1
Podstawy Chemii Nieorganicznej
Ć
wiczenia laboratoryjne
kod kursu:
CHC 0120
HYDROLIZA
Opracowanie: Jerzy Wódka
WPROWADZENIE
Hydroliza jest szczególnym przypadkiem procesu solwolizy tzn. reakcji chemicznych jonów
słabego kwasu lub słabej zasady z cz
ą
steczkami rozpuszczalnika o charakterze protonowym.
W przypadku hydrolizy oznacza to reakcj
ę
anionów słabego kwasu lub kationu słabej zasady z
cz
ą
steczkami wody. Podobnie jak dysocjacja elektrolityczna, hydroliza jest jednym z rodzajów
reakcji protolitycznej, w których woda, jako kwas lub zasada Bronsteda, reaguje z anionami sła-
bych kwasów lub kationami słabych zasad, b
ę
d
ą
cymi kwasami i zasadami Bronsteda.
Hydrolizie ulegaj
ą
kationy słabych zasad i aniony słabych kwasów pochodz
ą
cych od soli słabych
zasad i silnych kwasów, soli słabych kwasów i mocnych zasad oraz soli słabych kwasów i sła-
bych zasad. Hydrolizie nie ulegaj
ą
aniony mocnych kwasów i kationy mocnych zasad.
Hydroliza soli słabych zasad i mocnych kwasów oraz słabych kwasów i mocnych zasad
typu NH
4
Cl, CH
3
COONa.
Po rozpuszczeniu w wodzie sole ulegaj
ą
dysocjacji a nast
ę
pnie kation słabej zasady lub
anion słabego kwasu ulega hydrolizie według reakcji:
NH
+
4
+ H
2
O = NH
4
OH + H
+
(1)
CH
3
COO
-
+ H
2
O
= CH
3
COOH + OH
-
(2)
Stałe równowagi reakcji hydrolizy kationu słabej zasady i anionu słabego kwasu :
]
[NH
]
OH][H
[NH
K
4
4
b
h
+
+
=
(3)
]
COO
[CH
]
COOH][OH
[CH
K
3
3
a
h
−
−
=
(4)
nazywamy stałymi hydrolizy.
Stałe hydrolizy zale
Ŝą
od temperatury i siły jonowej roztworu. Siła jonowa roztworu uwzgl
ę
d-
2
nia oddziaływania wszystkich jonów obecnych w roztworze. Je
ś
li do wodnego roztworu soli zawie-
raj
ą
cej jony ulegaj
ą
ce hydrolizie dodamy np. KCl to zmieni si
ę
siła jonowa roztworu, zmieni
ą
si
ę
współczynniki aktywno
ś
ci jonów a tym samym i stała hydrolizy. Oznacza to równie
Ŝ
, ze zmieni si
ę
stopie
ń
hydrolizy jonów ulegaj
ą
cych hydrolizie.
Z równania (1) i (3) wynika,
Ŝ
e roztwór soli słabej zasady i mocnego kwasu b
ę
dzie miał od-
czyn słabo kwa
ś
ny. Im wi
ę
ksza warto
ść
stałej dysocjacji słabej zasady tym wi
ę
ksza warto
ść
pH
roztworu. Z równania (2) i (4) wynika natomiast,
Ŝ
e roztwór wodny soli słabego kwasu i silnej za-
sady b
ę
dzie miał odczyn zasadowy i im wy
Ŝ
sza warto
ść
stałej dysocjacji słabego kwasu tym ni
Ŝ
-
sza warto
ść
pH roztworu.
Podstawiaj
ą
c do równania (3) warto
ść
[H
+
] wynikaj
ą
c
ą
z iloczynu jonowego wody
[H
+
] = K
w
/[OH
-
]:
]
OH
][
NH
[
K
]
OH
NH
[
K
4
w
4
h
b
−
+
⋅
=
(5)
ale wyra
Ŝ
enie
]
OH
][
NH
[
]
OH
NH
[
4
4
−
+
odpowiada odwrotno
ś
ci stałej dysocjacji amoniaku (słabej zasady).
St
ą
d
b
w
h
K
K
K
b
=
(6)
Analogicznie , podstawiaj
ą
c do równania (4) warto
ść
[OH
-
] = K
w
/[H
+
] otrzymujemy:
a
w
h
K
K
K
a
=
(7)
gdzie K
a
jest stał
ą
dysocjacji słabego kwasu.
