Методичка по химии
.pdf
|
|
|
|
|
Таблица 7 |
|
|
Запись результатов |
|
|
|
||
Используемый |
Концентрация |
рН |
|
Н+ |
ОН- |
|
раствор |
раствора |
|
|
|
|
|
HCl |
2н |
|
|
|
|
|
CH3COOH |
2н |
|
|
|
|
|
NaOH |
2н |
|
|
|
|
|
NH3 · H2O |
2н |
|
|
|
|
|
Задания для самостоятельной работы
1.Написать уравнения электролитической диссоциации в разбав-
ленных водных растворах следующих веществ: H2SO4, H3PO4, Ca(OH)2, Cu(OH)2, Sn(OH)2, Al2(SO4)3, NaHSO4, KHCO3, (BaOH)2S, Al2(OH)4·SO3, KAl(SO3)2·12H2O.
2.Определить концентрацию ионов Са2+ и Cl- в 500мл 0,2н раствора
хлорида кальция, выразив их в моль/л и в г/л (считать α=100%).
Ответ: [Ca2+] = 0,1 моль/л и 4,01 г/л;
[Cl-] = 0,2 моль/л и 7,1 г/л.
3. В 0,5 л растворе Na3PO4 содержится в виде ионов 2,3 г Na+. Определить См и СЭК этого раствора, если α=100%.
Ответ: Св = 0,066 моль/л; СЭК = 0, 193 моль-экв/л.
4. Вычислить концентрацию [ОН-] и рН в 0,1н растворе NH4OH, ес-
ли Ко 2·10-5.
Ответ: [ОН-] = 1,4 * 10-3; рН = 11,2.
5. рН раствора равен 4. Во сколько раз число Н+-ионов больше числа ОН-- ионов в этом растворе?
Ответ: 106 раз
6. Сколько граммов NaOH содержится в 5 л раствора, рН которого равен 11?
Ответ: 0,2 г
7. рН 0,05н раствора одноосновной кислоты равен 3. Чему равна константа диссоциации и степень диссоциации
этой кислоты?
Ответ: Кк = 2·10-5, α = 0,02 (2%).
Таблица 8
Константы диссоциации кислот
Название кислоты |
Формула |
Ккисл. |
рК = – lg K |
1 |
2 |
3 |
4 |
Азотистая |
HNO3 |
4·10-4 |
3,40 |
Перекись водорода |
H2O2 |
2,4·10-12 |
11,62 |
31
Цианистоводородная |
HCN |
7,2·10-12 |
|
9,14 |
|
|
Муравьиная |
HCOOH |
1,77·10-4 |
|
3,75 |
|
|
Уксусная |
CH3COOH |
1,86·10-5 |
|
4,73 |
|
|
Сернистая |
H2SO3 |
|
|
|
|
|
К1 |
|
1,30·10-2 |
|
1,89 |
|
|
К2 |
|
5·10-6 |
|
5,30 |
|
|
Сероводородная |
H2S |
|
|
|
|
|
К1 |
|
5,7·10-8 |
|
7,24 |
|
|
К2 |
|
1,2·10-15 |
|
14,92 |
|
|
Угольная |
H2CO3 |
|
|
|
|
|
К1 |
|
4,31·10-7 |
|
6,37 |
|
|
К2 |
|
5,61·10-11 |
|
10,25 |
|
|
Хромовая |
H2CrO4 |
|
|
|
|
|
К1 |
|
1,8·10-1 |
|
0,75 |
|
|
К2 |
|
3,2·10-7 |
|
6,50 |
|
|
К1 |
|
5,70·10-10 |
|
9,24 |
|
|
Фосфорная (орто) |
H3PO4 |
|
|
|
|
|
К1 |
|
7,51·10-3 |
|
2,12 |
|
|
К2 |
|
6,23·10-8 |
|
7,21 |
|
|
К3 |
|
2,2·10-13 |
|
12,67 |
|
|
|
|
|
|
|
Таблица 9 |
|
Константа диссоциации оснований |
|
|
||||
Название кислоты |
|
Формула |
Ко. |
|
рК = – lg K |
|
аммония |
|
NH4OH |
1,8·10-5 |
|
4,74 |
|
алюминия |
|
Al(OH)3 |
|
|
|
|
К1 |
|
|
7,4·10-9 |
|
8,13 |
|
К2 |
|
|
2,1·10-9 |
|
8,68 |
|
К3 |
|
|
1,05·10-9 |
|
8,98 |
|
бериллия |
|
Be(OH)2 |
|
|
|
|
К1 |
|
|
3,2·10-7 |
|
6,49 |
|
К2 |
|
|
5,0·10-9 |
|
8,30 |
|
железа(II) |
|
Fe(OH)2 |
|
|
|
|
К1 |
|
|
1,2·10-2 |
|
1,92 |
|
К2 |
|
|
5,5·10-8 |
|
7,26 |
|
железа(III) |
|
Fe(OH)3 |
|
|
|
|
К1 |
|
|
4,8·10-11 |
|
10,32 |
|
К2 |
|
|
1,8·10-11 |
|
10,74 |
|
К3 |
|
|
1,5·10-12 |
|
11,82 |
|
кобальта(II) |
|
Co(OH)2 |
|
|
|
|
32
К1 |
|
7,9·10-5 |
4,10 |
К2 |
|
7,8·10-6 |
11,11 |
свинца(II) |
Pb(OH)2 |
|
|
К1 |
|
5,0·10-4 |
3,30 |
К2 |
|
1,4·10-8 |
7,85 |
цинка |
Zn(OH)2 |
|
|
К1 |
|
1,3·10-5 |
4,89 |
К2 |
|
4,9·10-7 |
6,31 |
Тема V. Гидролиз солей
Гидролизом соли называется взаимодействие ионов соли с молекулами воды, находящимися в их гидратной оболочке, сопровождающееся образованием слабого электролита с накоплением в растворе ионов Н+ или ОН-.
