2. Порядок виконання роботи

Дослід 1. Утворення поганорозчинних електролітів в реакціях іонного обміну.

У дві пробірки внести по 0,5-1 мл розчинів натрію сульфату Na₂SO₄ та натрію сульфіту Na₂SO₃. У кожну пробірку додайте по 2-3 краплі розчину солі барію хлориду. Спостерігайте утворення осадів поганорозчинних солей барію. Складіть молекулярні та іонно-молекулярні рівняння відповідних реакцій.

Дослід 2. Розчинення осадів малорозчинних електролітів під час хімічної взаємодії.

До пробірок з поганорозчинними солями барію додайте по 3-5 крапель розчину нітратної кислоти, вміст пробірок перемішайте. Що спостерігаєте? Складіть рівняння взаємодії BaSO₃ з нітратною кислотою. Поясніть причину проходження цієї реакції.

Дослід 3. Напрям зміщення рівноваги в розчинах електролітів.

Налийте в пробірку 1 мл розчину плюмбуму (ІІ) нітрату Pb(NO₃)₂ і додайте такий самий об’єм розчину натрію хлориду NaCl. Спостерігайте утворення осаду плюмбум хлориду, відзначте колір. Додайте до вмісту пробірки декілька крапель розчину калію йодиду KІ. Поясніть, яка сполука утворилася при взаємодії KІ з іонами, які містилися в насиченому розчині над осадом PbCl₂.

До одержаного осаду додайте у пробірку розчин натрію сульфіду Na₂S (витяжна шафа!) і знов спостерігайте появу осаду з іншим забарвленням. Складіть відповідні рівняння реакцій взаємодії.

Використовуючи спостереження, порівняйте розчинність трьох утворених поганорозчинних солей плюмбуму та сформулюйте загальну тенденцію зміщення іонної рівноваги при здійсненні реакцій за участю поганорозчинних сполук.

Лабораторна робота 12 Гідроліз солей

Мета роботи: вивчення деяких властивостей водних розчинів солей, пов’язаних з реакцією гідролізу.

12.1. Короткі теоретичні відомості

Гідроліз солей – це обмінна взаємодія між водою та іонами солі, яка завершується утворенням малодисоційованих частинок (молекул чи іонів) і часто супроводжується зміною характеру середовища розчину.

У гідролізі беруть участь солі, утворені:

а) слабкими основами та сильними кислотами (CuSO₄, Cd(NO₃)₂, NH₄NO₃ та ін.);

б) сильними основами та слабкими кислотами (K₂CO₃, Na₃PO₄, KCN та ін.);

в) слабкими основами та слабкими кислотами (NH₄CH₃COO; (NH₄)₂CO₃).

Якщо гідроліз перебігає по катіону, то гідроксид-іони води зв’язуються в малодисоційовані частинки  продукти гідролізу (молекули основи чи гідроксокатіони), а у розчині утворюється надлишок іонів гідрогену Н⁺. Розчини таких солей мають кислотний характер середовища рН < 7,

NH₄⁺ + H₂O  NH₄OH + H⁺.

Багатозарядні іони гідролізують практично за першим ступенем з утворенням найменш дисоційованого гідроксокатіону

Al³⁺ + H₂O  AlOH²⁺ + H⁺;

Zn²⁺ + H₂O  ZnOH⁺ + H⁺.

Якщо гідроліз перебігає по аніону, то іони гідрогену води зв’язуються в малодисоційовану частинку, а у розчині утворюється надлишок іонів гідроксилу ОН^, тому середовище стає лужним, рН >7:

CH₃COO^ + H₂O  CH₃COOH + OH^.

Гідроліз багатозарядних аніонів обмежується зазвичай першою стадією, оскільки саме на цій стадії є можливим утворення найменш дисоційованого продукту гідролізу – гідроаніону НА^:

PO₄^3 + H₂O  HPO₄^2 + OH^;

SO₃^2 + H₂O  HSO₃^ + OH^.

У випадку одночасного гідролізу солі і за катіоном, і за аніоном (NH₄CN, NH₄CH₃COO, Zn(NO₂)₂, (NH₄)₂S) серед продуктів гідролізу з’являються два слабкі електроліти, а тому гідроліз таких солей відбувається більшою мірою порівняно з попередніми типами солей:

NH₄⁺ + CN^ + H₂O  NH₄OH + HCN;

Zn²⁺ + NO₂^ + H₂O  ZnOH⁺ + HNO₂.

Характер середовища розчину у таких випадках визначають, порівнюючи константи дисоціації утворених малодисоційованих частинок.

Так, з порівняння: K_д(NH₄OH) = 1,810^5 > K_д (HCN) = 7,910^10 стає зрозумілим, що характер середовища у розчині є лужним (рН > 7), оскільки утворюваний електроліт NH₄OH краще дисоціює порівняно з НСN.

Для розчину Zn(NО₂)₂ з аналогічного порівняння констант дисоціації, які характеризують здатність частинок – продуктів гідролізу  до дисоціації:

K_д(ZnOH)⁺ = 410^5 < K_д(HNO₂) = 410^-4

стає зрозумілим, що середовище у розчині є кислим, рН < 7.

Гідроліз є оборотним процесом. Здійснення гідролізу супроводжується утворенням малодисоційованих частинок – продуктів гідролізу. Цей процес ендотермічний (∆Н_гідр > 0). Зворотна до гідролізу реакція обумовлена утворенням Н₂О при взаємодії продуктів гідролізу, це фактично взаємодія речовин кислотного і основного характеру, яка супроводжується виділенням енергії (∆Н_{кисл-осн. вз.} < 0).

Про повноту здійснення процесу гідролізу солі за даних умов можна зробити висновок за ступенем гідролізу β  величиною, що визначається відношенням концентрації гідролізованих іонів до їх початкової концентрації в розчині:

с*_гідр

β =  .

с₀

Ступінь гідролізу залежить від різних факторів: 1) чим менша константа дисоціації слабкого електроліту, який утворюється при гідролізі, тим вище значення β; 2) характерним є збільшення ступеню гідролізу при зменшенні концентрації солі; 3) зростає β також при підвищенні температури, оскільки досягається зміщення рівноваги в бік ендотермічного гідролітичного процесу.