Oznacza to,
Ŝ
e warto
ść
stałej hydrolizy obliczamy na podstawie stabelaryzowanych warto
ś
ci ilo-
czynu jonowego wody i stałej dysocjacji słabego kwasu lub zasady.
Warto
ś
ci pH roztworów wodnych soli słabych kwasów i silnych zasad oraz soli słabych za-
sad i silnych kwasów obliczamy przekształcaj
ą
c odpowiednio równania (3) i (4).
W stanie równowagi :
[OH
-
] = [CH
3
COOH] , [CH
3
COO
-
] =
−
COO
CH
3
c
– [OH
-
]
gdzie
−
COO
CH
3
c
oznacza st
ęŜ
enie analityczne soli.
Uwzgl
ę
dniaj
ą
c powy
Ŝ
sze zało
Ŝ
enia otrzymujemy:
]
OH
[
c
]
OH
[
K
COO
CH
2
h
3
a
−
−
−
=
−
(8)
3
Je
ś
li
−
COO
CH
3
c
jest du
Ŝ
o wi
ę
ksze od [OH
-
] , (dwa rz
ę
dy) to równanie (8) upraszcza si
ę
do
postaci:
−
−
=
COO
CH
2
h
3
a
c
]
OH
[
K
(9)
Podobnie , uwzgl
ę
dniaj
ą
c,
Ŝ
e w stanie równowagi :
[H
+
] = [NH
4
OH] , oraz [NH
+
4
] =
+
4
NH
c
– [H
+
] , otrzymujemy:
]
H
[
c
]
H
[
K
4
b
NH
2
h
+
+
−
=
+
(10)
I je
ś
li
Cl
NH
c
4
co najmniej dwa rz
ę
dy wi
ę
ksze od [H
+
] :
+
+
=
4
b
NH
2
h
c
]
H
[
K
(11)
Wzory (8) do (11) wykorzystujemy do oblicze
ń
warto
ś
ci pH wodnych roztworów soli słabych za-
sad i mocnych kwasów oraz soli słabych kwasów i mocnych zasad dla ró
Ŝ
nych st
ęŜ
e
ń
pocz
ą
tko-
wych soli.
Cz
ę
sto do opisu ilo
ś
ciowego hydrolizy stosowany jest stopie
ń
hydrolizy (
β
), zdefiniowany jako
stosunek liczno
ś
ci (st
ęŜ
enia) anionów słabego kwasu lub kationów słabej zasady , które uległy
hydrolizie do liczno
ś
ci (st
ęŜ
enia ) tych jonów powstałych w wyniku dysocjacji soli.
Z definicji stopnia hydrolizy np. dla roztworów soli typu NH
4
Cl i CH
3
COONa :
β
= [H
+
] /
+
4
NH
c
,
β
= [OH
-
] /
_
3
COO
CH
c
Podstawiaj
ą
c do wzorów (8) – (11) wyra
Ŝ
enia na stopie
ń
hydrolizy otrzymujemy:
β
1
β
c
K
2
COO
CH
h
3
a
−
⋅
=
−
(12) ,
β
1
β
c
K
2
NH
h
4
b
−
⋅
=
+
(13)
Je
ś
li
β
jest bardzo małe, mniejsze od 0,01, to otrzymujemy:
2
COO
CH
h
β
c
K
3
a
⋅
=
−
(14),
2
NH
h
β
c
K
4
b
⋅
=
+
(15)
Z otrzymanych wzorów wynika,
Ŝ
e stopie
ń
hydrolizy soli słabej zasady i mocnego kwasu oraz
soli słabego kwasu i mocnej zasady maleje ze wzrostem st
ęŜ
enia soli i ro
ś
nie ze wzrostem roz-
cie
ń
czenia soli.
Z równania reakcji (1) wynika,
Ŝ
e w celu zmniejszenia hydrolizy soli słabej zasady i mocne-
4
go kwasu nale
Ŝ
y do roztworu tej soli doda
ć
mocnego kwasu (całkowicie zdysocjowanego). Spo-
woduje to silny wzrost st
ęŜ
enia jonów wodorowych i przesuni
ę
cie równowagi reakcji w lewo ( rów-
nanie (3)).
