kierunek: Mechanika i Budowa Maszyn
semestr : II( studia niestacjonarne)
prowadząca zajęcia:
opracował:
Ćwiczenie nr 3
TEMAT : HYDROLIZA
Teoria
Cel ćwiczenia
Wykonanie i przebieg ćwiczenia
Wnioski
Hydroliza - reakcja rozkładu substancji pod wpływem wody. Reakcja ta jest reakcja podwójnej wymiany substancji rozpuszczonej z wodą. Rozróżnia się hydrolizę jonową i cząsteczkową. Przykładem reakcji hydrolizy jest hydroliza estru, który rozkłada się na kwas i alkohol według równania:
CH3COOC2H5 + H2O ↔ CH3COOH + C2H5OH
Hydroliza soli - polega na reakcji z wodą wchodzących w skład danej soli jonów.
Powstające w wyniku dysocjacji elektrolitycznej soli jony są z punktu widzenia teorii kwasów Lewisa kwasami (kationy) lub zasadami (aniony), mogą więc one reagować z wodą tak, jakby były kwasami i zasadami w tradycyjnym rozumieniu (wg teorii Arrheniusa). To właśnie ta reakcja jest zwana reakcją hydrolizy elektrolitycznej. Przebiega podobnie do reakcji innych słabych elektrolitów, a więc (w przybliżeniu) zgodnie z prawem rozcieńczeń Ostwalda, gdzie stężeniem c jest stężenie wyjściowej soli. Jeżeli dana sól jest solą jednocześnie słabej zasady i słabego kwasu, wówczas podane poniżej rozwiązania komplikują się, gdyż wtedy powstające kationy i aniony są silnymi kwasami i zasadami Lewisa i prawo rozcieńczeń Ostwalda przestaje być dla nich spełnione.
Sól mocnego kwasu i słabej zasady
W przypadku soli mocnego kwasu i słabej zasady, jak np. chlorek amonowy, NH4Cl, kation NH4+ wchodząc w reakcję z wodą pełni funkcję kwasu odtwarzając w roztworze słabą zasadę, amoniak, NH3 (czyli NH3*H2O) oraz wytwarzając jony hydroniowe H3O+:
NH4+ + H2O ↔ NH3 + H3O+
Sól słabego kwasu i mocnej zasady
Dla soli słabego kwasu i mocnej zasady (np. octan sodowy, CH3COONa), anion octanowy CH3COO- wchodzi w reakcję z cząsteczką wody z wytworzeniem cząsteczki kwasu octowego CH3COOH i anionu wodorotlenowego:
CH3COO- + H2O ↔ CH3COOH + OH-
Hydroliza jonowa - rozkład soli pod wpływem jonów pochodzących z wody; sole słabych zasad ulegają hydrolizie pod wpływem jonów OH-: SnCl2 + 2OH- -> Sn(OH)2 + 2Cl- pozostałe w roztworze jony H+ nadają roztworowi odczyn kwaśny. Sole słabych kwasów pod wpływem jonów H+ - KCN + H+ -> K+ + HCN, pozostałe w roztworze jony OH- nadają mu odczyn zasadowy.
Innymi słowy hydroliza to reakcja jonów z cząsteczkami wody w wyniku której następuje rozkład cząsteczki wody z uwolnieniem jonu wodorowego lub hydroksylowego, w wyniku którego następuje zakwaszenie lub alkalizacja roztworu wodnego.
Reakcję hydrolizy można opisać następującymi równaniami ogólnymi:
Mn++H2O ↔ MOH(n-1)+ +H+
W tej reakcji oddziaływanie kationów Mn+z cząsteczkami wody prowadzi do powstania słabo zdysocjowanego produktu MOH(n-1)+ i jonów wodorowych H+. Roztwór ulegnie zakwaszeniu.
Am-+H2O ↔ HA(m-1)- +OH-
Natomiast reakcja anionów Am- z wodą prowadzi do powstania słabo produktu HA(m-1)- i wolnych jonów hydroksylowych OH- a więc roztwór ulegnie alkalizacji.
Reakcja hydrolizy kationów jest wynikiem silnego oddziaływania wolnych par elektronowych cząsteczki wody z dodatnio naładowanym kationem. Przykładem tej reakcji jest hydroliza kationu Fe3+ w roztworze wodnym.
Oddziaływanie to jest tym silniejsze im większa jest gęstość ładunku dodatniego na powierzchni kationu.
Natomiast siła oddziaływania anionów z cząsteczkami wody będzie zależała od siły oddziaływania wolnych par elektronowych anionu z atomem wodoru cząsteczki wody. Zobrazowanie tego procesu daje hydroliza anionu S2- w roztworze wodnym.
