«Влияние температуры и концентрации на степень гидролиза»
 Муниципальное казенное общеобразовательное учреждение«Средняя общеобразовательная школа №1» с.Грачёвка Секция: химия Название работы:«Влияние температуры и концентрации на степень гидролиза» Автор работы: Калугин Борис Викторович Место выполнения работы: с.Грачёвка, МКОУ СОШ 1, 10 класс Руководитель: Фадеева Ольга Степановна, учитель химии высшей категории Грачёвка, 2015 Содержание Введение……………………………………………………………………................................ 3 Глава 1.Теоретическая часть................…………………………………………………............4 1.1.Гидролиз солей и его типы…………………………………………………………4 1.2.Химическое равновесие …………………………… ……………………………... 5 1.3Константа гидролиза………..………………………………………………………..6 1.4. Степень гидролиза……………………………………………………..……………6 Глава 2. Практическая часть………………………………………………………………….....8 2.1 Анализ влияние температуры и концентрации на степень гидролиза………....8 Заключение……………………………………………………………………………………...11Список используемой литературы………………………………………………………….…12 Приложение………………………………………………………………… …………………13 Введение Актуальность темы гидролиза не поддается сомнению, ведь данный процесс имеет огромный спектр проявления. Гидролиз лежит в основе многих явлений, как в естественных, так и в искусственных, смоделированных условиях. Изучение процесса гидролиза, например, играет огромную роль в понимании и анализе поведения ионов металлов в природных водах и при образовании металлических руд. Также гидролиз входит в состав комплексных реакций, протекающих в различных биологических системах. Гидролизу подвергаются соединения различных классов, но мы рассмотрим один из важнейших его видов - гидролиз солей. Цель работы: изучить влияние изменения температуры и концентрации на степень гидролиза. Гипотеза: если температура и концентрация являются важнейшими факторами, влияющими, на степень гидролиза, то их изменение отразится на показателе степени гидролиза. Задачи:
Предмет исследования: степень гидролиза. Объект исследования: подвергаемые гидролизу соли. Практическая значимость: можно использовать на уроках химии и на занятиях химического кружка. Глава 1. Теоретическая часть
Гидролиз - реакция обменного разложения между водой и растворенным в ней веществом, сопровождающаяся изменением pH реакции раствора. Гидролиз является одним из видов химической реакции сольволиза, т.е. реакции обменного разложения растворенного вещества и растворителя. Т.к. мы будем рассматривать один из видов гидролиза - гидролиз солей, то будет правильней дать более конкретное определение. Гидролизом солей называют химическое взаимодействие ионов соли с ионами воды, приводящее, как правило, к образованию малодиссоциирующих частиц. Также необходимо отметить, что предстоящее исследование будет затрагивать только первую ступень гидролиза, вследствие того, что каждая последующая ступень данного процесса протекает в тысячи раз слабее предыдущей. Тип гидролиза и механизм его течения определяется, как правило, природой гидролизируемой соли. Некоторые соли в процессе гидролиза образуют нейтральные растворы. Другие соли образуют растворы с кислым или щелочным показателем. Это обуславливается обратимой реакцией между ионами соли и водой, в результате которой образуются сопряженные кислоты либо основания. Окажется ли раствор соли нейтральным, кислым или щелочным - зависит от типа соли. В этом смысле существуют 4 типа солей. Соли, образованные сильными кислотами и слабыми основаниями. Гидролиз соли данного типа протекает по катиону и сопровождается образованием кислого раствора. В качестве примера рассмотрим хлорид аммония (NH4CL). В процессе гидролиза ион аммония действует как кислота, отдавая протон воде: NH4+(водн.) + H2O(ж.) ↔ NH3(водн.) +H3O+(водн.) Избыточная концентрация ионов H3O+, образующихся в данной реакции, обуславливает кислую среду раствора. Соли, образованные слабыми кислотами и сильными основаниями. Гидролиз такого типа солей протекает по аниону и приводит к образованию раствора со щелочным показателем среды. В качестве примера приведем ацетат натрия (CH3COONa). Ацетат ион действует как основание, акцептируя протон у воды. Вода, отдавая протон, выступает в роли кислоты: CH3COO-(водн.) + H2O(ж .) CH3COOH(водн.) + OH-(водн.) Избыточная концентрация ионов OH- обуславливает щелочной показатель среды раствора. Соли, образованные сильными кислотами и сильными основаниями. Соли такого типа гидролизу не подвергаются. В данном случае примером нам может послужить хлорид натрия (NaCl). Растворяясь в воде, эта соль полностью