Natomiast zmniejszenie hydrolizy soli słabego kwasu i silnej zasady mo
Ŝ
na osi
ą
gn
ąć
poprzez
dodanie do roztworu tej soli mocnej zasady. Spowoduje to silny wzrost st
ęŜ
enia jonów wodorotle-
nowych i przesuni
ę
cie równowagi reakcji (4) w lewo.
Hydroliza soli słabej zasady i słabego kwasu
Po rozpuszczeniu w wodzie soli słabego kwasu i słabej zasady nast
ę
puje całkowita dysocja-
cja elektrolityczna soli a nast
ę
pnie hydrolizie ulega zarówno anion słabego kwasu i kation słabej
zasady.
Np. w roztworze wodnym NH
4
CN zachodz
ą
nast
ę
puj
ą
ce reakcje:
NH
4
+
+ H
2
O = NH
4
OH + H
+
(16)
CN
-
+ H
2
O = HCN + OH
-
(17)
Stał
ą
równowagi procesu sumarycznego :
NH
4
+
+ CN
-
= NH
4
OH + HCN
(18)
wyra
Ŝ
a wzór:
]
CN
][
NH
[
]
HCN
][
OH
NH
[
K
4
4
h
−
+
=
(19)
Wykonuj
ą
c odpowiednie przekształcenia otrzymujemy nast
ę
puj
ą
ce zale
Ŝ
no
ś
ci:
b
a
w
h
K
K
K
K
=
(20),
b
w
a
2
K
K
K
]
H
[
=
+
(21),
b
a
w
2
K
K
K
β
=
(22)
Z przedstawionych zale
Ŝ
no
ś
ci wynika,
Ŝ
e warto
ść
stałej hydrolizy soli słabej zasady i słabego
kwasu jest tym wi
ę
ksza im mniejsze s
ą
warto
ś
ci stałych dysocjacji słabego kwasu i słabej zasady
tzn. im słabsza jest zasada i kwas tworz
ą
cych sól.
Równania (21) i (22) wykazuj
ą
,
Ŝ
e warto
ść
pH oraz stopie
ń
hydrolizy soli słabego kwasu i
słabej zasady w roztworze wodnym nie zale
Ŝą
od st
ęŜ
enia pocz
ą
tkowego soli a jedynie od war-
to
ś
ci stałych dysocjacji słabego kwasu (K
a
) i słabej zasady (K
b
) i podobnie jak dla soli typu NH
4
Cl
czy CH
3
COONa od temperatury ( bo stała hydrolizy zale
Ŝ
y od temperatury).
Je
Ŝ
eli warto
ś
ci stałych dysocjacji słabego kwasu i słabej zasady tworz
ą
cych sól s
ą
do siebie
zbli
Ŝ
one to odczyn roztworu wodnego tej soli b
ę
dzie prawie oboj
ę
tny. Je
Ŝ
eli natomiast warto
ś
ci
stałych dysocjacji K
a
i K
b
ró
Ŝ
ni
ą
si
ę
znacznie to odczyn roztworu wodnego b
ę
dzie ró
Ŝ
ny od obo-
j
ę
tnego. Je
ś
li K
a
>K
b
roztwór b
ę
dzie miał odczyn kwa
ś
ny, a gdy K
b
>K
a
roztwór b
ę
dzie miał odczyn
5
alkaliczny.
Hydroliza soli typu AlCl
3
i Na
2
CO
3
Po rozpuszczeniu w wodzie tego typu soli hydroliza anionu słabego kwasu i kationu słabej
zasady przebiega etapami dla których mo
Ŝ
na okre
ś
li
ć
stałe hydrolizy dla ka
Ŝ
dego etapu. W prak-
tyce st
ęŜ
enie jonów H
+
( dla soli słabej zasady i mocnego kwasu) lub st
ęŜ
enie jonów OH
-
( dla soli
słabego kwasu i mocnej zasady) powstałych w pierwszym etapie hydrolizy tak silnie przeciwdziała
dalszym etapom hydrolizy,
Ŝ
e do oblicze
ń
pH i stopnia hydrolizy roztworu wykorzystuje si
ę
tylko
stał
ą
hydrolizy pierwszego stopnia.
