Sešit pro laboratorní práci z chemie téma: Hydrolýza solí autor: MVDr. Alexandra Gajová vytvořeno při realizaci projektu: Inovace školního vzdělávacího programu biologie a chemie registrační číslo projektu: CZ.1.07/1.1.38/01.0002 projekt je spolufinancován Evropským sociálním fondem a státním rozpočtem České republiky
Hydrolýza solí Teorie Hydrolýza solí je protolytická reakce, při které soli reagují s vodou za vzniku oxoniových a hydroxidových iontů. Tento děj probíhá ve dvou fázích: 1. Rozpuštění krystalů ve vodě, přičemţ dochází k seskupování polárních molekul vody kolem povrchových iontů soli. Působením přitaţlivých sil molekuly vody vytrhávají jednotlivé ionty z povrchu krystalu. Takto obklopené ionty molekulami vody se stávají hydratovanými, tepelným pohybem se vzdalují od krystalu a přecházejí do roztoku. Tomuto jevu říkáme disociace, disociaci solí lze zapsat pomocí disociačních rovnic. 2. Vlastní protolytická reakce iontů soli s vodou. Roztoky volně pohyblivých iontů vedou elektrický proud, označujeme je jako elektrolyty. Látky je moţné rozpouštět v rozpouštědle za daných podmínek (teplota, u plynů i tlak), do určitého sloţení roztoku do jeho nasycení. Tehdy nastane rovnováţný stav, při kterém se za časovou jednotku rozpustí látka stejné hmotnosti, jako hmotnost látky, která se z roztoku vyloučí. Hmotnost dané látky, která se v daném rozpouštědle je schopna za daných podmínek rozpustit, označujeme rozpustnost látky. Sloţení roztoků je moţné vyjádřit různými způsoby, ale nejčastěji se vyjadřuje hmotnostním zlomkem v procentech dle vzorce w (A) = m(a). 100 / m % Běţně se k vyjádření sloţení roztoku pouţívá molární koncentrace (c), která je dána podílem látkového mnoţství rozpuštěné látky (n) a objemu roztoku. Vypočítáme dle vzorce: c (A) = n(a) / V, jednotkou je mol.m -3, častěji v mol.dm -3 K vyjádření látkového mnoţství pouţijeme vztah n = m / M pro výpočet koncentrace vyuţijeme odvozený vztah c = m / V. M Při rozpouštění solí ve vodě dochází k jejich ionizaci, takto vzniklé ionty někdy mohou reagovat s molekulami rozpouštědla dochází k hydrolýze kationtu a aniontu. Společným znakem hydrolýzy všech kationtů je vznik oxoniového kationtu H 3 O +, který má za následek zvyšování acidity roztoku. Anionty reagují s vodou za vzniku hydroxylového aniontu OH - bazicita roste, ph roztoku se zvyšuje. Je nutné si uvědomit, ţe ve vodném roztoku silné kyseliny a silné zásady, nedochází k hydrolýze disociací vzniklého kationtu a aniontu, roztok bude mít neutrální reakci.
Laboratorní cvičení Příprava roztoků solí a stanovení ph Připravte si roztoky o koncentraci 0,1 mol.dm -3, vţdy o objemu 100 cm 3 těchto látek: chlorid sodný, uhličitan sodný, chlorid ţelezitý, dusičnan draselný. Po dohodě s vyučujícím kaţdá pracovní skupina připraví zásobní roztok jedné ze jmenovaných solí. V kaţdé pracovní skupině: Nejdříve vypočítejte potřebné hmotnosti těchto látek, pak je odvaţte a kaţdou látku rozpusťte v destilované vodě o objemu asi 40 cm 3 ve 100ml odměrné baňce. Vzniklý roztok doplňte destilovanou vodou po rysku tak, aby se dolní meniskus dotýkal rysky, na celkový objem 100 cm 3. Takto připravené roztoky přelijte do kádinek a označte je. Z připravených roztoků přeneste pomocí skleněných tyčinek kapky na univerzální indikátorový papírek a určete ph jednotlivých roztoků. Porovnejte ph. Zdůvodněte zjištěné hodnoty ph připravených roztoků. Zapište do protokolu rovnicemi reakce jednotlivých solí s vodou. Úkoly 1. Prostudujte si teorii. 2. Vypočítejte příklad: Jaká je koncentrace roztoku o objemu 0,300 l, který obsahuje hydroxid draselný, o hmotnosti 10,5 g? 3. Jakou reakci má roztok silné kyseliny a silné zásady? Jakou reakci má roztok silné kyseliny a slabé zásady? Jakou reakci má roztok slabé kyseliny a silné zásady? 4. Zopakuj si z učebnice, podle čeho orientačně poznáme, zda se jedná o silnou, nebo slabou kyselinu a také zásadu. 5. Teprve po prostudování teorie sestav laboratorní protokol a do závěru napiš i chemické reakce hydrolýzy jednotlivých solí. Protokol vypracuje každý student samostatně, a odevzdá ho vyučujícímu před následujícím cvičením společně s krátkým kontrolním testem ze zadaných úkolů.
