Гидролиз ацетата натрия (ch3coona), уравнения

Практическое занятие № 3. Определение рН растворов солей

alt

Узнай стоимость своей работы

Бесплатная оценка заказа!

Оценим за полчаса!
  • Учебная цель: обобщить знания рН растворов солей и гидролизе солей.
  • Образовательные результаты, заявленные во ФГОС третьего поколения:
  • Обучающийся должен знать:
  • — понятие рН растворов;
  • — понятие, значение и типы гидролиза.
  • Обучающийся должен уметь:
  • — определять рН растворов,
  • — определять возможность и тип гидролиза соли.
  • Задачи практического занятия:
  1. Закрепить теоретические знания по теме.

  2. Ответить на вопросы для закрепления теоретического материала.

  3. Закрепить написание управлений гидролиза различных солей.

  4. Закрепить нахождение рН растворов солей по типу соли.

  5. Ответить на вопросы для контроля.

Обеспеченность занятия:

  1. Учебно-методическая литература:

  • Габриелян О.С. и др. Естествознание. Химия: учебник для студентов профессиональных образовательных организаций, осваивающих профессии и специальности СПО. – М., 2017.
  • Периодическая система химических элементов им. Д.И. Менделеева (приложение 1).
  • Таблица растворимости (приложение 2).
  • Окраска индикаторов (приложение 3).
  1. Тетрадь для практических и контрольных работ.

  2. Калькулятор.

  3. Ручка.

  1. Краткие теоретические и учебно-методические материалы по теме практического занятия
  2. Водородный показатель (рН) величина, характеризующая активность или концентрацию ионов водорода в растворах.
  3. Водородный показатель обозначается рН.
  4. Водородный показатель численно равен отрицательному десятичному логарифму активности или концентрации ионов водорода, выраженной в молях на литр:
  5. pH = -lgCН+ (1)

Величина рН имеет большое значение для биохимических процессов, для различных производственных процессов, при изучении свойств природных вод и возможности их применения и т.д.

  • По значению рН можно судить о среде раствора:
  • рН
  • рН = 7 – среда нейтральная;
  • рН

Реакция водного раствора зависит не только от наличия в нем кислот или оснований, но также и от присутствия некоторых солей. Многие соли, растворяясь в воде, способны смещать реакцию среды в ту или иную сторону.

При этом происходит химическое взаимодействие между ионами соли и молекулами воды, сопровождающееся образованием слабых кислот или слабых оснований или малодиссоциируемых ионов.

Эта реакция получила название гидролиза солей.

alt

Узнай стоимость своей работы

Бесплатная оценка заказа!
Читайте также:  Как сделать презентацию в ворде

Оценим за полчаса!

Гидролиз соли – это обратимый, обменный процесс взаимодействия ионов соли с водой, приводящий к образованию слабых электролитов. В результате гидролиза изменяется кислотность среды. Рассмотрим наиболее типичные случаи гидролиза солей.

1. Соль, образованная слабым основанием и сильной кислотой (гидролиз по катиону).

Гидролиз ацетата натрия (ch3coona), уравнения

В растворе накапливаются ионы H+, в результате чего реакция смещается в кислую сторону, рН в растворах солей подобного типа меньше 7.

2. Соль, образованная сильным основанием и слабой кислотой (гидролиз по аниону).

Гидролиз ацетата натрия (ch3coona), уравнения

В данном случае гидролиз ведет к увеличению концентраций ионов OH- в растворе, среда щелочная, рН7.

3. Соль, образованная слабой кислотой и слабым основанием (гидролиз по катиону и по аниону).

Гидролиз ацетата натрия (ch3coona), уравнения

В результате гидролиза ацетата аммония происходит образование двух слабых электролитов, раствор оказывается близким к нейтральному, рН~7.

4. Соль, образованная сильным основанием и сильной кислотой.

Соли подобного типа гидролизу не подвергаются. Их ионы не образуют с ионами H+ и OH- воды слабодиссоциируюших или труднорастворимых соединений, равновесие между ионами и молекулами воды не нарушается и раствор остается нейтральным, рН равен 7.

Особенности гидролиза солей, образованных слабыми многоосновными кислотами, а также солей, образованных слабыми многокислотными основаниями.

Гидролиз солей, образованных слабыми многоосновными кислотами, а также солей, образованных слабыми многоосновными основаниями, протекает ступенчато. В результате гидролиза по первой ступени образуются соответственно кислая или основная соль:

Гидролиз ацетата натрия (ch3coona), уравнения

Накопление в растворах ионов OH- и H+ препятствует дальнейшему протеканию гидролиза, и по второй ступени гидролиз практически не протекает.