Np. kation Al
3+
pochodz
ą
cy z dysocjacji wodnego roztworu AlCl
3
hydrolizuje nast
ę
puj
ą
co:
Al
3+
+ H
2
O = Al (OH)
2+
+ H
+
(23)
Al (OH)
2+
+ H
2
O = Al (OH)
2
+
+ H
+
(24)
Al(OH)
2
+
+ H
2
O = Al(OH)
3
+ H
+
(25)
Z reguły kolejne stałe hydrolizy ró
Ŝ
ni
ą
si
ę
co najmniej o 5 rz
ę
dów wówczas [H
+
]
1
>> [H
+
]
2
>> [H
+
]
3
.
Warto
ść
pH roztworu tej soli obliczamy tak jak dla roztworów wodnych soli słabych kwasów i sil-
nych zasad oraz słabych zasad i silnych kwasów wykorzystuj
ą
c tylko pierwsz
ą
stał
ą
hydrolizy:
]
[H
c
]
[H
K
s
2
1
h
+
+
−
=
,
(26)
i
3
b
w
1
h
K
K
K
=
,
(27)
gdzie K
b3
jest stał
ą
dysocjacji trzeciego stopnia
Al(OH)
2+
= Al
3+
+ OH
-
(28)
Podobnie jak dla innych typów soli hydroliz
ę
mo
Ŝ
na cofn
ąć
przez dodanie do roztworu AlCl
3
roztworu mocnego kwasu. Gdy st
ęŜ
enie mocnego kwasu,
HX
c
jest du
Ŝ
o wi
ę
ksze od [H
+
]
1
, dwa
rz
ę
dy, wówczas [H
+
] =
HX
c
. Je
Ŝ
eli st
ęŜ
enie mocnego kwasu jest porównywalne z [H
+
]
1
to do wzo-
ru (23) za [H
+
] podstawiamy wyra
Ŝ
enie
HX
c
+ [H
+
]
1
= [H
+
].St
ęŜ
enia jonów wodorowych pocho-
dz
ą
cych z dalszych stopni hydrolizy, jako bardzo małe nie uwzgl
ę
dniamy w obliczeniach.
Natomiast dodanie zwi
ą
zku chemicznego wi
ąŜą
cego jony wodorowe spowoduje przesuni
ę
-
cie równowagi reakcji hydrolizy w prawo i powstanie białego osadu wodorotlenku glinu. Np. wpro-
wadzenie do roztworu wodnego AlCl
3
w
ę
glanu sodu spowoduje wytr
ą
cenie osadu:
2Al
3+
+ 3CO
3
2-
+ 3H
2
O = 2Al(OH)
3
↓
+ 3CO
2
(29)
Identyczna reakcja zachodzi równie
Ŝ
dla jonów Fe
3+
, Cr
3+
. W przypadku kationów dwuwarto
ś
cio-
wych np. Cu
2+
, Ni
2+
, Co
2+
w
ę
glany str
ą
caj
ą
osady b
ę
d
ą
ce mieszanin
ą
w
ę
glanów metali i soli za-
sadowych.
Jony CO
3
2-
pochodz
ą
ce z dysocjacji wodnego roztworu np. w
ę
glanu sodu hydrolizuj
ą
według re-
akcji:
6
CO
3
2-
+ H
2
O = HCO
-
3
+ OH
-
(30)
HCO
3
2-
+ H
2
O = H
2
CO
3
+ OH
-
.
(31)
Z powodów przedstawionych wy
Ŝ
ej hydroliza zatrzymuje si
ę
praktycznie na pierwszym stopniu
hydrolizy. Hydroliz
ę
tej soli mo
Ŝ
na zmniejszy
ć
przez dodanie do roztworu w
ę
glanu mocnej zasady
Dodanie mocnego kwasu przesunie równowag
ę
reakcji hydrolizy w prawo.
Hydroliza soli z wydzieleniem osadu
Rozpuszczalne w wodzie zwi
ą
zki chemiczne bizmutu(III), antymonu(III), antymonu(V) oraz
cyny(II) hydrolizuj
ą
z wydzieleniem osadów. W przypadku chlorku bizmutu(III) zachodz
ą
nast
ę
pu-
j
ą
ce reakcje:
Bi
3+
+
H
2
O = Bi(OH)
2+
+ H
+
,
(32)
Bi(OH)
2+
+ H
2
O = Bi(OH)
2
+
+ H
+
.
