Студопедия
Случайная страница | ТОМ-1 | ТОМ-2 | ТОМ-3
АрхитектураБиологияГеографияДругоеИностранные языки
ИнформатикаИсторияКультураЛитератураМатематика
МедицинаМеханикаОбразованиеОхрана трудаПедагогика
ПолитикаПравоПрограммированиеПсихологияРелигия
СоциологияСпортСтроительствоФизикаФилософия
ФинансыХимияЭкологияЭкономикаЭлектроника

Смещение равновесия в процессах гидролиза солей

Читайте также:
  1. III. Изучение геологического строения месторождений и вещественного состава солей
  2. III. Изучение геологического строения месторожде­ний и вещественного состава ископаемых мине­ральных солей
  3. IV. Изучение технологических свойств ископаемых минеральных солей
  4. IV. Изучение технологических свойств солей
  5. V. Изучение гидрогеологических, гидрохимических, инженерно-геологических, экологических и других природных условий озерных месторождений солей
  6. Без России сегодня невозможно найти удовлетворительного решения проблемы глобального экологического равновесия.
  7. гидролиз 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 Кг= К дисс (табл.2).

Константа гидролиза тем больше, чем меньше Кдисс. 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+ + 3S2- + 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 2СОз. 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+]/Cсоли. Полученные данные сравните с расчетными величинами Кг, h и рН растворов 4С1 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; просмотров: 98 | Нарушение авторских прав


<== предыдущая страница | следующая страница ==>
Т а б л и и а 1.| ЗАДАЧИ И УПРАЖНЕНИЯ ДЛЯ САМОКОНТРОЛЯ

mybiblioteka.su - 2015-2024 год. (0.009 сек.)