Вопросы для закрепления теоретического материала к практическому занятию

  1. Дайте понятие рН раствора.

  2. Что означают понятия: нейтральная, кислая, щелочная среда? Каково значение рН в этих средах?

Ход работы:

  1. Написать уравнение реакции солей согласно варранту.

  2. Результаты оформить в таблицу. Сделать вывод.

  3. Ответить на вопросы для контроля.

  4. Отчитаться о выполненной работе преподавателю.

Задание 1

Написать ионные, ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза солей, определить рН раствора соли:
Вариант 1 Вариант 2
Хлорид алюминия (AlCl3), Железный купорос или сульфат железа (II) (FeSO4), Кальцинированная сода или карбонат натрия (Na2CO3)
  1. Пищевая сода или гидрокарбонат натрия (NaНCO3)
  2. Медный купорос или сульфат меди (CuSO4)
  3. Нитрит калия (КNO2)
  • Образец решения задания № 1
  • Написать ионные, ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза ацетата натрия (CH3COONa), определить рН раствора соли.
  • Алгоритм решения
Читайте также:  Свойства сложения, с примерами

Существует несколько вариантов записи уравнений гидролиза солей. В первом случае первоначально указывают продукты диссоциации соли и воды, после чего – полное и сокращенное ионное уравнения гидролиза и, наконец, его же, но в молекулярном виде.

Рассмотрим на примере гидролиза ацетата натрия (CH3COONa) – одноосновной соли, образованной слабой кислотой – уксусной (CH3COOH) и сильным основанием – гидроксидом натрия (NaOH). Гидролиз всегда протекает по слабому иону (в данном случае – аниону).

  1. CH3COONa ↔ CH3COO— + Na+ (1).
  2. H2O ↔ H+ + OH— (2).
  3. CH3COO— + Na+ + H+ + OH— ↔ CH3COOH + NaOH (3).
  4. CH3COONa + H2O ↔ CH3COOH + NaOH (4).

В данном случае полное и сокращенное ионное уравнения совпали (3). Образование в продуктах реакции NaOH свидетельствует о наличии щелочной среды (рН7).

Занесем данные в таблицу:

Наиме-нование соли Формула соли Тип гидролиза Уравнение гидролиза в молекулярном и ионном виде Среда гидролиза
Ацетат натрия CH3COONa По аниону
  • CH3COONa ↔ CH3COO— + Na+ (1).
  • H2O ↔ H+ + OH— (2).
  • CH3COO— + Na+ + H+ + OH— ↔ CH3COOH + NaOH (3).
  • CH3COONa + H2O ↔ CH3COOH + NaOH (4)
Щелочная (рН7

Вывод: Образование в продуктах реакции NaOH свидетельствует о наличии щелочной среды (рН7).

Вопросы для контроля

  1. Что называется гидролизом?

  2. Какие вы знаете типы гидролиза?

  3. Какие соли не подвергаются гидролизу? Почему?

  1. Форма контроля выполнения практического задания:
  2. Выполненная работа представляется преподавателю в тетради для выполнения практических и контрольных работ по дисциплине «Естествознание».
  3. 3

Источник: https://multiurok.ru/files/prakticheskoe-zaniatie-3-opredelenie-rn-rastvorov.html

Вычисление константы гидролиза, степени гидролиза и рН раствора соли, образованной

Гидролиз соли ацетата натрия

Задача 87.  В растворе объёмом 0,5 дм3 содержится СН3СООNа массой  4,10 г. Вычислите рН и степень гидролиза (h) соли.  Решение: V(p-pa) = 0,5 дм3 = 500 см3; KD(CH3COOH) = 1,78 · 10–5; m(СН3СООNа) = 4,10 г; М(СН3СООNa) = 82,00 г/моль; pH = ?

h = ?

1. Рассчитаем молярность раствора соли СН3СООNа

СМ(СН3СООNa) = [m(СН3СООNa) · 1000/500]/М(СН3СООNa) = [4,10 · 1000/500]/82,00 = 8,2/82,00 = 0,1 M.

2. Расчет константы гидролиза соли

  • СН3СООNа — соль сильного основания и слабой кислоты, поэтому гидролиз проходит по аниону:
  • СН3СОО– + H2O = СН3СООH + OH–
  • Константа гидролиза определяется константой диссоциации образовавшейся кислоты СН3СООH и определяется по формуле:
  • Kr = KD(H2O)/KD(кислота)
  • Тогда
  • Kr = KD(H2O)/KD(СН3СООH) = (1 · 10-14)/(1,78 · 10–5) = 5,6 · 10-10. 

