Pobierz Hydroliza - wstęp teoretyczny, obliczenia, opis doświadczeń i więcej Laboratoria w PDF z Chimica tylko na Docsity!
HYDROLIZA
WSTĘP TEORETYCZNY
Hydroliza jest szczególnym przypadkiem procesu solwolizy tzn. reakcji chemicznych jonów słabego kwasu lub słabej zasady z cząsteczkami rozpuszczalnika o charakterze protonowym. W przypadku hydrolizy oznacza to reakcję anionów słabego kwasu lub kationu słabej zasady z cząsteczkami wody. Podobnie jak dysocjacja elektrolityczna, hydroliza jest jednym z rodzajów reakcji protolitycznej, w których woda, jako kwas lub zasada Brönsteda, reaguje z anionami słabych kwasów lub kationami słabych zasad, będącymi kwasami i zasadami Brönsteda.
Hydrolizie ulegają kationy słabych zasad i aniony słabych kwasów pochodzących od: a) soli słabych zasad i silnych kwasów, b) soli słabych kwasów i mocnych zasad, c) soli słabych kwasów i słabych zasad. Hydrolizie nie ulegają aniony mocnych kwasów i kationy mocnych zasad.
Jony powstające podczas dysocjacji soli pochodzących od słabych zasad i mocnych kwasów, mocnych zasad i słabych kwasów oraz słabych zasad i słabych kwasów, reagują z wodą tworząc cząsteczki słabych zasad lub słabych kwasów. Wynikiem reakcji z wodą, tj. reakcji hydrolizy jest to, że roztwory wymienionych rodzajów soli mają odczyn kwaśny lub zasadowy, zależnie od tego, z którym z wymienionych rodzajów soli mamy do czynienia.
1. Hydroliza soli słabych zasad i mocnych kwasów oraz słabych kwasów i mocnych zasad typu NH 4 CI, CH 3 COONa.
Po rozpuszczeniu w wodzie sole te ulegają całkowicie dysocjacji:
NH 4 Cl NH 4 +^ + Cl-
a następnie kation słabej zasady lub anion słabego kwasu hydrolizuje według reakcji:
NH 4 +^ + H 2 O NH 4 OH + H+^ (1)
Podobnie jak dysocjacja elektrolityczna, hydroliza jest reakcją równowagową, w której woda reaguje z anionami słabych kwasów lub kationami słabych zasad. Stałe równowagi reakcji hydrolizy (stałe hydrolizy) kationu słabej zasady lub anionu słabego kwasu wyrażone są przez stosunek iloczynu stężeń jonów i cząsteczek powstałych w wyniku hydrolizy do stężenia jonów ulegających hydrolizie:
[ ]
[ ][ ]
4
4 (^1)
NH
NHOH H
KH
Jeżeli pomnożymy stałą hydrolizy kationu amonowego
[ ]
[ ][ ]
4
4 (^1)
NH
NHOH H
KH przez
[ ]
[ ]
OH
OH
i
podstawimy w miejsce wartości [OH-] zależność wynikającą z iloczynu jonowego wody:
[ ]
[ ^ ]
H
K
OH w to otrzymamy zależność:
4 1
4
1 [ ][ ]
[ ]
K
K
NH OH
NHOH K
K^ H ^ w w gdzie wyrażenie:
[ ][ ]
[ ]
4
4
NH ^ OH^
NHOH
odpowiada odwrotności stałej dysocjacji amoniaku (słabej zasady).
W stanie równowagi: [H+]=cH+=cNH4OH oraz [NH+] = cNH4+=c0NH4+-cH+ otrzymujemy:
NH H
H NH
w H NHOH
H C C
C
C
C C
K
K
K
4 4
4 0
2
1
1
i jeżeli stężenie analityczne soli cNH4Cl, które po całkowitej dysocjacji soli jest równe C0NH4+, jest co najmniej o dwa rzędy większe od cH+, to powyższe równanie przyjmuje postać:
(^04)
2 1 NH
H H
C
C
K czyli
1
0 4 * K
K
C H CNH W
Analogicznie CH 3 COONa CH 3 COO-^ + Na+ CH 3 COO-^ + H 2 O CH 3 COOH + OH-^ (2)
[ ]
[ ][ ]
3
3 (^2)
CHCOO
CHCOOH OH
KH
Podobnie mnożąc stałą hydrolizy KH2 anionu CH 3 COO-^ przez
[ ]
[ ]
H
H
i podstawiając w miejsce
wartości [H+] zależność wynikającą z iloczynu jonowego wody:
[ ]
[ ^ ]
OH
K
H w otrzymamy:
3 2
3
2 [ ][ ]
[ ]
K
K
H CHCOO
CHCOOHK
K H w w gdzie K 2 jest stałą dysocjacji słabego kwasu octowego.
