Semestr I
	Przygotowanie:	Wykonanie:	Ocena:

Hydroliza soli i pH roztworów

1. Zagadnienia:

Dysocjacja elektrolityczna- proces rozpadu cząsteczek związków chemicznych na jony pod wpływem rozpuszczalnika ulegają temu substancje, w których występuje wiązanie jonowe lub atomowe spolaryzowane. Zdysocjowany roztwór związku chemicznego nazywa się elektrolitem. W roztworach dysocjacja jest procesem odwracalnym.

Iloczyn jonowy wody- stała dysocjacji wody, czyli stała równowagi chemicznej procesu

H₂O ⇄ H⁺ + OH^- . Jego wartość zmienia się pod wpływem temperatury.

[H⁺] [OH^-] = 10 ^-14 [mol²/dm³]

Hydroliza soli- to reakcja odwracalna zachodząca między kationem lub/i anionem pochodzącym z dysocjacji soli, a cząsteczką wody.

1. Przebieg doświadczenia:

1. Zmierzyć pH roztworów HCl w zakresie stężeń 0,1 – 0,000001 M. Roztwory przygotować przez odpowiednie rozcieńczenie w następujący sposób: do kolbki miarowej o pojemności 100 cm3, przenieść pipetą 10 cm3 0,1 M HCl, uzupełnić wodą destylowaną do kreski i po zakorkowaniu kolbki dokładnie wymieszać. Z tak przygotowanego 0,01 M roztworu HCl przenieść 10 cm3 tegoż roztworu ( pipetą z odpowiednim oznaczeniem) do następnej kolbki i również uzupełnić wodą i wymieszać. Postępując analogicznie przygotować kolejne roztwory: 0,0001 M, 0,00001 M i 0,000001 M. Tak przygotowane roztwory przenieść do odpowiednich naczynek polietylenowych w ilości ok. 25 cm3 i zmierzyć pH za pomocą pH-metru.

2. Zmierzyć wartości pH dla kwasów: solnego, octowego i szczawiowego o stężeniu 0,1 M. Wyniki zestawić w tabeli.

3. W odpowiednio oznaczonych naczyńkach polietylenowych rozpuszczać kolejno odpowiednie sole wymienione w punkcie 3 (odczynniki). Po rozpuszczeniu soli zmierzyć wartość pH. Wyniki pomiarów zestawić w tabeli. Zapisać równania hydrolizy poszczególnych soli (cząsteczkowo i jonowo).

1. Pomiary:

Ad. a

Stężenie HCl	pH
0,1 M	1,85
0,01M	2,46
0,001M	3,20
0,0001M	4,40
0,00001M	5,98
0,000001M	6,19

Ad.b

kwas	pH
HCl	1,85
C2H4O2	3,07
C2H2O4	2,04

Ad.c

sól	pH
NaCl	4,23
NaH2PO4	5,27
Na3PO4	11,63
CH3COONa	8,23
NH4Cl	4,59
NiCl2	3,03
Na2SO4	5,26
NaHCO3	7,97

Równania hydrolizy:

1) NaCl + H₂O → hydroliza nie zachodzi

2) NaH₂PO₄ + H₂O → NaOH + H₃PO₄

Na⁺ + H₂PO₄^- + H₂O ⇄ Na⁺ + OH^- + H₃PO₄

H₂PO₄^- + H₂O ⇄ H₃PO₄ + OH^-

3) Na₃PO₄ + 3H₂O → 3NaOH + H₃PO₄

3Na⁺ + PO₄^3- + 3H₂O → 3Na⁺ + 3OH^- + H₃PO₄

PO₄^3- + 3H₂O → 3OH^- + H₃PO₄

4) CH₃COONa + H₂O → NaOH + CH₃COOH

CH₃COO^- + Na⁺ + H₂O ⇄ Na⁺ + OH^- + CH₃COOH

CH₃COO^- + H₂O ⇄ OH^- + CH₃COOH

5) NH₄Cl + H₂O → HCl + NH₃ * H₂O

NH₄⁺ + Cl^- + H₂O ⇄ H⁺ + Cl^- + NH₃ * H₂O

NH₄⁺ + H₂O ⇄ H⁺ + NH₃ * H₂O

6) NiCl₂ + 2H₂O → Ni(OH)₂ + 2HCl

Ni²⁺ + 2Cl^- + 2H₂O ⇄ 2H⁺ + 2Cl^- + Ni(OH)₂

Ni²⁺ + 2H₂O ⇄ 2H⁺ + Ni(OH)₂

7) Na₂SO₄ + H₂O → hydroliza nie zachodzi

8) NaHCO₃ + H₂O → NaOH + H₂O * CO₂

Na⁺ + HCO₃^- + H₂O ⇄ Na⁺ + OH^- + H₂O * CO₂

HCO₃^- + H₂O ⇄ OH^- + H₂O * CO₂

1. Wnioski:

W doświadczeniach badaliśmy poziom pH różnych roztworów, możemy zauważyć w ćwiczeniu pierwszym, że pH roztworu rosło wraz ze zmniejszającym się stężeniem kwasu HCl, w ćwiczeniu drugim widzimy, że kwas HCl jest najsilniejszym z badanych, a w ćwiczeniu trzecim sprawdzaliśmy pH soli, niestety znalazło się kilka błędów w naszym badaniu, to znaczy:

sól pochodząca od mocnej zasady i słabego kwasu: pH > 7

sól pochodząca od słabej zasady i mocnego kwasu: pH <7

sól pochodząca od słabej zasady i słabego kwasu: pH = 7 (w przybliżeniu)

w naszych doświadczeniach sól NaCl nie hydrolizuje – jej odczyn powinien być obojętny, a nam wyszedł kwaśny (pH=4,23). To samo dotyczy się soli Na₂SO₄ (pH=5,26). Sól NaH₂PO₄ powinna mieć odczyn zasadowy, a nie kwaśny (pH=5,27). Pomyłki te mogą mieć swoje źródło w zbyt słabo zmieszanym roztworze lub niedostatecznie opłukanym pH-metrze.