3. Определение степени гидролиза соли

Степень гидролиза определяется по формуле:

Гидролиз ацетата натрия (ch3coona), уравнения

  1. 4. Расчет рН раствора соли образованной сильным основанием и слабой кислотой
  2. Так как гидролиз соли СН3СООNа протекает с выделением ОН– — ионов, то рассчитаем [OH–]:
  3. [OH–] = h · CM = (7,6 · 10–5)·(0,1) = 7,6 · 10–6 моль/дм3; рОН = -lg[OH–] = -lg7,6 · 10–6 = 6 — 0,88 = 5,12; pH = 14 — pOH = 14 — 5,12 = 8,88.
  4. Ответ: рН = 8,88; h = 7,6 · 10–3%.   

Задача 88.  В 200 см3 раствора содержится СН3СООNа массой 4,10 г. Вычислите рН и степень гидролиза соли.  Решение: V(p-pa) = 200 см3; KD(CH3COOH) = 1,78 · 10–5; m(СН3СООNа) = 4,10 г; М(СН3СООNa) = 82,00 г/моль; pH = ?

h = ?

1. Рассчитаем молярность раствор соли

СМ(СН3СООNa) = [m(СН3СООNa) · 1000/500]/М(СН3СООNa) = [4,10 · 1000/200]/82,00 = 20,5/82,00 = 0,25 M.

2. Расчет константы гидролиза соли

  • СН3СООNа — соль сильного основания и слабой кислоты, поэтому гидролиз проходит по аниону:
  • СН3СОО– + H2O = СН3СООH + OH–
  • Константа гидролиза определяется константой диссоциации образовавшейся кислоты СН3СООH и определяется по формуле:
  • Kr = KD(H2O)/KD(кислота)
  • Тогда
  • Kr = KD(H2O)/KD(СН3СООH) = (1 · 10-14)/(1,78 · 10–5) = 5,6 · 10-10. 

3. Определение степени гидролиза соли

Степень гидролиза определяется по формуле:

Гидролиз ацетата натрия (ch3coona), уравнения

  1. 4. Расчет рН раствора соли образованной сильным основанием и слабой кислотой
  2. Так как гидролиз соли СН3СООNа протекает с выделением ОН– — ионов, то рассчитаем [OH–]:
  3. [OH–] = h · CM = (4,73 · 10–5)·(0,25) = 1,18 · 10–5 моль/дм3; рОН = -lg[OH–] = -lg1,18 · 10–5 = 5 — 0,07 = 4,93; pH = 14 — pOH = 14 — 4,93 = 9,07.
  4. Ответ: рН = 9,07; h = 4,73 · 10–3%.   

Гидролиз нитрита калия

Задача 89.  К 30 см3 воды прибавили 5 см3 3 М раствора КNO2. Вычислите рН и степень гидролиза соли.  Решение: V(Н2О) = 30 см3; V(КNO2) = 5 см3; KD(КNO2) = 4,00 · 10–4; М(КNO2) = 85,1 г/моль; СМ(КNO2) = 3 М; pH = ?

  • h = ?
  • Объем раствора после смешения составляет 35 см3 (V(р-ра) = 30 + 5 = 35 см3).

1. Определение массы соли КNO2

m(КNO2) = [V(КNO2) · М(КNO2) · СМ(КNO2)]/1000  = 1,275 г.

2. Определение молярности раствора после смешения

СМ = [m(КNO2) · 1000/V(КNO2)]/85 = [1,275 · 1000)/35]/85 = 0,43 M.

3. Расчет константы гидролиза соли

  1. КNO2 — соль сильного основания и слабой кислоты, поэтому гидролиз проходит по аниону:
  2. NO2– + H2O = HNO2 + OH–
  3. Константа гидролиза определяется константой диссоциации образовавшейся кислоты СН3СООH и определяется по формуле:
  4. Kr = KD(H2O)/KD(кислота)
  5. Тогда
  6. Kr = KD(H2O)/KD(КNO2) = (1 · 10-14)/(4,00 · 10–4) = 2,5 · 10-11. 
  7. 4. Определение степени гидролиза соли

Гидролиз ацетата натрия (ch3coona), уравнения

  • 4. Расчет рН раствора соли образованной сильным основанием и слабой кислотой
  • Так как гидролиз соли КNO2 протекает с выделением ОН– — ионов, то рассчитаем [OH–]:
  • [OH¯] = h · CM = (7,62 · 10–6)·(0,43) = 3,28 · 10–6 моль/дм3; рОН = -lg[OH¯] = -lg3,28 · 10–6 = 6 — 0,52 = 5,48; pH = 14 — pOH = 14 — 5,48 = 8,52.
  • Ответ: рН = 8,52; h = 7,62 · 10–4%.

