизу?

СОЛИ, ОБРАЗОВАННЫЕ СИЛЬНЫМИ ОСНОВАНИЯМИ И СЛАБЫМИ КИСЛОТАМИ

Опыт 1.налейте в пробирку 3–4 капли раствора ацетата натрия и определите рН раствора с помощью универсальной индикаторной бумаги.

Задания для самостоятельных выводов:

Окрашивается ли раствор ацетата натрия после добавления 1–2 капель фенолфталеина?

Напишите молекулярно-ионное уравнение гидролиза ацетата натрия. Приведите два–три примера других ацетатов, гидролиз которых отвечает этому уравнению.

Опыт 2. Налейте в одну пробирку 5–6 капель раствора карбоната натрия, в другую – такой же объём сульфита натрия и сравните окраску обоих растворов после прибавления к ним 1–2 капель фенолфталеина или проверьте реакцию растворов с помощью универсальной индикаторной бумаги.

Задания для самостоятельных выводов:

Напишите молекулярно-ионные уравнения гидролиза. Сравните поведение обеих солей в растворе и, не производя вычислений, определите в каком из двух растворов относительно большее:

а). степень гидролиза h; б). концентрация гидроксильных ионов [OH^-]; в). значение рН. Какой анион – СО₃^2- или SO₃^2- - является более сильным основанием?

Опыт 3. Те же сравнительные опыты проделайте с растворами гидросолей – гидрокарбоната и гидросульфата натрия. К раствору первой соли добавьте 1–2 капли фенолфталеина, а к раствору второй – 1 – 2 капли лакмуса, предварительно убедившись в том, что в растворе гидросульфата натрия фенолфталеин остаётся бесцветным.

Задания для самостоятельных выводов:

Напишите молекулярно-ионные уравнения гидролиза обеих солей и объясните различие в свойствах их растворов. Какая функция – основания или кислоты – преобладает у иона НСО₃^- и у иона HSO₃^-?

СОЛИ, ОБРАЗОВАННЫЕ СИЛЬНЫМИ КИСЛОТАМИ И СЛАБЫМИ ОСНОВАНИЯМИ

Опыт 1. Определите с помощью универсальной индикаторной бумаги реакцию водного раствора хлорида или сульфата аммония.

Задание для самостоятельных выводов:

Напишите молекулярно-ионное уравнение реакции гидролиза.

Опыт 2. Определите с помощью лакмуса реакцию раствора хлорида цинка, сульфата цинка и сульфата алюминия.

Задание для самостоятельных выводов:

Напишите молекулярные и молекулярно-ионные уравнения гидролиза солей.

Для того чтобы проверить усвоение материала, предлагаю заполнить таблицу

Домашнее задание

Изучить по учебнику

Выполнить упражнение по тому же учебнику

Выучить опорный конспект.

Контрольные вопросы:

Назовите формулы сильных оснований.

Назовите формулы слабых оснований.

Назовите формулы сильных кислот.

Назовите формулы слабых кислот.

По какому признаку эти вещества классифицируют на сильные и слабые?

Какие ионы образуются при диссоциации оснований?

Какова среда раствора в данном случае?

Какие ионы образуются при диссоциации кислот?

Какова среда раствора?

Сделайте вывод, присутствие каких ионов обуславливает щелочную и кислую реакцию среды.

Как изменится цвет лакмуса в щелочной и кислой среде?

Адрес публикации: https://www.prodlenka.org/metodicheskie-razrabotki/209902-gidroliz-solej-opredelenie-ph-rastvora-soli-s