Гидролиз солей Методические указания (стр. 6 )

Кг,1 = Kw / = 1,1 ⋅ 10–8,  β1 = 0,11%, [H+]1 = 0,01 β1 = 1,05 ⋅ 10–5 М,  рН = 4,98.

Для 2-й ступени гидролиза

ZnOH+ + НОН Zn(OH)2 + H+

аналогичный расчет дает: Кг,2 = 1,1 ⋅ 10–9, β2 ≈ 0,01, [H+]2 = 1,03 ⋅ 10–7 М, или ≈ 1% суммы [H+]1 и [H+]2, рН = 4,975.

Таким образом, для расчета рН 0,01 М ZnCl2 достаточно учесть первую ступень гидролиза.

Кислотную диссоциацию амфотерного гидроксида Zn(OH)2 не учитываем, так как Ка << Кb. Нейтральные комплексы Zn(OH)2 находятся в растворе, поскольку произведение растворимости Zn(OH)2 не достигается при гидролизе 0,01 М  ZnCl2.

Вторую ступень гидролиза можно не учитывать также при расчете
рН 0,1 и 0,01 М растворов нитратов меди (II), железа (II), бериллия и свинца (II), для которых Кг,1 > Кг,2.

Вторую ступень гидролиза следует учитывать при расчете рН растворов некоторых сильно гидролизующихся солей, например, 0,1 и 0,01 М нитратов олова (II), ртути (II) и железа (III), а также образующих малорастворимые (SbOCl, BiOCl) или летучие продукты (H2S).

4. ВЛИЯНИЕ  УСЛОВИЙ

НА  СТЕПЕНЬ  ГИДРОЛИЗА  СОЛЕЙ

4.1. Разбавление  растворов  солей

С уменьшением концентрации растворов гидролиз усиливается. Как было показано ранее, понижение концентрации соли, гидролизующейся по катиону (аниону), приводит к увеличению степени гидролиза β.

Экспериментальным подтверждением этого обстоятельства может служить, например, помутнение растворов некоторых солей, в частности, нитрата висмута (III) или хлорида сурьмы (III) по мере их разбавления. Прибавление воды приводит к образованию малорастворимого нитрата висмутила BiONO3 или оксохлорида сурьмы (III) SbOCl.

4.2. Нагревание  растворов

Константа диссоциации воды увеличивается с ростом температуры в большей степени, чем константа диссоциации продуктов гидролиза (слабых кислот и оснований). Поэтому при нагревании степень гидролиза возрастает. К этому выводу можно придти и иначе: так как реакция нейтрализации экзотермична, то гидролиз будучи противоположным ей процессом эндотермичен; поэтому, в соответствии с принципом Ле-Шателье, нагревание вызывает усиление гидролиза.

Например, при комнатной температуре гидролиз соли FeCl3 идет по уравнению:

FeCl3 + HOH FeOHCl2 + HCl.

При нагревании и разбавлении раствора гидролиз идет до образования Fe(OH)2Cl и даже FeO(OH) (т)

FeOHCl2 + HOH Fe(OH)2Cl + HCl

Fe(OH)2Cl + HOH Fe(OH)3 (p) + HCl

Fe(OH)3 (p) → FeO(OH) ↓ + H2O.

Степень гидролиза 0,1 М  раствора CrCl3 возрастает от 4,6% при 0° С до 40% при 100° С.

4.3. Изменение  рН  растворов

гидролизующихся  солей

Поскольку при обратимом гидролизе устанавливается динамическое равновесие, то в соответствии с принципом Ле-Шателье можно сместить это равновесие в ту или иную сторону введением в раствор кислоты или основания. Этим часто пользуются для усиления или подавления процесса гидролиза, в частности, с целью поддержания постоянной концентрации ионов водорода в растворе.

Прибавление сильной кислоты вызывает усиление гидролиза по аниону (смещение равновесия вправо в результате связывания ионов ОН– в воду); гидролиз по катиону усиливается в присутствии щелочи.

Если к раствору тетрабората натрия добавить соляную кислоту, т. е. связать гидроксид-ионы, то гидролиз:

Na2B4O7 + 7H2O 4H3BO3 + 2NaOH

усилится; если же добавить щелочь NaOH, то равновесие сместится влево – гидролиз будет подавлен.

4.4. Взаимное  усиление  гидролиза  солей

При смешивании растворов солей, одна из которых гидролизуется по аниону (рН > 7), а другая – по катиону (рН < 7) происходит смещение равновесия гидролиза обеих солей и гидролиз каждой из них протекает до последней ступени, например:

2CrCl3 + 3K2S + 6H2O = 2Cr(OH)3 ↓ + 3H2S ↑ + 6KCl.

Ионы Н+, образующиеся вследствие гидролиза CrCl3, связываются с ОН–-ионами, появляющимися при гидролизе K2S, образуя воду и смещая гидролиз каждой соли в сторону образования конечных продуктов – слабого нерастворимого основания Cr(OH)3 и очень слабой летучей кислоты H2S.