Источник: http://buzani.ru/zadachi/obshchaya-khimiya/1650-konstanta-gidroliza-atsetata-natriya-zadachi-87-89

Вычисление рН при гидролизе солей

Гидролиз солей представляет собой реакцию взаимодействия ионов соли с водой, в результате которой образуются слабые электролиты.

Раствор нейтрального соединения – соли – приобретает при этом либо кислую, либо щелочную реакцию. Как известно, соли в свою очередь образуются в результате реакций нейтрализации, при взаимодействии кислот и оснований.

Из всех типов солей гидролизу могут подвергаться только три типа, образующиеся при взаимодействии:

  • 1) слабой кислоты и сильного основания;
  • 2) сильной кислоты и слабого основания;
  • 3) слабой кислоты и слабого основания.
  • Четвертый тип солей, образующихся при взаимодействии сильного основания и сильной кислоты, например NaOH и HCI, по реакции
  • NaOH+ HCI = NaCl + Н2О

гидролизу не подвергаются, так как образующаяся соль NaCl также является сильным электролитом и в водном растворе её молекулы нацело диссоциируют на гидратированные (т.е. окруженные молекулами воды) ионы Na+и Сl-. При этом равновесие 2Н2О ↔ НЗО+ + ОН- не нарушается и, следовательно, гидролиза не происходит, раствор остается нейтральным. Величина рН такого раствора равна 7.

  1. Рассмотрим примеры гидролиза каждого типа солей в отдельности.
  2. 1. Если соль образована слабой уксусной кислотой CH3COOН и сильным основанием NaОН, например ацетат натрия CH3COONa, то уравнение гидролиза запишется так:
  3. ● в молекулярной форме
  4. СНЗСООNa + Н2О СН3ССОН+ NaОНl; (2.8 а)
  5. ● в ионной форме
  6. СНЗСОО-+ Na+ + Н20 CH3COOH+Na+ + ОН-; (2.8 б)
  7. ● в сокращенной ионной форме

СНЗСОО- + Н20 CH3COOH + + ОН-. (2.8 в)

Как видно из приведенных уравнений, при гидролизе CH3COONa из-за связывания ацетат-ионами ионов водорода воды в слабую уксусную кислоту в растворе накапливаются ионы ОН-, и рН раствора будет больше 7.

Константа равновесия реакции (2.8.в) запишется в виде:

Гидролиз ацетата натрия (ch3coona), уравнения

Принимая концентрацию воды [H2O] величиной постоянной и объединив её с константой Кс, получим выражение для константы гидролиза:

Выразив [OH-] через ионное произведение воды , имеем

Гидролиз ацетата натрия (ch3coona), уравнения

выражение для константы гидролиза соли, образованной слабой кислотой и сильным основанием (2.10), запишется следующим образом:

Как видно из последней формулы, чем слабее кислота, т.е. чем меньше её константа диссоциации, тем в большей степени соль подвержена гидролизу.

Количественно процесс гидролиза можно охарактеризовать также степенью гидролиза «h», которая представляет собой отношение числа молекул соли, подвергшихся гидролизу, к первоначальному числу молекул.

Концентрация той части соли, которая подвергалась гидролизу численно будет равняться концентрации ионов ОН- в растворе, которая, в свою очередь, в соответствии с уравнением (2.

8в) равняется концентрации образующейся кислоты, т.е.

  • [СН3СООН] = [ОН-] = h∙С ,
  • где С – первоначальная концентрация СН3СООNa, г-моль/л. Концентрация ацетат-ионов [СН3СОО-] будет равна разности
  • [СН3СОО-] = С — h∙С = С∙(1- h).
  • С учетом введенной величины h получаем выражение, связывающее константу и степень гидролиза:

. (2.13)

При величиной h в знаменателе последнего выражения можно пренебречь, и тогда формула (2.13) запишется следующим образом:

, (2.14)

откуда . (2.15)

Степень гидролиза тем выше, чем более разбавлен раствор, а также чем выше температура, так как с ростом температуры растет KW. Добавление же в раствор ионов ОН-, согласно принципу смещения равновесия Ле-Шателье, будет подавлять процесс гидролиза.