W stanie równowagi: [H+]=cH+=cNH4OH oraz [NH+] = cNH4+=c0NH4+-cH+ otrzymujemy:
NH H
H NH
w H NHOH
H C C
C
C
C C
K
K
K
4 4
4 0
2
1
1
Podobnie, uwzględniając, że w stanie równowagi reakcji hydrolizy jonu CH 3 COO-^ pochodzącego od soli tego kwasu z mocną zasadą (CH 3 COONa):
[OH ] = cOH- = cCH3COOH, oraz [CH 3 COO-] = cCH3COO- = c0CH3COO- - cOH- gdzie c0CH3COO- jest równoważne stężeniu analitycznemu soli [CH 3 COONa] w roztworze wodnym, otrzymujemy:
CHCOO OH
OH CHCOO
w CHCOOH OH
H C C
C
C
C C
K
K
K
3 3
3 0
2
2
2
pierwszym etapie hydrolizy tak silnie przeciwdziała dalszym etapom hydrolizy, że do obliczeń pH i stopnia hydrolizy roztworu wykorzystuje się tylko stałą hydrolizy pierwszego stopnia.
Hydroliza AICI 3. Kation Al3+^ pochodzący z dysocjacji wodnego roztworu AICI 3 hydrolizuje następująco: Al3+^ + H 2 O Al(OH)2+^ + H+ Al(OH)2+^ + H 2 O Al(OH) 2 +^ + H+ Al(OH) 2 +^ + H 2 O Al(OH) 3 + H+
Z reguły kolejne stałe hydrolizy różnią się co najmniej o 5 rzędów, wówczas [H+] 1 >> [H+] 2 >> [H+] 3. Wartość pH roztworu tej soli obliczamy tak jak dla roztworów wodnych soli słabych kwasów i silnych zasad oraz słabych zasad i silnych kwasów wykorzystując tylko pierwszą stałą hydrolizy:
[ ]
[ ]^2
(^1)
C H
H
K
s
H 3
1 b
w
H K
K
K (9)
gdzie Kb3 jest stałą dysocjacji trzeciego stopnia wodorotlenku glinu AI(OH) 3 jak przedstawia równanie: AI(OH)2+^ = Al3+^ + OH-
Podobnie jak dla innych typów soli hydrolizę można cofnąć przez dodanie do roztworu AlCl 3 roztworu mocnego kwasu. Gdy stężenie mocnego kwasu HX, cHX, jest dużo większe od [H+] 1 ; co najmniej o dwa rzędy, wówczas [H+] = cHX. Jeżeli stężenie mocnego kwasu jest porównywalne z [H+] 1 to do wzoru (9) za [H+] podstawiamy wyrażenie: [H+] = CHX + [H+] 1. Stężenia jonów wodorowych pochodzących z dalszych stopni hydrolizy, jako bardzo małe nie uwzględniamy w obliczeniach. Natomiast dodanie związku chemicznego wiążącego jony wodorowe spowoduje przesunięcie równowagi reakcji hydrolizy w prawo i powstanie białego osadu wodorotlenku glinu. Np. wprowadzenie do roztworu wodnego AICl 3 węglanu sodu spowoduje wytrącenie osadu:
2AI3+^ + 3CO 3 2-+ 3H 2 O = 2AI(OH) 3 + 3CO 2 Identyczna reakcja zachodzi również dla innych triwalentnych kationów jak Fe3+^ czy Cr3+. W przypadku kationów diwalentnych np. Cu2+, Ni2+, Co2+, węglany strącają osady będące mieszaniną węglanów metali i soli zasadowych.
Hydroliza Na 2 CO 3. Jony CO 3 2-^ pochodzące z dysocjacji wodnego roztworu np. węglanu sodu hydrolizują według reakcji:
CO 3 2-^ + H 2 O HCO 3 -^ + OH-
HCO 3 -^ + H 2 O H 2 CO 3 + OH- Stałe hydrolizy anionu węglanowego mają postać:
2
1 32
3 a
w
CO
HCO OH H
K
K
C
C C
K
1
2 3
2 3 a
w
HCO
HCO OH H
K
K
C
C C
K
Z powodów przedstawionych dla hydrolizy AICI 3 , również pierwszy stopień hydrolizy Na 2 CO 3 jest o kilka rzędów większy niż drugi stopień hydrolizy. Hydrolizę tej soli można cofnąć przez dodanie do roztworu węglanu mocnej zasady. Dodanie mocnego kwasu przesunie równowagę reakcji hydrolizy w prawo.
