Исследовательский проект Гидролиз солей ГБОУ ГИМНАЗИЯ №426 Лампадова Дарья,
реклама
ГБОУ ГИМНАЗИЯ №426 Исследовательский проект Гидролиз солей Лампадова Дарья, 9 кл. Руководитель: Полякова С.В. Санкт-Петербург 2015 Цель работы: Теоретическое и экспериментальное исследование процесса гидролиза солей. Задачи работы: 1. Раскрыть сущность гидролиза солей в свете ТЭД 2. Рассмотреть гидролиз различных типов солей, реакцию среды растворов в зависимости от наличия ионов 3. Обобщить факторы, влияющие на степень гидролиза 4. Показать роль и значение гидролиза в природе и жизни человека, практическое значение гидролиза органических веществ 5. Экспериментальная часть Электролитическая диссоциация Электролиты Кислоты Соли Щелочи Электролитическая диссоциация – распад электролита на ионы в растворе или распаде. Степень диссоциации Степенью диссоциации называется отношение числа распавшихся на ионы молекул (n) к общему числу растворенных молекул (N). n a N Степень диссоциации зависит от: • концентрации растворов (для слабых электролитов) • природы электролита • природы растворителя • температуры Сильные и слабые электролиты Слабые, < 3% Органические кислоты H 2S H2SiO3 H2CO3 HCN Средней силы, 3%<<30% H3PO4 HF HNO2 H2SO3 Сильные, >30% Соли Щелочи HCl, HBr, HI H2SO4 HNO3 HClO4, HClO3 Реакция среды нейтральная среда [H+] = [OH-] = 10-7 моль/л кислая среда [H+] > [OH-]; [H+] >10-7 моль/л щелочная среда [H+] < [OH-]; [H+] < 10-7 моль/л Водородный показатель Водородный показатель (pH) – мера активности ионов водорода в растворе, количественно выражающая его кислотность. Водородным показателем рН называется отрицательный десятичный логарифм концентрации ионов водорода. pH = - lg [H+] Сёрен Сёренсен (1868-1939) Соотношение рН и рОН К и с л а я 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 pOH 13 12 11 10 9 8 7 6 5 [H+] 10-1 10-2 10-3 10-4 10-5 10-6 10-7 10-8 10-9 10-10 10-11 10-12 10-13 10-14 [OH-] 10-13 pH 1 2 10-12 3 10-11 4 Щелочная Нейтр. 10-10 10-9 10-8 10-7 10-6 10-5 4 3 2 1 10-4 10-3 10-2 10-1 0 100 Кислотно-основные индикаторы Интервал перехода окраски (рН) Окраска протонированной формы 0,1 – 0,5 Желтая Зеленая 1,0 - 1,5 Зеленая Синяя 2,0 - 3,0 Синяя Фиолетовая 1,2 - 2,8 Красная Желтая 8,0 - 9,6 Желтая Синяя Тропеолин 00 1,3 - 3,0 Красная Желтая Метиловый оранжевый 3,1 - 4,4 Красная Желто-оранжевая Лакмус 5,0 - 8,0 Красная Синяя Бромтимоловый синий 6,0 - 7,6 Желтая Синяя Фенолфталеин 8,0 - 10,0 Бесцветная Красно-фиолетовая Тимолфталеин 9,4 - 10,6 Бесцветная Голубая Индикатор Метиловый фиолетовый Тимоловый синий Окраска депротонированно й формы Экология Сельское хозяйство Медицина Биология рН-метрия Химическая промышленность Пищевая промышленность Бумажная промышленность Текстильная промышленность Нефтяная промышленность Гидрометаллургия Гидролиз солей («гидро» — вода, «лизис» — разложение) Гидролиз солей – обменная реакция ионов солей с молекулами воды, в результате которой происходит смещение равновесия диссоциации воды с образованием слабого электролита. Гидролиз солей Слабое основание + сильная кислота Сильное основание + слабая кислота Слабое основание + слабая кислота Сильное основание + сильная кислота Соли слабого основания и сильной кислоты NH4Cl, AlCl3, Zn(NO3)2, Fe2(SO4)3 NH4Cl + H2O NH3H2O + HCl NH4+ + Cl- + HOH NH4OH + Cl- + H+ NH4+ + H2O NH4OH + H+ NH4+ + H2O NH3H2O + H+ Гидролиз по катиону. Среда кислая. pH>7 Соли сильного основания и слабой кислоты Na2CO3, K3PO4 Na2CO3 + H2O 2Na+ + CO32- + HOH CO32- + HOH NaHCO3 + NaOH 2Na+ + HCO3- + OHHCO3- + OH- Гидролиз по аниону. Среда щелочная. pH<7 Соли слабого основания и слабой кислоты NH4NO2, (NH4)3PO4 NH4NO2 + H2O NH4+ + NO2- + HOH NH4OH + HNO2 NH4OH + HNO2 Гидролиз и по аниону, и по катиону. pH зависит от соотношения сил электролитов. Соли сильного основания и сильной кислоты NaCl, K2SO4, Ba(NO3)2, CaBr2 NaCl + H2O ≠ Na+ + Cl- + HOH ≠ Гидролизу не подвергаются Факторы, влияющие на степень гидролиза: 1. Концентрация соли Чем меньше концентрация соли, тем больше степень её гидролиза (α) : Na2CO3 С, моль/л 0,1 0,01 0,001 α, % 4,6 11,3 34,0 Для предотвращения нежелательного гидролиза используют концентрированные растворы