  1. Если соль образована многоосновной кислотой, то гидролиз будет протекать преимущественно по первой ступени. Так, например, уравнение гидролиза соды Na2CO3 запишется следующим образом:
  2. CO32- + H2O ↔ HCO3- + OH-
  3. и константа гидролиза будет определяться величиной константы диссоциации угольной кислоты по первой ступени:
  4. Н2СО3 ↔ H+ + HCO3-

Для получения формулы для расчета рН растворов, образующихся в результате гидролиза, пребразуем выражение (2.10), для чего примем, что величина концентрации ацетат-ионов из-за очень малой степени гидролиза практически равна исходной концентрации соли С. Тогда получим , (2.16)

т.е. концентрация ионов гидроксила [ОН-], образовавшихся в результате гидролиза, равна [ОН-] =С. (2.17)

Если воспользоваться в данном случае оператором р≡ -lg, то это выражение запишется в виде

pОН =-lg = , (2.18)

или, учитывая выражения (2.7. и 2.12)

рН = 14 — = 7 + . (2.19 )

  • 2. Если соль образована сильной кислотой и слабым основанием,
  • NH40H + HCl, = NH4Cl + Н2О,
  • то уравнение гидролиза запишется следующим образом:
  • ● в молекулярной форме
  • NН4Сl + Н20 = NН40Н + HCl; (2.20 а)
  • ● в ионной форме
  • NH+4 + Cl-,+ 2Н20 = NН40Н + H30+ + Cl- ; (2.20 б)
  • ● в сокращенной ионной форме

NH+4 + 2Н20 = NН40Н + H30+ . (2.20 в)

Константа гидролиза в этом случае имеет вид

.(2.21)

Если умножить числитель и знаменатель этого уравнения на [ОН-], то выражение для КГ примет вид

. (2.22)

В случаеразбавленного раствора можно принять, что концентрация гидролизованной части соли, считаемая по [Н30+], равна концентрации основания, т.е. [H3O+] = [NH4OH], а концентрация ионов [NH4+] равна концентрации соли (С). Тогда (2.23)

Следовательно, концентрация ионов гидроксония, образовавшихся при гидролизе, равна

[H3O+]= . (2.24)

Воспользовавшись величиной р = — lg; получим

pH = = 7 — . (2.25)

Степень гидролиза

. (2.26)

Таким образом, чем слабее основание (чем меньше ), тем больше концентрация ионов [H30+] в растворе, т.е. тем сильнее протекает гидролиз соли, образованной сильной кислотой и слабым основанием. Добавляя в раствор ионы [H30+], можно ослабить или совсем предотвратить процесс гидролиза, так как согласно уравнению (2.20 в) равновесие при этом смещается влево.

  1. 3. Гидролиз соли, образованной слабым основанием и слабой кислотой, например ацетата аммония СНЗСООNН4 по схеме
  2. CH3COONH4+H2O ↔ CH3COOH+NH4OH,
  3. протекает практически полностью.
  4. Константа гидролиза

. (2.27)

pH такого раствора зависит только от величин констант диссоциации кислоты и основания и не зависит от концентрации соли:

[H3O+]= (2.28)

и . (2.29)

Таким образом, соли подвергаются гидролизу, если в результате образуется более слабый электролит, чем исходное соединение.

2.4. Буферные растворы

Читайте также:  Гост оформления диссертации 2020

Буферными называются водные растворы электролитов, которые сохраняют практически неизменным значение рН при разбавлении или добавлении небольших количеств кислоты или щелочи. Буферные растворы представляют собой смесь либо слабой кислоты и соли, образованной этой кислотой и сильным основанием, либо слабое основание и соль, образованную этим основанием и сильной кислотой.

  • Если, например. добавить к раствору слабой уксусной кислоты СН3СООН соль, которая содержит тот же анион (например, ацетат натрия СНЗСООNa), то, согласно принципу Ле-Шателье, равновесие процесса диссоциации кислоты
  • CH3СOOH ↔ СН3СОО- + Н+ (2.30)
  • будет сдвинуто влево, что практически полностью подавит процесс диссоциации кислоты и степень диссоциации α будет равна нулю (α = 0).
  • Соль же будет диссоциирована нацело согласно уравнению
  • СНЗСООNa ↔ СН3СОО- + Na+ (2.31)
  • В этом случае в смеси кислоты и соли концентрация недиссоциированных молекул кислоты будет равна исходной концентрации кислоты Скисл, а концентрация ацетат-ионов СН3СОО- – исходной концентрации соли Ссоли .
  • Если поставить эти величины в выражение для константы диссоциации кислоты
  • , (2.32)
  • то концентрация ионов [НЗО+] в растворе будет равна
  • (2.33)
  • и рН такого раствора можно рассчитать по формуле

. (2.34)

  1. Таким образом, для того чтобы определить рН буферного раствора, составленного из слабой кислоты и соли, образованной этой кислотой и сильным основанием, надо знать только первоначальные кон- центрации этих компонентов.
  2. Для смеси слабого основания NH4OH и его соли NH4Cl, анион которой является анионом сильной соляной кислоты, воспользовавшись предыдущими рассуждениями, можно показать, что кислотность такого раствора будет выражаться уравнением
  3. , (2.35)
  4. а рН буферной смеси – уравнением

pH=p — lg . (2.36)

На основании вышеприведенных зависимостей видно, что рН буферных растворов не зависит от разбавления, так как в этом случае в равной степени меняются и концентрация кислоты, и концентрация соли (или основания и соли), при этом их отношение остается неизменным. Это первая отличительная особенность буферных растворов.