Celem ćwiczenia jest odpowiedz na pytania:
Bagietka do mieszania
Zlewka – 100[cm3]
Papierki wskaźnikowe
Waga laboratoryjna
Bibuła – jako naczynko miarowe
Węglan sodu - Na2CO3
Siarczan sodu - Na2SO4
Chlorek sodu - NaCl
Chlorek amonu - NH4Cl
Węglan potasu - K2CO3
Woda destylowana
Przygotowanie przyrządów do przeprowadzenia doświadczenia
Odmierzenie na wadze laboratoryjnej 1 g węglanu sodu - Na2CO3
Przygotowanie w zlewce 50 cm3 wody destylowanej
Dodanie odmierzonej ilości węglanu sodu do wody w zlewce i dokładne wymieszanie bagietką roztworu
Zanurzenie papierka lakmusowego w roztworze i porównanie z wzorcem, określenie wartości na 13 pH
Wylano zużyty roztwór, starannie umyto sprzęt do kolejnych analiz.
Odważenie 1 g siarczanu sodu - Na2SO4
Odmierzenie w zlewce 50 cm3 wody destylowanej
Dodanie odmierzonej ilości węglanu sodu do wody w zlewce i dokładne wymieszanie roztworu bagietką
Zanurzenie papierka lakmusowego w roztworze i porównanie z wzorcem, określenie wartości na 6 pH
W analogicznym postępowaniu dokonano :
Określając wynik na skali na 5 pH
Określając wynik na skali na 5 pH
Określając wynik na skali na 11 pH
Określone wyniki reakcji są subiektywną oceną kolorów i mogą się różnić od rzeczywistych . Przyjmijmy niepewność oceny o 1 pH
Węglan sodu jest solą mocnej zasady sodowej NaOH i słabego kwasu węglowego H2CO3
Reakcja sumaryczna: Na2CO3 + 2H2O → 2Na+ + 2OH- + H2CO3
Otrzymanie pH 13 to odczyn zasadowy, zgodny z teorią
Siarczan sodu jest solą mocnej zasady sodowej NaOH i mocnego kwasu siarkowego H2SO4
reakcja hydrolizy nie zachodzi, odczyn otrzymany 6 pH
Chlorek sodu jest solą mocnej zasady sodowej NaOH i mocnego kwasu solnego H2SO4
reakcja hydrolizy nie zachodzi, odczyn otrzymany 5 pH
Chlorek amonu jest solą mocnego kwasu solnego HCl i słabej zasady amonowejNH4OH
Reakcja sumaryczna: NH4Cl + H2O → NH4OH + H+ + Cl-
Otrzymanie pH 5 to odczyn kwaśny, zgodny z teorią
2KOh + H2Co3 K2CO3 + H2
Węglan potasu jest solą mocnej zasady sodowej KOH i słabego kwasu węglowego H2CO3
Reakcja sumaryczna: K2CO3 + 2H2O → 2K+ + 2OH- + H2CO3
Otrzymanie pH 11 to odczyn zasadowy, zgodny z teorią
Zestawienie wyników w tabeli porównawczej
ROZTWÓR SOLI | pH | RÓWNANIA REAKCJI HYDROLIZY |
---|---|---|
Węglan sodu - Na2CO3 | 13 – odczyn zasadowy | Na2CO3 + 2H2O → 2Na+ + 2OH- + H2CO3 |
Siarczan sodu - Na2SO4 | 6 – odczyn kwaśny | Nieulega hydrolizie |
Chlorek sodu - NaCl | 5 – odczyn kwaśny | Nieulega hydrolizie |
Chlorek amonu - NH4Cl | 5 – odczyn kwaśny | NH4Cl + H2O → NH4OH + H+ + Cl- |
Węglan potasu - K2CO3 | 11 – odczyn zasadowy | K2CO3 + 2H2O → 2K+ + 2OH- + H2CO3 |
Ta seria reakcji ugruntowuje nas w przekonaniu że elektrolity mocne nie ulęgają hydrolizie. W przypadku soli oznacza to, że gdy chociaż jeden z elementów wyjściowych soli (kwas lub zasada) należy do elektrolitów słabych to taka sól będzie ulegać hydrolizie, a tym samym będzie zmieniać pH roztworu.
Należy przyjąć za pewnik-kanon chemicznych pewności, określony przez dziesiątki doświadczeń i wyliczeń, następującą wartość, że hydrolizie ulegają tylko te sole, które po przereagowaniu z wodą utworzą słaby elektrolit:
sól słabego kwasu i mocnej zasady, reaguje w hydrolizie anionowej dając odczyn zasadowy.
sól mocnego kwasu i słabej zasady, reaguje w hydrolizie
kationowej dając odczyn kwasowy.
sól słabego kwasu i słabej zasady, reaguje w hydrolizie kationowo-
anionowa. Odczyn wodnego roztworu takiej soli jest albo obojętny, albo słabo kwasowy (kwaśny), albo słabo zasadowy, w zależności od tego, który z produktów tej reakcji jest lepiej zdysocjowany.
Sole mocnych kwasów i mocnych zasad nie ulegają hydrolizie. Ich odczyn w roztworach wodnych jest obojętny.