3. Hydroliza soli słabych kwasów i słabych zasad typu CH 3 COONH 4 , NH 4 CN.
W przypadku soli, której kation i anion pochodzą od słabych elektrolitów w roztworach wodnych, oba jony powstające w wyniku dysocjacji ulegają hydrolizie. Dla octanu amonu: CH 3 COONH 4 CH 3 COO-^ + NH 4 +
CH 3 COO-^ + H 2 O CH 3 COOH + OH-^ oraz NH 4 +^ + H 2 O NH 4 OH + H+
Dla cyjanku amonu:
NH 4 CN NH 4 +^ CN-
CN-^ + H 2 O HCN + OH-^ oraz NH 4 +^ + H 2 O NH 4 OH + H+
Stałą równowagi sumarycznej dla reakcji cyjanku amonu: CN-^ NH 4 +^ + H 2 O HCN + NH 4 OH wyraża zależność:
[ ][ ]
[ ][ ]
4
4
NH CN
NHOH HCN
Kh
Wykonując odpowiednie przekształcenia, otrzymujemy następujące zależności:
a b
w
h KK
K
K (10)
b
a w
K
K K
[ H ^ ]^2 (11)
a b
w
K K
K
^2 (12)
Z przedstawionych zależności (10) wynika, że wartość stałej hydrolizy soli słabej zasady i słabego kwasu jest tym większa im mniejsze są wartości stałych dysocjacji słabego kwasu i słabej zasady tzn. im słabsza jest zasada i kwas tworzących sól.
Równania (11) i (12) wykazują, że wartość pH oraz stopień hydrolizy soli słabego kwasu i słabej zasady w roztworze wodnym nie zależą od stężenia początkowego soli a jedynie od wartości stałych dysocjacji słabego kwasu (Ka) i słabej zasady (Kb) i podobnie jak dla soli typu NH 4 CI czy CH 3 COONa, od temperatury (gdyż wartość stałej hydrolizy każdej soli ulegającej hydrolizie zależna jest od temperatury).
Jednocześnie w roztworze musi być zachowana zależność [H+][OH-] = Kw. W roztworach tego typu soli wartości stężeń jonów [H+] i [OH-] zależą jedynie od stosunku Ka/Kb. a nie zależą od stężenia soli:
[ ]
[ ]
OH
H
K
K
b
a
Jeżeli wartości stałych dysocjacji słabego kwasu i słabej zasady tworzących sól są do siebie zbliżone to odczyn kwasowości roztworu wodnego tej soli będzie bliski obojętnego. Jeżeli natomiast wartości stałych dysocjacji Ka i Kb różnią się znacznie to odczyn roztworu wodnego będzie różny od obojętnego. Jeśli Ka > Kb roztwór będzie miał odczyn kwaśny, a gdy Kb > Ka roztwór będzie miał odczyn alkaliczny.
4. Hydroliza z wydzieleniem osadu.
Rozpuszczalne w wodzie związki chemiczne bizmutu(III), antymonu(lll), antymonu(V), cyny(ll) hydrolizują z wydzieleniem osadów. W przypadku chlorku bizmutu(III) zachodzą następujące reakcje: Bi3+^ + H 2 O Bi(OH)2+^ + H+ Bi(OH)2+^ + H 2 O Bi(OH) 2 +^ + H+ Bi(OH) 2 +^ + Cl-^ BiOCI + H 2 O
W wyniku reakcji powstaje osad chlorku tlenku bizmutu(lll). Podobnie zachodzi hydroliza jonów Sb3+. Natomiast jony Sb5+^ hydrolizują z wydzieleniem osadu SbClO 2. Kationy Sn2+, w wodnych roztworach chlorków, w wyniku hydrolizy tworzą osad Sn(OH)CI.
OPIS DOŚWIADCZEŃ
Ćwiczenie 1. Badanie pH soli. Odczynniki i przybory laboratoryjne:
węglan sodu (Na2CO3) chlorek sodu (NaCI) chlorek amonu (NH4CI) siarczan(IV) sodu (Na2SO3) siarczan(VI) sodu (Na2SO4) wodorofosforan(V)sodu (Na2HPO 4 ) octan sodu (CH3COONa) papierki wskaźnikowe probówki w statywie.