Соли, образованные сильными кислотами и сильными основаниями гидролизу не подвергаются
NaCl + H2O
Гидролизу подвергаются соли, имеющие в своем составе ионы слабого электролита: основания или кислоты.
Гидролиз может быть обратимым и необратимым. При обычных условиях гидролиз идет самопроизвольно только по первой ступени. При сильном нагревании и разбавлении раствора гидролиз может идти по второй и последующим ступеням.
Глубина протекания реакции гидролиза солей количественно характеризуется степенью гидролиза h и константой гидролиза Кг.
Степень гидролиза h показывает отношение числа моль соли, подвергшихся гидролизу, к общему числу моль соли в растворе
число прог идролизованных моль соли
h |
|
, |
|
общее число моль соли в растворе
Величина h выражается в процентах или долях единицы. Она зависит от природы соли, концентрации раствора и температуры.
Степень гидролиза возрастает с разбавлением раствора и увеличением температуры, так как гидролиз процесс эндотермический.
Гидролиз процесс обратимый, поэтому его можно характеризовать константой гидролиза - Кг.
33
Кг не зависит от концентрации раствора соли, а зависит только от химической природы соли и температуры раствора.
Обратимый гидролиз
Обратимому гидролизу подвергаются:
а) соли, с катионом от слабого основания и анионом сильной кислоты. Гидролиз таких солей идет только по катиону с образованием кислой
среды.
Cu2+ + HOH CuOH+ + H+ pH<7 CuCl2 + H2O CuOHCl + HCl
б) соли, с катионом от сильного основания и анионом от слабой кислоты. Гидролиз этих солей протекает только по аниону с образованием щелочной среды.
СО32- + HOH НСО3- + OH pH>7, Na2СО3 + H2O NaHCO3 + NaOH.
в) соли, с катионом от слабого основания и анионом от слабой ки-
слоты гидролизуются и по катиону, и по аниону
Al3+ + NO2- + HOH AlOH2+ + HNO2
Al(NO2)3 + H2O AlOH(NO2)2 + HNO2
Необратимый гидролиз
Этому процесу подвергаются соли, образованные многовалентным катионом от слабого труднорастворимого основания и от анионом слабой летучей кислоты, в результате чего образуются соединения, выходящие из сферы реакции.
Например: в случае гидролиза соли по катиону.
Fe2S3, Cr2S3, Al2S3, Fe2(CO3)3, Cr2 (CO3)3, Al2(CO3)3 и др. Al2S3 + 6H2O → 2Al(OH)3↓ + 3H2S.
Ионных уравнений эти реакции не имеют.
Равновесие реакции гидролиза можно смещать, изменяя температуру и концентрацию раствора, а также при добавлении сильной кислоты или щелочи.
Например:
Fe3+ + HOH FeOH2+ + H+
разбавление раствора (С↓),
34
увеличение температуры (t°↑),
добавление щелочи для связывания ионов водорода в воду.
увеличение концентрации раствора, понижение температуры, добавление сильной кислоты.
SO32- + HOH HSO3- +OH-
повысить температуру(t°↑), разбавить раствор (С↓),
добавить сильную кислоту ионы Н+ которой свяжут ионы ОН- в Н2О.
понизить температуру (t°↓), повысить концентрацию (С↑),
добавить щелочь (т. е. одноименный ион ОН-).
Лабораторная работа 5.