Процесс гидролиза солей в ряде случаев может быть весьма сложным (см. раздел 1.2). Поэтому простые уравнения реакции гидролиза, приводимые в учебной литературе, являются в известной мере условными и могут некорректно отражать химический состав и структуру продуктов полимеризации и поликонденсации при гидролизе многозарядных ионов.

Решить вопрос о продуктах гидролиза можно лишь на основании их аналитического исследования химическими и физико-химическими методами.

ЛАБОРАТОРНАЯ  РАБОТА

Реакция  растворов  различных  солей

Опыт 1. В четыре пробирки налить по 2-3 мл: в первую – дистиллированной воды; во вторую – раствора Na2CO3, в третью – раствора Al2(SO4)3, в четвертую – раствора KNO3 или NaNO3. В каждую пробирку прибавить 2–3 капли универсального индикатора или опустить по маленькому кусочку красной и синей лакмусовой бумаги. Сравнить окраску индикатора в растворах солей с его окраской в воде и оценить
рН растворов.

Составить ионные и ионно-молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей. Вычислить степень гидролиза и рН 0,01 М раствора Na2CO3. = 4,8 ⋅ 10–11.

Результаты опыта оформить в виде таблицы:

Номер пробирки	Формула растворенного вещества	Окраска индикатора	Реакция среды	рН	Подвергается ли соль гидролизу

Усиление  гидролиза  соли  при  разбавлении  раствора

Опыт 2. Налить в пробирку 1–2 мл раствора Bi(NO3)3 (или SbCl3) и разбавить в 2–3 раза водой. Наблюдать появление осадка.

Составить молекулярное и ионно-молекулярное уравнение гидролиза, учитывая, что гидролиз идет по второй ступени.

Влияние  увеличения  концентрации  ионов  водорода

на  равновесие  гидролиза  нитрата  висмута (III)

Опыт 3. В пробирку с осадком BiONO3 (SbOCl), оставшимся от предыдущего опыта, прибавить несколько капель концентрированной азотной (соляной) кислоты. Наблюдать растворение осадка. Дать объяснение.

Влияние  температуры

на  гидролиз  ацетата  натрия

Опыт 4. К 3–4 каплям раствора ацетата натрия CH3COONa прибавить 1–2 капли фенолфталеина и нагреть до кипения. Обратить внимание на появление розовой окраски, исчезающей при охлаждении раствора.

Написать ионное и молекулярное уравнение реакции гидролиза. Объяснить наблюдаемые явления, учитывая, что фенолфталеин обесцвечивается при рН ≤ 8.

Растворение  цинка  в  продукте  гидролиза

хлорида  цинка

Опыт 5. Налить в пробирку 3–4 мл раствора хлорида цинка. Проверить реакцию среды универсальным индикатором. Составить уравнение гидролиза ZnCl2.

В раствор опустить кусочек цинка и нагреть. Наблюдать выделение пузырьков водорода. Составить ионное уравнение взаимодействия цинка с продуктом гидролиза.

Вычислить константу и степень гидролиза ZnCl2 на первой ступени при t = 25°C и 80°С, используя = 9,1 ⋅ 10–7 и значения Kw соответственно 1 ⋅ 10–14 и 25 ⋅ 10–14 (см. пример 5 в разделе 3).

Оценить изменение рН раствора при нагревании и объяснить, почему водород начал выделяться только после нагревания раствора соли.

Совместный  гидролиз  двух  солей

Опыт 6. К 1–2 мл раствора сульфата алюминия Al2(SO4)3 прибавить такой же объем раствора соды Na2CO3. Наблюдать выделение газа и выделение осадка.

Написать ионное и ионно-молекулярное уравнение совместного гидролиза указанных солей.

Библиографический  список

1. , , Невская ионов металлов в разбавленных растворах. М.: Атомиздат, 1979. 192 с.

2. Булатов равновесий в аналитической химии. Л.: Химия. 1984. 184 с.

3. Лурье по аналитической химии. М.: Химия, 1989. 448 с.

4. Ахметов и неорганическая химия. Учебник для вузов. М.: Высшая школа, 1988. 640 с.

5. , Прохорова и вопросы по аналитической химии. М.: Изд. МГУ, 1984. 216 с.

Оглавление

ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ  ЧАСТЬ        3

1. Общие сведения и представления о гидролизе        3

2. Различные типы гидролиза солей        8

3. Ступенчатый гидролиз и расчет рН        17

4. Влияние условий на степень гидролиза солей        23

ЛАБОРАТОРНАЯ  РАБОТА        25

Библиографический  список        27

Евгений  Васильевич  Школьников

Елена  Вениаминовна  Колужникова

ГИДРОЛИЗ  СОЛЕЙ

Методические  указания

к  расчету  рН  и  лабораторной  работе

для  студентов  технологических

и  технических  специальностей  вузов

В  авторской  редакции