Opis ćwiczenia: W ponumerowanych probówkach przygotować roztwory w/w soli rozpuszczając niewielką ich ilość (jedną mikroszpachelkę) w około 1 mL wody destylowanej. Za pomocą uniwersalnego papierka wskaźnikowego określić odczyn otrzymanych roztworów soli (zanurzyć szklaną bagietkę w roztworze i zwilżyć papierek).
Obliczyć pH roztworów tych soli, których jony ulegają hydrolizie przyjmując stężenie soli c=0,1 M, wyniki przedstawić w formie tabelki:
Roztwór Zabarwienie papierka wskaźnikowego
Wartość pH odczytana ze skali
Obliczona wartość pH
Na2CO NaCI NH4CI Na2SO Na2SO Na2HPO 4 CH3COONa
Ćwiczenie 2. Dysocjacja elektrolitów słabych w obecności mocnych kwasów lub zasad.
Odczynniki i przybory laboratoryjne:
0,1 M roztwór amoniaku (NH 4 OH) 0,1 M roztwór kwasu solnego-(HCl) 0,1 M roztwór wodorotlenku sodu (NaOH) 0,1 M roztwór octanu sodu (NH 4 Cl) probówki w statywie
Opis ćwiczenia:
Celem doświadczenia jest określenie wpływu mocnego elektrolitu (HCI, NaOH) na pH słabej zasady (NH 4 OH) oraz roztworu buforowego (NH 4 OH + NH 4 Cl).
a) Do trzech probówek wlać po 1 mL 0,1 M roztworu NH 4 OH. Do jednej z probówek dodać 0, mL H 2 O, do drugiej 0,5 mL 0,1 M roztworu HCI a do trzeciej 0,5 mL 0,1 M roztworu NaOH. Po wymieszaniu zawartości z każdej z probówek pobrać kroplę roztworu i zwilżyć papierek wskaźnikowy (na zakres wskaźnikowy pH 9,5 - 14,0).
Porównać obserwowane barwy papierków wskaźnikowych ze skalą pH. Określić pH badanych roztworów. Napisać zachodzące w roztworach reakcje. b) Do trzech probówek wlać po 1 mL0,1 M roztworu NH 4 OH i 1 mL 0,1 M roztworu NH 4 Cl. Następnie do jednej z probówek dodać 0,5 mL H 2 O, do drugiej 0,5 mL 0,1 M roztworu HCI, a do trzeciej 0,5 mL0,1 M roztworu NaOH. Po wymieszaniu zawartości każdej z probówek pobierz kroplę roztworu i zwilż nią papierek wskaźnikowy (na zakres wskaźnikowy pH 9,5 - 14,0).
Określić pH badanych roztworów za pomocą papierków wskaźnikowych. Napisz zachodzące w roztworach reakcje. Jak wpływa dodatek mocnego kwasu lub mocnej zasady na pH roztworu buforowego?
Ćwiczenie 3. Hydroliza z wydzieleniem osadu.
Odczynniki i przybory laboratoryjne:
0,3 M azotan(V) bizmutu(lll) (Bi(NO 3 ) 3 ) nasycony roztwór chlorku sodu (NaCI) 2 M kwas solny (HCI). probówki w statywie
Opis ćwiczenia:
Do probówki wprowadzić około 0,5 mL roztworu 0,3 M Bi(NO 3 ) 3 , dodać 5 mL wody destylowanej i 1- kropli nasyconego roztworu NaCI*. Do otrzymanego w ten sposób roztworu z osadem dodawać kroplami 2 M roztwór HCI aż do całkowitego roztworzenia osadu. Otrzymany klarowny roztwór rozcieńczyć 2-3 -krotnie wodą destylowaną.
(* - Dodanie chlorku sodowego do roztworu Bi(NO 3 ) 3 powoduje zwiększenie stopnia hydrolizy)
Analiza doświadczenia i wnioski
Wyjaśnić przyczynę powstawania osadu i jego roztworzenie się po dodaniu kwasu solnego. Napisać, jonowo równania reakcji. Roztwór po wykonaniu ćwiczenia wylać do pojemnika na metale ciężkie!
Ćwiczenie 4. Wpływ temperatury na hydrolizę
Odczynniki i przybory laboratoryjne:
0,5 M roztworu octanu sodu roztwór fenoloftaleiny
Opis ćwiczenia:
Do dwóch szklanych probówek wprowadzić około 5,0 mL0,5 M roztworu octanu sodu oraz po 3 krople roztworu fenoloftaleiny. Jedną z tych probówek ogrzewać na łaźni wodnej a drugą probówkę zostawić w celach porównawczych. Wyjaśnić zaobserwowane różnice zabarwienia roztworu w obu probówkach