солей. Факторы, влияющие на степень гидролиза: 2. Температура Гидролиз – эндотермическая реакция. Нагревание раствора приводит к усилению гидролиза : 0,01М CrCl3 t ,C 0° 25° 50° α, % 4,6 9,4 17,0 Факторы, влияющие на степень гидролиза: 3. Добавление кислоты или щелочи Гидролиз – обратимая реакция, химическое равновесие можно смещать изменяя концентрацию одного из продуктов. AlCl3 + H2O Al(OH)2+ + H+ при добавлении в раствор кислоты равновесие смещается влево,а щелочи – вправо, вплоть до Al(OH)3↓ Роль гидролиза в процессах формирования и преобразования земной коры; в создании среды для развития жизни в мировом океане; в народном хозяйстве для производства продуктов из непищевого сырья; в повседневной жизни человека (стирка, борьба с жесткостью воды, процессы пищеварения). Задачи практической части: Теоретическое и экспериментальное исследование: 1. взаимодействия металлов с продуктами гидролиза солей; 2. методов, позволяющих усилить или подавить гидролиз; 3. взаимодействия солей с противоположным типом гидролиза; 4. условий протекания реакции необратимого гидролиза; 5. гидролиза кислых солей. Опыт №1. Изучение взаимодействия металлов с продуктами гидролиза солей Mg NH4Cl ZnSO4 • Наблюдаем выделение газа • Подносим горящую лучинку • Раздаются хлопки, следовательно, газ – водород AlCl3 Взаимодействие магния с растворами солей, гидролизующихся по катиону Соли, содержащие в своем составе катионы слабых оснований, гидролизуются по катиону Приводит к накоплению ионов водорода, способных восстанавливаться магнием Реакция среды в растворах солей кислая Опыт №2. Изучение методов усиления гидролиза + NH4Cl - - 2NH4 +2OH 2NH3*H2O 2SiO3 +2H2O H2SiO3 +2OH Na2SiO3+2H2O+2NH4Cl H2SiO3 +2NaCl+2NH3 +2H2O Na2SiO3 2- + SiO3+2H2O+2NH4 H2SiO3 +2NH3 +2H2O +t! Результат образование H2SiO3 и выделение NH3 Вывод: NH4Cl усиливает гидролиз Na2SiO3, нагревание приводит к смещению равновесия вправо. Опыт №3. Рассмотрение взаимодействия солей с противоположным типом гидролиза I. II. Na2CO3 CuSO4 Na2CO3 AlCl3 Рассмотрение взаимодействия солей с противоположным типом гидролиза. Смещение равновесия гидролиза Na2CO3 2+ 2- Cu+2CO3 +H2O (CuOH)2CO3 + CO2 + CuOH +OH Cu(OH)2 CuSO4 Результат образование осадка бирюзового цвета и выделение CO2 Вывод: сливание растворов солей с противоположным типом гидролиза приводит к смещению равновесия и более полному протеканию гидролиза Рассмотрение взаимодействия солей с противоположным типом гидролиза. Реакция необратимого гидролиза Na2CO3 3+ 2- 2Al+3CO3+3H2O AlCl3 Результат образование осадка белого цвета и выделение CO2 2Al(OH)3 +3CO2 Вывод: сливание данных растворов наблюдается взаимное усиление гидролиза солей, процессы идет необратимо и сопровождаются выделением осадка и газа одновременно Опыт №4. Гидролиз гидрокарбоната натрия NaHCO3 HCO3- Na+ + HCO3- (I) H+ + CO32(II) Константа диссоциации по второй ступени - К2(Н2СО3)= 4,8∙10-11 Гидролиз гидрокарбоната натрия описывается уравнением: NaHCO3 + H2O H2CO3 + NaOH HCO3- + H2O H2CO3+ OHKг = 2,2∙10-8 Вывод: Константа гидролиза заметно больше константы диссоциации, поэтому раствор NaHCO3 имеет щелочную среду. Гидролиз гидросульфита натрия Na+ + HSO3- (I) NaHSO3 HSO3- H+ + SO32- (II) Константа диссоциации по второй ступени - К2 (H2SO3)= 6,2∙10-8 Гидролиз гидросульфита натрия : NaHSO3 +H2O HSO3-+H2O H2SO3+ NaOH H2SO3+OH- Kг = 5,9∙10-13 Вывод: В этом случае константа диссоциации больше константы гидролиза, поэтому раствор NaHSO3 имеет кислую среду. Выводы: • Усиление гидролиза происходит при связывании новых образующихся ионов, а так же при нагревании растворов; • Гидролиз солей протекает до конца при образовании новых нерастворимых и газообразных соединений; • При сливании растворов солей с противоположным типом гидролиза происходит смещение равновесия и более полное протекание гидролиза; • Направление реакций определяется гидролизом участвующих в них солей. Спасибо за внимание! Список литературы: • Малахова С.В. Учебное пособие по химии. Красноярск, 1998. • Наглядное пособие по химии. Гидролиз солей. Москва, 2008. • Новошинский И.И. Переходные элементы и их соединения. Москва, 2007. • Мешкова О. В. Химия. Москва, 2014.