Если добавить к буферному раствору небольшие количества кислоты или щелочи, то рН этих растворов будет изменяться очень незначительно. Это их вторая отличительная особенность.

Например, если к ацетатному буферному раствору, содержащему смесь СНЗСООН и CH3COONa, добавить небольшое количество HCI, то ацетат натрия будет взаимодействовать с соляной кислотой, полностью диссоциирующей в растворе на ионы Н3О+ и Cl- по схеме

CH3COO- + Na+ + H3O- + Cl- ↔ CH3COOH + Na+ + Cl-. + Н2О

Изменениеконцентрации ионов [Н30+], а следовательно и рН раствора, согласно уравнению (2.36), практически не происходит. Чем меньше изменение рН при добавлении кислоты или основания, тем сильнее буферное свойство раствора. Та область концентраций, в которых рН буферных растворов остается практически неизменной, называется буферной емкостью:

(2. 37)

Таким образом, буферная емкость представляет собой количество г-эквивалентов кислоты или щелочи, которое можно прилить к 1 л буферного раствора, чтобы изменить значение его рН на единицу. Буферные растворы широко используются для создания стандартныхрастворов с определенным значением рН при калибровке различных приборов, измеряющих кислотность растворов, например рН-метров.

Источник: https://stydopedia.ru/2x8fbe.html

Гидролиз соли, образованной сильным основанием

и слабой кислотой

Рассмотрим гидролиз ацетата натрия CH3COONa. Соль образована одноосновной кислотой и однокислотным основанием, поэтому гидролиз будет протекать в одну ступень.Ацетат натрия диссоциирует следующим образом:

  • CH3COONa ⇄ Na+ + CH3COO-.
  • Катион Na+ не может связывать гидроксид-ионы воды, так как NaOH — сильное основание. Анион слабой уксусной кислоты (ацетат-ион CH3COO-) отрывает от воды ион водорода с образованием слабодиссоциирующей уксусной кислоты:
  • CH3COO- + НОН ⇄ CH3COOН + ОН-.
  • Это ионное уравнение гидролиза CH3COONa.

В результате этой реакции из равновесия выводятся водородные ионы и накапливаются гидроксид-ионы. Раствор становится щелочным (рН > 7).

Уравнение гидролиза этой соли в молекулярной форме имеет вид

CH3COONa + Н2О ⇄ CH3COOН + NaOH

Показателем глубины протекания гидролиза служит степень гидролиза, представляющая собой отношение концентрации гидролизованных молекул к исходной концентрации растворенных молекул электролита. Степень гидродиза, как правило, невелика. Так, в 0,1 н CH3COONa она составляет 10-4, т.е.

в этом растворе гидролизована одна из 10000 молекул. Причина столь низкой степени гидролиза объясняется тем, что один из участников реакции – вода – является очень слабым электролитом, поэтому положение равновесия реакции гидролиза очень сильно смещено в сторону исходных веществ.