ионизируется, и, следовательно, концентрация ионов Na+ оказывается равной концентрации ионов Cl-. Гидролиз не протекает, поскольку ни тот, ни другой ион не вступает в кислотно-основные реакции с водой. Вследствие этого в растворе не происходит образования избыточной концентрации ионов H3O+ и OH-, поэтому показатель среды раствора оказывается нейтральным. Соли, образованные слабой кислотой и слабым основанием. Гидролиз, в таком случает, будет протекать как по катиону, так и по аниону. Примером такого типа солей является ацетат аммония (CH3COONH4). В процессе гидролиза ион аммония (NH4+) реагирует как кислота, отдавая протон воде, а ацетат-ион (CH3COO-), акцептируя протон воды, реагирует как основание. Водный раствор соли, образованной слабой кислотой и слабым основанием может иметь слабокислую, слабощелочную или нейтральную среду в зависимости от относительных концентраций ионов OH- и H3O+, образующихся в результате реакции катионов и анионов соли с водой. Это зависит от соотношения между значениями констант диссоциации катиона и аниона. 1.2. Химическое равновесие Гидролиз солей является типичной обратимой реакцией. Это значит, что через некоторое время, после начала данного процесса, между прямой и обратной реакцией устанавливается химическое равновесие, т.е. такое состояние, при котором скорость прямой реакции приравнивается к скорости обратной. Если химическое равновесие смещается в сторону продуктов реакции, степень гидролиза, в большинстве случаев, повышается; если же равновесие смещается в сторону исходных реагентов – понижается. Но в отдельных случаях возможны и исключения. На смещение химического равновесия в системе влияют множество факторов, такие как изменение температуры, концентрации «участников» реакции, добавление посторонних веществ. Если в процессе не образуются газообразные вещества, то влияние изменения давление не является значимым. При изменении концентраций веществ исключается из рассмотрения вода, т.к. ее молярная концентрация в водных растворах практически постоянна и равняется приблизительно 55 моль/л. Смещение химического равновесия, как и в любой другой обратимой реакции, происходит по принципу Ле Шателье. Количественно гидролиз выражается константой гидролиза и степенью гидролиза. 1.3. Константа гидролиза Константа гидролиза – отношение произведения концентраций продуктов гидролиза к концентрации негидролизированных частиц соли. Константа гидролиза является коэффициентом пропорциональности в реакции гидролиза и определяет состояние равновесия, устанавливающегося в реакции с течением времени. Рассмотрим вычисление константы гидролиза. 1)Приведенная формула для вычисления константы гидролиза солей, образованных сильными основаниями и слабыми кислотами, в общем виде выглядит так:  , где Kw – константа ионного произведения воды (= 10-14), Kd(к-ты) – константа диссоциации образующейся кислоты.2)Общая формула для вычисления константы гидролиза солей, образованных катионами слабых оснований и анионами сильных кислот: K(гидр.)=  , где Kw- константа ионного произведения воды, а Kd(основ.) – константа диссоциации образующегося слабого основания. 3)Для соли, образованной слабым основанием и слабой кислотой, формула для вычисления константы гидролиза имеет общий вид: K(гидр.)=  , где Kw- константа ионного произведения воды, Kd(к-ты) и Kd(основ.)- константа диссоциации образующейся слабой кислоты и основания соответственное. Опираясь на данную формулу, а также формулу степени гидролиза (см. ниже), можно придти к выводу, что чем слабее кислота и основание, тем в большей степени протекает гидролиз соли. 1.4. Степень гидролиза Степень гидролиза - это отношение концентрации гидролизированных молекул к общей концентрации растворенных молекул данного вещества. Иными словами, степень гидролиза показывает, какая часть растворенной соли (в процентном соотношении) подверглась реакции гидролиза. Степень гидролиза зависит, главным образом, от природы соли, ее концентрации и температуры. Чем слабее кислота (или основание), тем в большей степени подвергаются гидролизу ее соли. Вычисление степени гидролиза можно осуществить на основании закона разбавления Освальда. Таким образом, получаем формулу: hгидр..=  , где Kгидр.- константа гидролиза, а C м.- молярная концентрация растворенной соли (моль/л). Формула неприменима для вычисления степени гидролиза солей, образованных слабыми основаниями и слабыми кислотами, поскольку степень гидролиза этого типа солей не зависит от концентрации соли. В этом случае расчет следует вести по формуле:  =  Глава 2. Практическая часть.
