08 Hydroliza instrukcja

background image

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

żą

od temperatury i siły jonowej roztworu. Siła jonowa roztworu uwzgl

ę

d-

background image

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

ż

, ze zmieni si

ę

stopie

ń

hydrolizy jonów ulegaj

ą

cych hydrolizie.

Z równania (1) i (3) wynika,

ż

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,

ż

e roztwór wodny soli słabego kwasu i silnej za-

sady b

ę

dzie miał odczyn zasadowy i im wy

ż

sza warto

ść

stałej dysocjacji słabego kwasu tym ni

ż

-

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

ż

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,

ż

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

ęż

enie analityczne soli.

Uwzgl

ę

dniaj

ą

c powy

ż

sze zało

ż

enia otrzymujemy:

]

OH

[

c

]

OH

[

K

COO

CH

2

h

3

a

=

(8)

background image

3

Je

ś

li

COO

CH

3

c

jest du

ż

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,

ż

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

ż

nych st

ęż

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

ęż

enia) anionów słabego kwasu lub kationów słabej zasady , które uległy

hydrolizie do liczno

ś

ci (st

ęż

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

ż

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,

ż

e stopie

ń

hydrolizy soli słabej zasady i mocnego kwasu oraz

soli słabego kwasu i mocnej zasady maleje ze wzrostem st

ęż

enia soli i ro

ś

nie ze wzrostem roz-

cie

ń

czenia soli.

Z równania reakcji (1) wynika,

ż

e w celu zmniejszenia hydrolizy soli słabej zasady i mocne-

background image

4

go kwasu nale

ż

y do roztworu tej soli doda

ć

mocnego kwasu (całkowicie zdysocjowanego). Spo-

woduje to silny wzrost st

ęż

enia jonów wodorowych i przesuni

ę

cie równowagi reakcji w lewo ( rów-

nanie (3)).

Natomiast zmniejszenie hydrolizy soli słabego kwasu i silnej zasady mo

ż

na osi

ą

gn

ąć

poprzez

dodanie do roztworu tej soli mocnej zasady. Spowoduje to silny wzrost st

ęż

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

ż

a wzór:

]

CN

][

NH

[

]

HCN

][

OH

NH

[

K

4

4

h

+

=

(19)

Wykonuj

ą

c odpowiednie przekształcenia otrzymujemy nast

ę

puj

ą

ce zale

ż

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

ż

no

ś

ci wynika,

ż

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

,

ż

e warto

ść

pH oraz stopie

ń

hydrolizy soli słabego kwasu i

słabej zasady w roztworze wodnym nie zale

żą

od st

ęż

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

ż

y od temperatury).

Je

ż

eli warto

ś

ci stałych dysocjacji słabego kwasu i słabej zasady tworz

ą

cych sól s

ą

do siebie

zbli

ż

one to odczyn roztworu wodnego tej soli b

ę

dzie prawie oboj

ę

tny. Je

ż

eli natomiast warto

ś

ci

stałych dysocjacji K

a

i K

b

ż

ni

ą

si

ę

znacznie to odczyn roztworu wodnego b

ę

dzie ró

ż

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

background image

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

ż

na okre

ś

li

ć

stałe hydrolizy dla ka

ż

dego etapu. W prak-

tyce st

ęż

enie jonów H

+

( dla soli słabej zasady i mocnego kwasu) lub st

ęż

enie jonów OH

-

( dla soli

słabego kwasu i mocnej zasady) powstałych w pierwszym etapie hydrolizy tak silnie przeciwdziała
dalszym etapom hydrolizy,

ż

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

ż

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

ż

na cofn

ąć

przez dodanie do roztworu AlCl

3

roztworu mocnego kwasu. Gdy st

ęż

enie mocnego kwasu,

HX

c

jest du

ż

o wi

ę

ksze od [H

+

]

1

, dwa

rz

ę

dy, wówczas [H

+

] =

HX

c

. Je

ż

eli st

ęż

enie mocnego kwasu jest porównywalne z [H

+

]

1

to do wzo-

ru (23) za [H

+

] podstawiamy wyra

ż

enie

HX

c

+ [H

+

]

1

= [H

+

].St

ęż

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

ążą

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

ż

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:

background image

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

ż

ej hydroliza zatrzymuje si

ę

praktycznie na pierwszym stopniu

hydrolizy. Hydroliz

ę

tej soli mo

ż

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

ż

ej wymienionych osadów nast

ę

puje roztworzenie

osadu w wyniku silnego wzrostu st

ęż

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

ż

nie od rodzaju soli)

co zapobiega hydrolizie jonów tych metali i przeciwdziała wytr

ą

caniu si

ę

osadów.

background image

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

ż

ej wymienione roztwory wodne

octanu sodu o nast

ę

puj

ą

cych st

ęż

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

background image

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

ż

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

ęż

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

background image

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

ż

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

ęż

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

ż

onej 0,1 M roztworem AgNO

3

. Nad drug

ą

, nie

ogrzewan

ą

probówk

ą

umie

ś

ci

ć

równie

ż

kawałek bibuły zwil

ż

onej roztworem AgNO

3

.

Wyja

ś

ni

ć

zaobserwowane ró

ż

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

ż

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

ż

dej probówki doda

ć

po 0,5 cm

3

wody destylowanej i

background image

10

ogrzewa

ć

na ła

ź

ni wodnej. Nast

ę

pnie do probówki nr 2 wkrapla

ć

ostro

ż

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


Wyszukiwarka

Podobne podstrony:
08 skrzynkowy instrukcja
DTR.ZL-24-08.01, Instrukcje, aplisens, dtr
08 Hydroliza sprawozdanie
08 skrzynkowy instrukcja
instrukcja - HYDROLIZA SOLI, Inżynieria środowiska, inż, Semestr II, Chemia ogólna, laboratorium
instrukcja serwisowa termet gco 23 07 17 29 08
Instrukcja J, Poniedziałek - Materiały wiążące i betony, 08. (24.11.2011) Ćw J - Badanie cech użytko
08 Instrukcja obsługi BFB
HYDROLOGIA 08
03-prasa elektro-hydrauliczna warsztatowa, PRACA, instrukcje, XVI - OBRÓBKA, 08 - PRASY
1979 02 08 Instrukcja o muzyce liturgicznej
analiza instrumentalna 22.08.2013, ochrona środowiska UJ, IV semestr, analiza instrumentalna
instrukcja kinetyka enzymatyczna - inwertaza, [1] Hydroliza sacharozy

więcej podobnych podstron