Смещение равновесия в процессах гидролиза солей. — КиберПедия 

Индивидуальные очистные сооружения: К классу индивидуальных очистных сооружений относят сооружения, пропускная способность которых...

Эмиссия газов от очистных сооружений канализации: В последние годы внимание мирового сообщества сосредоточено на экологических проблемах...

Смещение равновесия в процессах гидролиза солей.

2017-12-22 256
Смещение равновесия в процессах гидролиза солей. 0.00 из 5.00 0 оценок
Заказать работу

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= КН Одисс (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) эндотермична, 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 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.

Таблица 2

Фор­мула соли Опытные данные Расчетные данные
Реакция гидролиза, механизм. 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 солеи.

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 н К1 (к-ты) 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 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.

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ

Пример 1. Написать молекулярные и ионно-молекулярные уравнения гидролиза сульфита калия K2 SO3.

Ответ: Соль образована катионом сильного основания и анионом слабой двухосновной кислоты. Гидролиз идет по аниону. В растворе щелочная реакция среды.

1 ступень: К23 + H2O KHSO3 + КОН

SO32- + Н2О HSO3-+OH-

2 ступень: KHSO3 + Н2O Н23 + КОН

HSO3- + Н2O Н23 + ОН-

Пример 2. Написать молекулярные и ионно-молекулярные уравнения гидролиза нитрата свинца (II).


Поделиться с друзьями:

Общие условия выбора системы дренажа: Система дренажа выбирается в зависимости от характера защищаемого...

Индивидуальные и групповые автопоилки: для животных. Схемы и конструкции...

Особенности сооружения опор в сложных условиях: Сооружение ВЛ в районах с суровыми климатическими и тяжелыми геологическими условиями...

История развития пистолетов-пулеметов: Предпосылкой для возникновения пистолетов-пулеметов послужила давняя тенденция тяготения винтовок...



© cyberpedia.su 2017-2024 - Не является автором материалов. Исключительное право сохранено за автором текста.
Если вы не хотите, чтобы данный материал был у нас на сайте, перейдите по ссылке: Нарушение авторских прав. Мы поможем в написании вашей работы!

0.012 с.