(33)
Bi(OH)
2
+
+ Cl
-
= BiOCl
↓
+ H
2
O.
(34)
W wyniku reakcji powstaje osad chlorku tlenku bizmutu(III)
Podobnie zachodzi hydroliza jonów Sb
3+
. Natomiast jony Sb
5+
hydrolizuj
ą
z wydzieleniem osadu
SbO
2
Cl. Kationy Sn
2+
, w wodnych roztworach chlorków, w wyniku hydrolizy tworz
ą
osad SnOHCl.
Przez dodanie mocnego kwasu do wy
Ŝ
ej wymienionych osadów nast
ę
puje roztworzenie
osadu w wyniku silnego wzrostu st
ęŜ
enia jonów wodorowych przesuwaj
ą
cych równowag
ę
dwóch
pierwszych etapów hydrolizy w lewo. Fakt ten wykorzystujemy w chemii do sporz
ą
dzania roztwo-
rów wodnych zwi
ą
zków cyny, bizmutu i antymonu. Do przygotowanych roztworów soli tych metali
dodaje si
ę
mocnego kwasu ( kwasu solnego, azotowego lub siarkowego, zale
Ŝ
nie od rodzaju soli)
co zapobiega hydrolizie jonów tych metali i przeciwdziała wytr
ą
caniu si
ę
osadów.
7
LITERATURA
1. A. Biela
ń
ski , Podstawy Chemii Nieorganicznej, PWN, Warszawa, 1994.
2. Z.S. Szmal, T. Lipiec , Chemia Analityczna z Elementami Analizy Instrumentalnej, Warszawa,
PZWL, 1997.
3. I. Barycka, K.Skudlarski, Podstawy Chemii, Wydawnictwo P.Wr., 1993.
Pytania kontrolne:
1. Jaki b
ę
dzie odczyn nast
ę
puj
ą
cych roztworów soli:
a) CH
3
COONH
4
,
p
K
a
=4,33 , pK
b
= 4,75 b) Na
3
PO
4
, c) NaH
2
PO
4
, d) NaNO
2
, e) (NH
4
)
2
SO
4.
Podaj który jon ulega hydrolizie i odpowiednie reakcje hydrolizy.
2. Oblicz pH i stopie
ń
hydrolizy jonów ulegaj
ą
cych hydrolizie w nast
ę
puj
ą
cych roztworach:
a) 0,5 M NH
4
Cl , b) 0,0001 M NH
4
Cl, pK
b
= 4,75, pK
w
= 14,2
c) 0,4M CH
3
COONa, d) 0,0002M CH
3
COONa , pK
a
=4,55, pK
w
= 14,2
3. Za pomoc
ą
jakiego zwi
ą
zku chemicznego cofniesz hydroliz
ę
nast
ę
puj
ą
cych jonów:
a) NO
-
2
, b) Ni
2+
, c) HPO
2-
4
, d)Sb
3+
, e)CN
-
, f) NH
4
+
.
4. Jak zmieni si
ę
równowaga reakcji hydrolizy odpowiednich jonów po dodaniu roztworu NaOH do
wodnego roztworu nast
ę
puj
ą
cych soli:
a) KNO
2
, b)CH
3
COONa, c) KCN d) SnCl
2
.
5. Jak zmieni si
ę
równowaga reakcji hydrolizy odpowiednich jonów po dodaniu roztworu kwasu sol-
nego do roztworu wodnego nast
ę
puj
ą
cych soli:
a) SnCl
2
, b) Na
3
PO
4
, c) KNO
2
, d) K
2
SO
3
.
6. Do 100 cm
3
0,10 M roztworu KNO
2
dodano 20 cm
3
0, 05 M roztworu KOH.
Obliczy
ć
pH otrzymanego roztworu. pK
a
= 2.87 , pK
w
= 13,80.
7. Do 200 cm
3
0,20 M roztworu NH
4
Cl dodano 50 cm
3
0, 05 M roztworu HCl.
Obliczy
ć
pH otrzymanego roztworu. pK
b
= 4,33, pK
w
= 13,97.
8. Czy po dodaniu do roztworu wodnego NaCN i CH
3
COONa wodnego roztworu KCl
zmieni si
ę
stopie
ń
hydrolizy jonów CN
-
i CH
3
COO
-
. Odpowied
ź
uzasadnij.