  1. Гидролиз солей, образованных слабыми многоосновными кислотами, протекает ступенчато, причем продуктом первой ступени гидролиза является кислая соль. К примеру, гидролиз K2CO3 протекает так:
  2. К2CO3 ⇄ 2К+ + CO32-.
  3. Ион CO32- связывает ион водорода воды, образуя гидрокарбонат – ион НCO3-:
  4. CO32- + НОН ⇄ НCO3- + ОН-, рН > 7.
  5. Это ионная форма записи первой ступени гидролиза К2CO3; в молекулярной форме
  6. К2CO3 + Н2О ⇄ КНCO3 + КОН.
  7. При гидролизе во второй ступени образуется угольная кислота:
  8. НCO3- + НОН ⇄ Н2CO3 + ОН-, рН > 7.
  9. Это ионная форма второй ступени гидролиза К2CO3. Или в молекулярной форме
  10. КНCO3 + НОН ⇄ Н2CO3 КОН.
  11. Гидролиз К2CO3 преимущественно протекает по первой ступени. Это мож-но объяснить тем, что угольная кислота, из которой образована рассматриваемая соль, являясь двухосновной, диссоциирует ступенчато:
  • I ступень Н2CO3 ⇄ НCO3- + H+, Kд = 4,5×10-7;
  • II ступень НCO3 — ⇄ CO32- + Н+, Kд = 4,7×10-11.
  • Процесс образования угольной кислоты из ионов будет также многоступенчатым и обратным процессу диссоциации: сначала будет образовываться ион НCO3- и лишь затем — молекулы Н2CO3.
  • Гидролиз соли, образованной слабым основаниеми сильной кислотой
  • В качестве примера рассмотрим гидролиз хлорида аммония NH4Cl. Диссо-циация этой соли протекает по уравнению
  • NH4Cl ⇄ NH4+ + Cl-.
  • Ионы аммония NH4+ связывают гидроксид-ионы воды в слабо диссоциирующее вещество NH4OH:
  • NH4+ + НОН ⇄ NH4ОН + Н+ (рН < 7)
  • или в молекулярной форме
  • NH4Cl + Н2О ⇄ NH4ОН + НCl.
  • Гидролиз солей, образованных слабым основанием многовалентного метал-ла, протекает ступенчато с образованием на первых ступенях гидролиза основных солей. При гидролизе CuCl2 диссоциация протекает по уравнению
  • CuCl2 ⇄ Cu2+ + 2Cl-.
  • Ион Cu+2 связывает гидроксид-ион воды, образуя гидроксо-ион меди (CuОН)+:
  • Cu2+ + НОН ⇄ (CuОН)+ + Н+ (рН < 7).
  • Это ионная форма записи первой ступени гидролиза CuCl2, молекулярная форма
  • CuCl2 + НОН ⇄ CuОНCl + НCl.
  • При гидролизе по второй ступени образуется гидроксид меди Cu(ОН)2:
  • (CuОН)+ + НОН ⇄ Cu(ОН)2 + Н+, (рН < 7).
  • Это ионная форма записи первой ступени гидролиза CuCl2; уравнение в моле-кулярной форме имеет вид
  • CuОНCl + Н2О ⇄ Cu(ОН)2 + НCl.
  • Гидролиз по второй ступени протекает также в ничтожно малой степени.
  • Гидролиз соли, образованной слабым основаниеми слабой кислотой
  1. Рассмотрим гидролиз ацетата аммония CH3COONН4. Диссоциация этой соли в растворе протекает по уравнению
  2. CH3COONН4 ⇄ CH3COO- + NН4+.
  3. Ионно-молекулярная форма гидролиза этой соли
  4. CH3COO- + НОН ⇄ CH3COOН + ОН-,
  5. NН4+ + НОН ⇄ NН4ОН + Н+.
  6. Уравнение гидролиза соли в молекулярном виде
  7. CH3COONН4 + Н2О ⇄ CH3COOН + NН4ОН.
  8. Реакция раствора близка к нейтральной (рН @ 7), поскольку константы диссоциа-ции образующихся веществ почти одинаковы.
  9. Гидролиз соли Al2S3, образованной слабым основанием Al(ОН)3 и слабой кислотой Н2S, протекает до конца с образованием соответствующего основания и кислоты.
  10. Al2S3 + 6Н2О ® 2 Al(ОН)3¯ + 3Н2S­

Чем слабее кислота и основание, получающиеся при гидролизе, тем в большей степени гидролизуется сама соль. Что касается солей, содержащих ионы металлов, образующих сильные основания, и анионы сильных кислот, то такие соли гидролизу не подвергаются, например, КCl, Na2SO4, KNO3.

Источник: https://megaobuchalka.ru/4/38451.html

Опыт № 33. Получение уксусной кислоты из ацетата натрия

  • Реактивы:
  • Ацетат натрия
  • 20% раствор серной кислоты
  • Гидрокарбонат натрия (NaHCO3)
  • Индикаторная бумага
  • Ход работы:

В пробирку помещают 3 г (0,037 моль) кристаллического ацетата натрия и приливают 5 мл 20% раствор серной кислоты (0,012 моль), вносят в пробирку кипятильный камешек и закрывают пробкой с газоотводной трубкой. Свободный конец газоотводной трубки погружают в другую пробирку, опущенную в стаканчик с холодной водой. Реакционную смесь осторожно нагревают, уксусная кислота перегоняется с парами воды и конденсируется в холодной пробирке (серная кислота с парами воды не перегоняется).

2СН3СООNa + H2SO4 → 2СН3СООH + Na2SO4

Полученный дистиллят испытывают на универсальную индикаторную бумагу (кислая среда). После этого к дистилляту добавляют небольшое количество кристаллической соды (NaHCO3), наблюдается энергичное выделение углекислого газа.

