Гідроліз

Лабораторна робота № 2

Тема: Теорія електролітичної дисоціації. Гідроліз солей.

Мета: закріпити на дослідах знання про можливі варіанти необоротних реакцій обміну між розчинами електролітів та реакцій гідролізу солей, а також закріпити навички написання молекулярних, повних та скорочених іонних рівнянь та рівнянь гідролізу солей.

Обладнання та матеріали: дистильована вода, розчин лакмусу, фенолфталеїн, метиловий оранжевий, хлоридна кислота, сульфатна кислота, гідроксид натрію, хлориду феруму (III), силікат натрію, хлорид барію, сульфат купруму (II), хлорид магнію, нітрат аргентуму, ацетат натрію, хлорид амонію, карбонату натрію, сульфіт натрію, оцтова кислота, нітрат плюмбуму, хлорид калію, сульфат цинку, нітрат калію, ацетат натрію, хлорид цинку, гранульований цинк; пробірки, сірники, сухий спирт, пробіркотримач, штатив для пробірок.

Теоретичні основи

Електроліти - речовини, які проводять електричний струм у розплавленому або розчиненому стані. Процес розпаду речовин в розчині на іони називається електролітичною дисоціацією. Кислоти у водних розчинах дисоціюють на катіони Гідрогену та аніони кислотного залишку, наприклад: НNО₃ = H⁺ + NО₃^-; гідроксиди – на катіони металів і гідроксид-іони, наприклад: NаОН = Nа⁺ + ОН^-; солі – на катіони металу та аніони кислотного залишку, наприклад: NаСІ = Na⁺ + Сl^-.

У розчинах електролітів (кислот, гідроксидів, солей) відбуваються реакції між іонами, тому необхідною умовою перебігу реакції обміну є утворення важкорозчинних або слабкодисоціюючих речовин. Якщо при змішуванні розчинів двох електролітів не утворюється осад, газоподібна або слабкодисоціююча речовина, то ніякої реакції не відбувається.

Реакції в розчинах між електролітами звичайно подають у вигляді іонних рівнянь, в яких важкорозчинні речовини (тверді та газоподібні), а також слабкі електроліти, наприклад оцтова кислота, гідроксид амонію та ін., записують у вигляді молекул.

Порядок складання іонних рівнянь.

1. Спочатку рівняння реакції записують у молекулярній формі:

FеС1₃ + 3NаОН = Fе(ОН)₃↓+ 3NаСІ.

2. Рівняння переписують в іонній формі, при цьому газоподібні, нерозчинні і малорозчинні речовини, а також

слабкі електроліти записують у вигляді молекул:

Fе³⁺ + 3Cl^-+ 3Nа⁺ + 3ОН^- = Fе(ОН)₃↓+ 3Nа⁺ + 3Сl^-.

3. Іони, що зустрічаються в лівій і правій частинах рівняння в однакових кількостях, вилучають і іонне

рівняння реакції записують в скороченому вигляді:

Fе³⁺ + 3ОН^- = Fе(ОН)₃↓.

При с складанні іонних рівнянь треба користуватися таблицею розчинності.

Гідроліз.

Гідролізом солі називається взаємодія іонів розчиненої солі з іонами Н⁺ та ОН^- води, що супроводжується, як правило, зміною рН розчину.

Водневий показник рН змінюється від 1 до 14. Якщо рН = 7, реакція середовища нейтральна. Якщо рН > 7 – реакція середовища лужна, бо гідроксид-іонів (ОН^-) в розчині більше, ніж іонів гідрогену (H⁺). Якщо рН < 7, іонів гідрогену в розчині більше, ніж гідроксид-іонів. Гідроліз може відбуватися тільки тоді, коли з іонів солі і води утворюються малодисоційовані речовини. Розрізняють чотири випадки гідролізу.

1. Гідроліз солей, утворених слабкою кислотою і сильною основою, рН > 7, полягає в приєднанні іонами
кислотного залишку іонів гідрогену від молекул води зі звільненням гідроксид-іонів.

2. Гідроліз солей, утворених сильною кислотою і слабкою основою, рН < 7, полягає в приєднанні іонами
металу гідроксид-іонів від молекул води зі звільненням іонів гідрогену.

3. Солі, утворені слабкою основою і слабкою кислотою, рН ~ 7, гідролізуються повністю.

4. Солі, утворені сильною основою і сильною кислотою не гідролізуються, рН = 7.

Поиск по сайту: