Смещение равновесия в процессах гидролиза солей

Так как гидролиз большинства солей является обратимым процессом, то степень гидролиза можно изменять, смещая равновесие реакций гидролиза и нейтрализации. Важнейши­ми факторами, влияющими на степень гидролиза, являются следующие: 1) константа диссоциации кислоты или основа­ния, образующих соль, 2) общая концентрация соли, 3) тем­пература, 4) рН раствора.

Влияние первого фактора видно из формулы К_г= К /К_дисс (табл.2).

Константа гидролиза тем больше, чем меньше К_дисс. электролита, то есть чем слабее образующийся элек­тролит, тем сильнее гидролизуется соль.

Из уравнения h = следует, что разбавление раствора уси­ливает гидролиз, а повышение концентрации соли подавляет его.

Влияние температуры на степень, гидролиза можно выве­сти из принципа Ле -Шателье. Реакция нейтрализации экзотермична, следовательно, гидролиз, (обратный ей про­цесс) эндотермичен, как и диссоциация воды. Поэтому при повышении температуры раствора гидролиз усиливается, охлаждение раство­ра подавляет гидролиз.

Выше было показало, что при гидролизе солей по катио­ну образуется кислая среда, при гидролизе но аниону— щелочная. Поэтому изменяя рН раствора, можно усили­вать или подавлять гидролиз. Так, введение в раствор FеС1з кислоты вызовет смещение равновесия влево, то есть сте­пень гидролиза уменьшится. Наоборот, связывание ионов Н⁺ усилит гидролиз. Поэтому при сливании растворов солей, одна из которых гидролизуется по катиону, а другая—по аниону, происходит взаимное усиление гидролиза и гидролиз может протекать необратимо. Так, в растворах FеС1з и Na₂S, взятых в отдельности, протекает практически только по первой ступени, и устанавливаются соответственно равновесия (1) и (5). При сливании этих растворов происходит реакция нейтрализации:

Н⁺ + ОН^- = Н₂О

или в молекулярной форме

НСI + NaOH = H₂O + NaCI,

и равновесие гидролиза (1, (5) смещаются вправо, становятся возможными вторая и третья (3), (4) стадии гидролиза, что приводит к необратимому протеканию совместного гидролиза этих двух солей:

FeCl₂ + 3Na₂S + 6HOH = 2Fe(OH)₃ ↓ + 3H₂S ↑ + 6NaCl

или

Fe³⁺ + 3S^2- + 6HOH = 2Fe(OH)₃ ↓ + 3H₂S ↑

По подобной схеме взаимного усиления гидролиза, приводящего к образованию осадка и газа, взаимодействуют соли, образованные катионами Аl³⁺, Cr³⁺, Fe³⁺ c карбонатами и сульфидами щелочных металлов. Поэтому эти соли невозможно получить реакциями обмена из водных растворов.

МЕТОДИКА ПРОВЕДЕНИЯ ОПЫТА

Опыт 1. Определение рН дистиллированной воды н раст­вора NаС1.

Каплю дистиллированной воды наносите на полоску уни­версального индикатора и полученную окраску сравниваете с цветной шкалой. Объясните полученный результат, прини­мая во внимание, что при растворении диоксида углерода из воздуха в дистиллированной воде устанавливается равновесие:

С0₂ + Н₂0 = Н₂СО₃ = Н⁺+ НСО₃^-

рН свежеперегнанной воды равно 7. Для удаления раство­ренного СО₂ дистиллированную воду следует прокипятить и хранить в сосуде с пробкой, снабженной трубкой с поглоти­телем СО₂.

С помощью универсального индикатора измерите рН раствора NаС1 и, сравните с рН дистиллированной воды. Протекает ли в растворе процесс гидро­лиза?

Опыт 2. Гидролиз солей, образованных сильными основа­ниями и слабыми кислотами. Влияние величины константы диссоциации кислоты, образующей соль, на степень ее гид­ролиза.

С помощью универсального индикатора определите рН в 0,1 М растворов СН₃СООNa и Nа₂СОз. Сравните получен­ные значения рН, установите, в каком из растворов сте­пень гидролиза соли больше? Ответ подтвердит расчетом Кг, h и рН растворов указанных солей. Составьте ионные и молекулярные уравнения гидролиза обеих солей. Результаты опыта и расчетов заносите в таблицу.

Фор­мула соли	Опытные данные	Расчетные данные
Реакция	рН	Кг	h	[ H^+]	pH
1.
2.

Опыт 3. Гидролиз солей, образованных слабыми основа­ниями и сильными кислотами. Влияние величины константы диссоциации основания, образующего соль, на степень ее гид­ролиза.

С помощью универсального индикатора определите рН в 0,1 М растворах NH₄Cl, А1С1з. Исходя из значений рН cде­лайте вывод о том, какая соль подвергается более глубокому гидролизу. Ответ подтвердите расчетом Кг, h и рН раство­ров указанных солей (для раствора А1С1з следует учесть только первую ступень гидролиза). Составьте ионные и молекулярные уравнения гидролиза обеих солей. Результаты опыта и расчетов заносите в таблицу (см. опыт 2).

Опыт 4. Равновесия в растворах кислых солей.

Измерьте рН 1 М растворов NаНСОз и NаН₂Р0₄ с по­мощью универсального индикатора. Исходя из значений рН сделайте вывод о том, какой процесс –диссоциации или гид­ролиза преобладает в растворе каждой из солей. Ответ подтвердите сравнением величии Кг и К₁ (кислоты) и расче­том рН. Запишите ионные и молекулярные уравнения гид­ролиза н диссоциации. Результаты опыта и расчетов заносите в таблицу (см. опыт 2).

Опыт 5. Влияние концентрации соли на степень ее гидро­лиза.

Из 0,1 М раствора NH₄Cl готовьте 0,001 М раствор. Для этого 1 мл 0,1 М раствора с помощью пипетки перенесите в мерную колбу на 100 мл и добавьте дистиллирован­ную воду до метки. Полученный раствор тщательно переме­шивать. Измеряйте рН 0,1 М и 0,001 М растворов на рН -метре. Исходя из рН, рассчитайте концентрацию ионов Н⁺ и степень гидролиза в растворах:

h= [H⁺]/C_соли. Полученные данные сравните с расчетными величинами Кг, h и рН растворов NН₄С1 для этих концентраций. Результаты опыта и расчетов заносите в таблицу (см. опыт 2).

Опыт 6. Взаимное усиление гидролиза двух солей.

В пробирку вносите 1-2 мл раствора хлорида алюминия и добавьте такой же объем карбоната натрия. Какой газ выделяется и какое соединение выпадает в осадок? Почему при взаимодействии растворов этих солей гидролиз проте­кает практически необратимо? Составьте ионные и молеку­лярные уравнения совместного гидролиза.

Дата добавления: 2015-07-19