Опыт 1. Различные типы гидролиза солей
Налить в 4 чистые пробирки по 1/4 их объема дистиллированной воды и с помощью бумажек, пропитанных универсальным индикатором, проверить рН воды. В каждую из пробирок с водой всыпать по 1/2 микрошпателя кристаллов следующих солей: в первую – нитрата натрия, во вторую – ацетата натрия, в третью – карбоната натрия и в четвертую – нитрата алюминия. Раствор соли в каждой пробирке перемешать стеклянной палочкой и измерить его рН с помощью бумажки с универсальным индикатором. Стеклянную палочку после каждого употребления промывать водопроводной и дистиллированной водой. Полученные результаты занести в табл. 9.
|
|
|
|
Таблица 9 |
|
|
|
Запись результатов |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
№ |
Формула соли |
рН |
Реакция среды |
Тип |
|
п/п |
|
раствора |
|
гидролиза |
|
|
|
|
|
|
|
35
Написать молекулярные и ионные уравнения реакций гидролиза испытанных солей, определить тип гидролиза (по катиону, по аниону или по катиону и аниону одновременно) и записать его в табл. 7. Какая из испытанных солей не подвергается гидролизу и почему?
Опыт 2. Влияние температуры раствора на гидролиз солей
Внести в две пробирки по 10 капель 2н раствора ацетата натрия и добавить в каждую по 1 капле фенолфталеина. Одну из них нагреть на водяной бане и сравнить интенсивность окраски растворов в обеих пробирках.
Написать молекулярное и ионное уравнение реакции гидролиза соли и объяснить изменение интенсивности окраски индикатора при повышении температуры.
Опыт 3. Влияние концентрации раствора на гидролиз солей
В пробирку внести 4–5 капель 2н раствора нитрата висмута и по капле разбавлять его дистиллированной водой до помутнения, которое объясняется усилением гидролиза.
1ступень Bi(NO3)3 + H2O BiOH(NO3)2 + HNO3;
2ступень BiOH(NO3)2 + H2O Bi(OH)2NO3 + HNO3;
Bi(OH)2NO3 ↓BiONO3 + H2O.
Разбавление раствора соли нитрата висмута вызывает протекание 2- й ступени гидролиза и выпадение в осадок соли нитрата висмутила
BiONO3.
Опыт 4. Необратимый гидролиз
Внести в пробирку 4–5 капель 2н раствора нитрата алюминия и столько же 2н раствора карбоната натрия. Наблюдать выделение пузырьков газа и образование осадка Al(OH)3. Какой газ выделяется?
Написать молекулярные и ионные уравнения реакций образования карбоната алюминия и его необратимого гидролиза. Объяснить причину необратимости гидролиза карбоната алюминия.
Опыт 5. Подавление реакции гидролиза
Налить в пробирку до 1/3 ее объема дистиллированной воды, внести туда 1/2 микрошпателя кристаллов соли сульфата меди. Раствор перемешать стеклянной палочкой. Образующийся светло-голубой осадок представляет собой основную соль двухвалентной меди. Написать молекулярные и ионные уравнения реакций гидролиза. Концентрацию каких ионов следует увеличить, чтобы растворить полученный осадок? Проверить свое заключение опытом.
36
Задания для самостоятельной работы
1.Какие из солей подвергаются гидролизу: NH4NO2, KMnO4, CuSO4, BaS, Cr2S3, Pb(NO3)2, CaI2? Написать молекулярные и ионные уравнения реакций для гидролизующихся солей, указать тип гидролиза и реакцию среды раствора соли. Какими способами можно усилить гидролиз сульфида бария и подавить гидролиз нитрата свинца?
2.Написать молекулярные и ионные уравнения реакций, протекающих при смешивании растворов FeCl3 и Na2CO3, Na2S и CrCl3.
3.Что такое степень гидролиза? Какая из указанных ниже солей об-
ладает большей степенью гидролиза NH4Cl или CH3COONH4; AlCl3 или ZnCl2 и почему?
Тема VI. Произведение растворимости
В насыщенном растворе труднорастворимого электролита устанавливается равновесие между осадком электролита и ионами электролита в растворе
PbCL2 Pb2+ + 2Cl-
осадок насыщенный раствор
Константа равновесия для этого процесса:
K |
a2 |
pd 2 |
a2 Cl |
|
|
|
|
, |
|
|
aPbCL |
|
||
|
|
|
|
|
|
|
2 |
|
|
где aPb2, aCl , aPbCl 2 – активности соответствующих ионов и
PbCl2.
аPbCl2 – величина постоянная, так как это твердое вещество. Поэтому K·аAgCl также является постоянной величиной. Эта константа называется произведением растворимости и обозначается ПР PbCl2.