9. Rozpuszczono w wodzie stałe SnCl
2
i stały BiCl
3
. Wytr
ą
cił si
ę
biały osad . W jaki sposób spowodu-
jesz roztworzenie si
ę
osadów? Napisz odpowiednie reakcje.
10. Jak wpływa rozcie
ń
czenie roztworu na stopie
ń
hydrolizy jonów NH
4
+
, Bi
3+
.
11. Uszereguj, według rosn
ą
cego stopnia hydrolizy jonu CH
3
COO
-
ni
Ŝ
ej wymienione roztwory wodne
octanu sodu o nast
ę
puj
ą
cych st
ęŜ
eniach:
a) 1,00 M, b) 2,00% , d = 1,00g/cm
3
, c) x
(mol)
= 0,01, d = 1,0g/cm
3
, d) 0,0001M e) 0,05M
8
WYKONANIE DO
Ś
WIADCZE
Ń
Do
ś
wiadczenie 1. Badanie odczynu soli
Odczynniki: w
ę
glan potasu (K
2
CO
3
), chlorek sodu (NaCl), chlorek amonu (NH
4
Cl) , siarczan
sodu (Na
2
SO
4
), fosforan(V)sodu (Na
3
PO
4
), octan sodu (CH
3
COONa).
W ponumerowanych probówkach przygotowa
ć
roztwory w/w soli rozpuszczaj
ą
c niewielk
ą
ich ilo
ść
( jedn
ą
mikroszpachelk
ę
) w około 5 cm
3
wody destylowanej.
Za pomoc
ą
uniwersalnego papierka wska
ź
nikowego okre
ś
li
ć
odczyn otrzymanych roztwo-
rów soli ( zanurzy
ć
szklan
ą
bagietk
ę
w roztworze i zwil
Ŝ
y
ć
papierek).
•
Które spo
ś
ród badanych soli ulegaj
ą
hydrolizie.
•
Napisa
ć
jonowo równania reakcji hydrolizy odpowiednich jonów.
•
Obliczy
ć
pH wodnych roztworów tych soli, których jony ulegaj
ą
hydrolizie, przyjmuj
ą
c
st
ęŜ
enie soli c = 0,10 M oraz sił
ę
jonow
ą
I = 0 oraz T = 298K (pk
w
=14,0). Warto
ś
ci sta-
łych dysocjacji znajduj
ą
si
ę
w tabeli 1.
•
Wyniki przedstawi
ć
w postaci:
Sól
Zabarwienie papierka
wska
ź
nikowego
Warto
ść
pH odczytana
ze skali
Warto
ść
pH obliczona
K
2
CO
3
NaCl
NH
4
Cl
Na
2
SO
4
Na
3
PO
4
CH
3
COONa
Tabela 1. Stałe dysocjacji wybranych elektrolitów. Podane warto
ś
ci pK = -logK
Elektrolit
Reakcja dysocjacji
pK
1
pK
2
pK
3
H
3
PO
4
H
3
PO
4
H
+
+ H
2
PO
4
-
H
2
PO
4
-
H
+
+ HPO
4
2-
HPO
4
2-
H
+
+ PO
4
3-
2,15
7,18
12,38
H
2
CO
3
H
2
CO
3
H
+
+ HCO
3
-
HCO
3
-
H
+
+
CO
3
2-
6,35
10,32
CH
3
COOH
CH
3
COOH
CH
3
COO
-
+ H
+
4,79
NH
3
H
2
O
NH
3
H
2
O
NH
4
+
+ OH
-
4,76
9
Do
ś
wiadczenie 2. Hydroliza z wydzieleniem osadu
Odczynniki : 0,3 M azotan(V) bizmutu(III) (Bi(NO
3
)
3
) , nasycony roztwór chlorku sodu (NaCl),
2 M kwas solny (HCl).
Do probówki wprowadzi
ć
około 0,5 cm
3
roztworu 0,3 M Bi(NO
3
)
3
, doda
ć
5 cm
3
wody desty-
lowanej i 1-2 kropli nasyconego roztworu NaCl*. Do otrzymanego w ten sposób roztworu z
osadem dodawa
ć
kroplami 2 M roztwór HCl a
Ŝ
do całkowitego roztworzenia osadu. Otrzy-
many klarowny roztwór rozcie
ń
czy
ć
2-3 -krotnie wod
ą
destylowan
ą
.