Для исследования были выбраны соли: KCl, KJ, NH4Cl, (NH4)2SO4, CH3COONa, CH3COOK, CH3COONH4. Данные соли разные по типу и механизму гидролиза. Нами рассматривалось влияние концентрации и температуры на степень гидролиза. Нами были приготовлены растворы выбранных солей с концентрациями: 2 моль/л, 0,2 моль/л, 0,02 моль/л. Каждый тип гидролиза мы рассматривали отдельно. Вначале мы рассмотрели KCl, KJ – соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой и замерили pH , с помощью регистратора данных и датчика pH, который колебался от 6,1 до 7,03. Данные соли не должны подвергаться гидролизу и среда должна быть нейтральной. Следующая группа солей- NH4Cl, (NH4)2SO4 – образованы сильной кислотой и слабым основанием. Данные pH от 4,35 до 5,27 для сульфата аммония и от 4,98 до 6,33для хлорида аммония. Среда данных растворов кислая, а гидролиз идет по катиону аммония. Соли: CH3COONa, CH3COOK – образованы сильным основанием и слабой кислотой. По результатам измерения было замечено, что pH от 7,7 до 7,01. Среда раствора щелочная, а гидролиз идет по ацетат – аниону. Последний тип гидролиза соли, образованной слабой кислотой и слабым основанием на примере ацетата аммония рассмотрели теоретически из-за отсутствия соли в нашей лаборатории. Данные pH должны были колебаться от 6,0 до 8,0. Также отметим, что степень гидролиза данного типа солей не зависит от концентрации самой соли. Также на примере одной соли, ацетата аммония с концентрацией 0,02 моль/л, мы рассмотрели влияние температуры на pH. Было замечено, что показания pH изменились от 7,01 до 6,48 при нагревании от 20 до 80 градусов Цельсия на водяной бане и при охлаждении показания pH = 7,01. Результаты исследования приведены на графике зависимости pH от температуры. Следовательно, повышение температуры ведет к уменьшению pH раствора и следовательно к изменению степени гидролиза. Таблица №1 « Зависимость температуры и pH»:
Зависимость pH показателя от температуры наглядно отражена на графике (1) Для CH3COONa, при Cm= 0,02 моль/л: График (1) Рассмотрев изменение концентрации и температуры мы вычислили степень гидролиза предложенных солей и результаты занесли в таблицу №2 « Анализ результатов исследования концентрации, температуры на степень гидролиза» (приложение № ). Степень гидролиза зависит, главным образом, от природы соли, ее концентрации и температуры. Чем слабее кислота (или основание), тем в большей степени подвергаются гидролизу ее соли. Вычисление степени гидролиза можно осуществить на основании закона разбавления Освальда. Таким образом, получаем формулу: hгидр..= , где Kгидр.- константа гидролиза, а C м.- молярная концентрация растворенной соли (моль/л). Формула неприменима для вычисления степени гидролиза солей, образованных слабыми основаниями и слабыми кислотами, поскольку степень гидролиза этого типа солей не зависит от концентрации соли. В этом случае расчет следует вести по формуле:=  .Нами замечено, что при разбавлении растворов, происходит уменьшение концентрации, а следовательно увеличение гидролиза и степени гидролиза. Процесс гидролиза процесс эндотермический и поэтому при повышении температуры протекает полнее и степень гидролиза увеличивается. Зависимость степени гидролиза от концентрации соли наглядно изображена на графиках (2), (3). Для (NH4)2SO4: График (2). Для CH3COONa График (3). Заключение. Мы считаем что цель, поставленная перед началом работы достигнута. Проанализировав факторы, влияющие на степень гидролиза, было выявлено, что температура и концентрация являются одними из важных факторов, влияющих на данный показатель. Мы считаем, что поставленная нами гипотеза доказана научными исследованиями. Поскольку реакция гидролиза эндотермическая, то повышение температуры смещает равновесие реакции вправо, а степень гидролиза при этом возрастает. Нами замечено, что при разбавлении раствора происходит уменьшение концентрации, а следовательно увеличению степени гидролиза. В концентрированных растворах гидролиз идет слабо и степень гидролиза небольшая. А для солей, образованных сильным основанием и сильной кислотой – гидролиз не идет и степень гидролиза не определяется. Последний тип гидролиза соли, образованной слабой кислотой и слабым основанием на примере ацетата аммония рассмотрели теоретически из-за отсутствия соли в нашей лаборатории и отметили, что степень гидролиза данного типа солей не зависит от концентрации самой соли. Список использованной литературы:
ПРИЛОЖЕНИЯ Приложение №1 Таблица №2 « Анализ результатов исследования концентрации, температуры на степень гидролиза»
Приложение 2. График зависимости температуры от pH Приложение 3. График зависимости степени гидролиза от концентрации соли ( для сульфата аммония) Приложение 4. График зависимости степени гидролиза от концентрации соли ( для ацетата натрия) | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Поделиться в соцсетях
Похожие:
 | Цель урока: экспериментально доказать и теоретически обосновать влияние различных факторов на скорость реакции: концентрации веществ,... |  | Напишите уравнения реакций гидролиза солей: (NH4)2CO3, SnCl2, Na3PO4 и объясните, почему протекают данные реакции гидролиза, рассчитайте... |
| Химия. Объясните причину повышения температуры раствора при растворении едкого натра в воде и понижении температуры раствора при... | | ... |
 | Об утверждении и введении в действие федерального государственного образовательного стандарта высшего профессионального образования... | | Об утверждении и введении в действие федерального государственного образовательного стандарта высшего профессионального образования... |
| | Исходные концентрации реагентов одинаковые и равны 0,01 М. Показать графически, что это реакция второго порядка и вычислите среднее... | |
| Работа с кислотами и щелочами различной концентрации требует осторожности и максимального внимания, особенно при нагревании. Попадая... | | Гбоу дпо ро рипк и ппро, 2017,дополнительная профессиональная программа «Управление образованием»,72 часа |