Pracovní (laboratorní) protokol - musí obsahovat: jméno studenta a číslo pracovní skupiny: datum provedené práce: název laboratorního cvičení: princip: chemikálie: pomůcky: pracovní postup v krocích: 1. 2. 3. 4... Závěr:
Metodické poznámky pro vyučující - cvičení je náročné na přípravu žáků před cvičením, opakování teorie zadáme předem příprava před cvičením: - Před cvičením je vhodné zopakovat s ţáky kapitolu obecné chemie síla kyselin a zásad a hydrolýza solí (učivo 1. ročníku), zadat opakování těchto kapitol s dostatečným odstupem. - Na začátku cvičení je nutné zadat kaţdé skupině nejdříve výpočet hmotnosti pro přípravu roztoku dané soli o určité koncentrace. Proto je vhodné zadat k prostudování teorii pro domácí přípravu předem. - Pro cvičení rozdělíme ţáky do 4 skupin, kaţdá připravuje pouze 1 zásobní roztok. - Pro procvičení výpočtů molární koncentrace slouţí příklad v úkolu č. 2. Tento úkol by bylo lepší nechat vypočítat před cvičením, v rámci opakování kapitoly koncentrace roztoků. Ţáci postupují nejdříve dosazením do vzorce k vyjádření látkového mnoţství n (KOH) n = m / M m= 10,50 g, M(KOH) = 56,120 g.mol -1 n (KOH) = 0,187 mol Pro koncentraci se výpočet provede dle vzorce c (A) = n(a) / V V roztoku je 0,300 dm 3, vypočítané látkové mnoţství n (KOH) je 0,187 mol Po dosazení do vzorce zjistíme, ţe koncentrace roztoku je n(koh) = 0,624 mol.dm -3 po cvičení: Domácím úkolem po cvičení je mimo jiné sestavit pracovní protokol, do závěru vysvětlit princip odlišného ph jednotlivých roztoku solí a zapsat jejich hydrolýzu chemickými rovnicemi takto: NaCl Na + + Cl - KNO 3 K + + NO 3 - Na + + Cl - + H 2 O Na + + Cl - + H 2 O K + + NO 3 - + H 2 O K + + NO 3 - + H 2 O V obou případech, protoţe jsou to soli silné kyseliny a silné zásady nedochází k hydrolýze, proto je roztok neutrální. Na 2 CO 3 2Na + + CO 3 2-2Na + + CO 3 2- + 2H 2 O H 2 CO 3 + 2Na + + 2 OH - je to sůl slabé kyseliny a silné zásady, proto vzniká roztok slabě zásaditý FeCl 3 Fe 3+ + 3Cl - Fe 3+ + 3Cl - + 3 H 2 O Fe (OH) 3 + 3Cl - + 3H + je to sůl silné kyseliny a slabé zásady, proto její roztok je slabě kyselý
Ekologie Soli jako odpadní látky v mnoha odvětvích průmyslu jsou látky velmi zatěţující ţivotní prostředí, i kdyţ současné předpisy o odpadním hospodářství jsou v souladu s ochranou přírody. Problémy přináší ne jenom technologické procesy, ale také splachy z polí (hnojiva, pesticidy), posypy z komunikací. Dopady mohu být katastrofální, běţným jevem je tzv. eutrofizace vod, kdy dochází k přemnoţení vodních řas, následně pak zooplanktonu, který se jimi ţiví. Takto vzniká pak neúměrná spotřeba kyslíku pro tyto organizmy a pro rozklad jejich rozkládajících se těl na úkor ostatních vodních ţivočichů. Samostatnou kapitolou je nevhodný posypový materiál na silnice v zimním období, který obsahuje chlorid sodný, někdy i chlorid vápenatý a hořečnatý, dokonce i močovina jako rozmrazující materiály. Kamenná sůl se pouţívá z 98 %, ročně se na silnice v ČR spotřebuje zatím více neţ 150 000 tun. Sůl škodí především stromům, lesním porostům, městské zeleni, dostává se i do podzemních vod, půdy, škodí i zvířatům. Existuje i alternativní řešení, šetrnější vůči přírodě, např. skrápěná sůl, diskutovaná je šetrnější močovina (aguagello), ale tato způsobuje nadměrný růst okolní vegetace. Také posypy na bázi keramického kameniva jsou šetrnější k přírodě. Hydrolýza solí má také praktické vyuţití, například při úpravě vody ve vodárnách se vyuţívá hydrolýzy síranu hlinitého a ţelezitého. Vzniklé sraţeniny při hydrolýze těchto solí s chlorem hydroxidu ţelezitého i hlinitého mají schopnost absorbovat mikroorganizmy a nečistoty.
Zdroje: FLEMR, V., DUŠEK, B. Chemie obecná a anorganická. 1. vyd. Praha: SPN, 2001. ISBN 80-7235- 147-8. MAREČEK, A., HONZA, J. Chemie pro čtyřletá gymnázia 1. díl. 3. vyd. Olomouc: Nakladatelství Olomouc s.r.o., 2002. ISBN 80-7182-055-5. MAREČEK, A., HONZA, J. Chemie pro čtyřletá gymnázia 2. díl. 3. vyd. Olomouc: Nakladatelství Olomouc s.r.o., 2005. ISBN 80-7182-141-1. MAREČEK, A., HONZA, J. Chemie pro čtyřletá gymnázia 3. díl. 1. vyd. Olomouc: Nakladatelství Olomouc s.r.o., 2000. ISBN 80-7182-057-1. MAREČEK, A., HONZA, J. Sbírka příkladů pro studenty středních škol. 1. vyd. Brno: Proton, 2001. ISBN 80-902402-2-4. ČTRNÁCTOVÁ, H., HALNÝCH, J., HUDEČEK, J., ŠÍMOVÁ, J. Chemické pokusy pro školu a zájmovou činnost. 1. vyd. Praha: Prospektrum, 2000. ISBN 80-7175-057-3. VACÍK, J. a kolektiv Přehled středoškolské chemie. 3. vyd. Praha: SPN, 1995. ISBN 80-85937-08-5.