  1. СН3СООH + NaHCO3 ® СН3СООNa + Н2О + СО2↓
  2. Уксусная кислота восстанавливает угольную кислоту из её соли, при этом наблюдается выделение углекислого газа.
  3. Опыт № 34. Получение и гидролиз ацетата железа (III)
  4. Реактивы:
  5. Ацетат натрия
  6. Вода
  7. Раствор хлорида железа (III)
  8. Ход работы:

В пробирку помещают 2 г (0,024 моль) ацетата натрия, растворяют в 3 мл воды, добавляют 2-3 капли раствора хлорида железа (III), при встряхивании жидкость окрашивается в красно-бурый цвет благодаря образованию ацетата железа (III). В пробирку добавляют еще 1 мл воды и кипятят. В результате гидролиза соли образуется коричнево-красный осадок основной соли ацетата железа:

  • 3CH3-COONa + FeCl3 ® (CH3-COO)3Fe + 3NaCl
  • (CH3-COO)3Fe + H2O ® (CH3-COO)2FeOH↓ + CH3-COOH
  • Опыт № 35. Устойчивость уксусной кислоты к действию окислителей
  • Реактивы:
  • 5% раствор уксусной кислоты
  • 10% раствор серной кислоты
  • 1% раствор перманганата калия
  • Ход работы:

К 1 мл 5%-ного раствора уксусной кислоты (8,3∙10-4 моль) прибавляют 0,5 мл 1%-ного раствора перманганата калия (6,3∙10-6 моль) и 1 мл 10%-ного раствора серной кислоты (1∙10-3 моль). Обесцвечивания перманганата калия не наблюдается, что указывает на устойчивость уксусной кислоты к окислению.

  1. Опыт № 36. Окисление муравьиной кислоты
  2. Реактивы:
  3. Муравьиная кислота
  4. 10% раствор серной кислоты
  5. Раствор перманганата калия
  6. Известковая вода
  7. Ход работы:

В пробирку с газоотводной трубкой наливают 1 мл (0,026 моль) муравьиной кислоты, 1 мл 10% раствора серной кислоты (0,0011 моль) и 4 мл раствора перманганата калия. Газоотводную трубку погружают в пробирку с раствором известковой воды.

Реакционную смесь осторожно нагревают, поместив в пробирку кипятильные камешки для равномерного кипения. Раствор сначала буреет, затем обесцвечивается.

Образовавшаяся угольная кислота распадается на воду и углекислый газ, который с известковой водой в пробирке образует белый осадок карбоната кальция СаСО3.

  • 5H-COOH + 2KMnO4 + 3H2SO4 ® 5HO-CO-OH + K2SO4 + 2MnSO4 + 3H2O
  • угольная кислота
  • HO-CO-OH ® CO2­ + H2O
  • Опыт № 37. Разложение муравьиной кислоты
  • Реактивы:
  • Муравьиная кислота
  • Концентрированная серная кислота
  • Ход работы:

В пробирку, снабженную пробкой с газоотводной трубкой, наливают 3 мл (0,078 моль) муравьиной кислоты, добавляют 3 мл (0,055 моль) концентрированной серной кислоты и нагревают на слабом огне. Конец газоотводной трубки помещают в пламя второй горелки. Муравьиная кислота разлагается с выделением оксида углерода (II):

H-CO-OH ® CO­ + H2O

При поджигании оксид углерода сгорает голубоватым пламенем до углекислого газа.

  1. Опыт № 38. Окисление олеиновой кислоты перманганатом калия (реакция Вагнера)
  2. Реактивы:
  3. Олеиновая кислота
  4. 1% раствор перманганата калия
  5. 10% раствор гидроксида натрия
  6. Ход работы:

В пробирку наливают 2 мл разбавленного раствора 1% перманганата калия (1,27∙10-4 моль), прибавляют 0,5 мл 10% раствора гидроксида натрия (1.25∙10-3 моль) и 3-4 капли олеиновой кислоты.

Пробирку закрывают и энергично встряхивают. Раствор перманганата калия изменяет свою окраску.

Происходит окисление олеиновой кислоты в диоксистеариновую (две гидроксильные группы присоединяются по месту двойной связи):

3CH3-(CH2)7-CH=CH-(CH2)7-COOH + 2KMnO4+ 4H2O ®

® 3CH3-(CH2)7-CH(OH)-CH(OH)-(CH2)7-COOH + 2MnO2¯ + 2KOH

Источник: https://cyberpedia.su/2×6734.html

Ссылка на основную публикацию