•
Wyja
ś
ni
ć
przyczyn
ę
powstawania osadu i roztworzenie si
ę
jego po dodaniu kwasu sol-
nego.
•
Napisa
ć
, jonowo równania reakcji.
Roztwór po wykonaniu
ć
wiczenia wyla
ć
do pojemnika na metale ci
ęŜ
kie.
*Dodanie chlorku sodowego do r-ru Bi(NO
3
)
3
powoduje zwi
ę
kszenie stopnia hydrolizy.
Do
ś
wiadczenie 3. Wpływ temperatury na hydroliz
ę
Odczynniki: 0,5 M amid kwasu tiooctowego CH
3
CSNH
2
(AKT), 0,1 M azotan(V) srebra(I)
(AgNO
3
) , 0,5 M roztwór octanu sodu , roztwór fenoloftaleiny.
a)
Do dwóch probówek o pojemno
ś
ci ok. 10 cm
3
wprowadzi
ć
po około 10 kropli
0,5 M roztworu amidu kwasu tiooctowego, doda
ć
2 cm
3
wody destylowanej. Jedn
ą
pro-
bówk
ę
ogrzewa
ć
na wrz
ą
cej ła
ź
ni wodnej przez około 10 minut. Nast
ę
pnie u wylotu
probówki umie
ś
ci
ć
kawałek bibuły zwil
Ŝ
onej 0,1 M roztworem AgNO
3
. Nad drug
ą
, nie
ogrzewan
ą
probówk
ą
umie
ś
ci
ć
równie
Ŝ
kawałek bibuły zwil
Ŝ
onej roztworem AgNO
3
.
•
Wyja
ś
ni
ć
zaobserwowane ró
Ŝ
nice i dlaczego bibuła uległa zaczernieniu.
•
Napisa
ć
równania zachodz
ą
cych reakcji.
Hydroliza AKT:
CH
3
CSNH
2
+ 2H
2
O = CH
3
COO
-
+ H
2
S + NH
4
+
b)
Do dwóch szklanych probówek wprowadzi
ć
około 5,0 cm
3
0,5 M roztworu octanu sodu
oraz po 3 krople roztworu fenoloftaleiny. Jedn
ą
z tych probówek ogrzewa
ć
na ła
ź
ni wod-
nej a drug
ą
probówk
ę
zostawi
ć
w celach porównawczych.
•
Wyja
ś
ni
ć
zaobserwowane ró
Ŝ
nice zabarwienia roztworu w obu probówkach
Do
ś
wiadczenie 4. Hydroliza jonów NO
2
-
w obecno
ś
ci jonów Al
3+
.
Odczynniki: 0.20 M azotan(III) sodu(NaNO
2
), 2,0 M kwas siarkowy(VI) (H
2
SO
4
), 0,50 M
chlorek glinu(III) (AlCl
3
).
Do trzech ponumerowanych probówek wprowadzi
ć
, za pomoc
ą
pipetki około 0.5 cm
3
0,2 M
roztworu azotanu(III) sodu. Do ka
Ŝ
dej probówki doda
ć
po 0,5 cm
3
wody destylowanej i
10
ogrzewa
ć
na ła
ź
ni wodnej. Nast
ę
pnie do probówki nr 2 wkrapla
ć
ostro
Ŝ
nie pipetk
ą
2,0 M
kwas siarkowy(VI) a do probówki nr 3 dodawa
ć
kroplami ok. 1,0 cm
3
0,5 M roztwór chlorku
glinu. Wszystkie probówki ponownie umie
ś
ci
ć
w ła
ź
ni wodnej.
•
Jaki jest odczyn 0,2 M NaNO
2
oraz 0,5 M AlCl
3
?
•
Jakie reakcje zachodz
ą
w probówce nr 2 ?
•
Za pomoc
ą
odpowiednich reakcji chemicznych wyja
ś
nij wydzielanie si
ę
brunatnego ga-
zu i wytr
ą
canie białego osadu w probówce nr 3.
Po wykonaniu do
ś
wiadczenia 6 zawarto
ść
probówek wyla
ć
do pojemnika na metale