ПР PbCl2 = aAg . a2Cl .
Величины ПР приведены в справочных таблицах (см. табл. 10). Если растворимость электролита очень мала, то межионным взаи-
модействием можно пренебречь и активности ионов заменить их концентрациями.
37
Таким образом, произведением растворимости называется произведение молярных концентраций ионов труднорастворимого электролита в
насыщенном |
растворе |
при |
данной температуре. Например, |
|
ПР |
Ba2 |
SO42 |
. Если |
труднорастворимый электролит со- |
BaSO |
|
|
|
|
4 |
|
|
|
|
держит более двух ионов, то концентрации ионов в выражении ПР надо возводить в степень соответствующих стехиометрических коэффициен-
|
ПР |
Pb2 |
I |
2 |
|
|
|
тов, например, |
. |
|
|
||||
|
|
PbI 2 |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
Таблица 10 |
|
Произведение растворимости (ПР) труднорастворимых веществ |
|||||||
при 25ºС |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
Вещество |
|
|
ПР |
|
Вещество |
ПР |
|
AgCl |
|
|
1,76 · 10-10 |
|
MnPCO3 |
1,6 · 10-11 |
|
AgBr |
|
|
5,3 · 10-13 |
|
MnS |
2,5 · 10-10 |
|
AgI |
|
|
8,3 · 10-17 |
|
PbCO3 |
7,5 · 10-14 |
|
Ag2CO3 |
|
|
8,2 · 10-12 |
|
PbCl2 |
1,6 · 10-5 |
|
Ag2C2O4 |
|
|
3,5 · 10-11 |
|
PbCrO4 |
1,8 · 10-14 |
|
Ag2CrO4 |
|
|
1,1 · 10-12 |
|
PbI2 |
1,1 · 10-9 |
|
BaCO3 |
|
|
5,1 · 10-9 |
|
PbSO4 |
1,6 · 10-8 |
|
BaC2O4 |
|
|
1,1 · 10-7 |
|
ZnCO3 |
1,5 · 10-11 |
|
BaCrO4 |
|
|
1,2 · 10-10 |
|
ZnS |
1,0 · 10-24 |
|
BaSO4 |
|
|
1,1 · 10-10 |
|
Al(OH)3 |
6,5 · 10-32 |
|
CaCO3 |
|
|
4,6 · 10-9 |
|
Ca(OH)2 |
6,8 · 10-6 |
|
CaC2O4 |
|
|
2,3 · 10-9 |
|
Cr(OH)3 |
2,2 · 10-31 |
|
CaCrO4 |
|
|
7,1 · 10-4 |
|
Cu(OH)2 |
1,0 · 10-20 |
|
CaSO4 |
|
|
9,1 · 10-6 |
|
Fe(OH)2 |
3,2 · 10-15 |
|
MgCO3 |
|
|
2,1 · 10-5 |
|
Fe(OH)3 |
6,0 · 10-38 |
|
MgNH4PO4 |
|
|
2,5 · 10-13 |
|
Mg(OH)2 |
1,0 · 10-10 |
|
|
|
|
|
|
Mn(OH)2 |
1,1 · 10-13 |
|
|
|
|
|
|
Pb(OH)2 |
6,3 · 10-20 |
|
|
|
|
|
|
Sn(OH)2 |
7,1 · 10-27 |
|
|
|
|
|
|
Zn(OH)2 |
1,1 · 10-18 |
|
Равновесие, существующее в насыщенном растворе труднорастворимого электролита, можно смещать, изменяя концентрации ионов.
38
Ag2СО3 2Ag+ + СО32-
осадок раствор
При уменьшении концентраций Ag+ или СО32- равновесие смещается вправо в сторону растворения осадка, тогда [Ag+]2·[CO32-] становится
меньше ПРAg2CO3 и, наоборот, при увеличении концентраций Ag+ или
[CO32-], равновесие смещается влево в сторону образования осадка. Отсюда следует, что,
[Ag+]2·[CO32-] = ПРAg2CO3 , - условия образования насыщенного раствора;
[Ag+]2·[CO32-] > ПРAg2CO3 , - условие образования осадка;
[Ag+]2·[CO32-] < ПРAg2CO3 , - условие растворения осадка.
Таким образом, чтобы растворить осадок, надо уменьшить концентрацию одного из ионов труднорастворимого электролита. Например, чтобы растворить Fe(OH)3, надо добавить сильную кислоту, ионы водорода которой свяжут ионы гидроксила в воду, в результате чего
[Fe3+]·[OH-]3 станет меньше ПРFe(OH )3 .
Из величины произведения растворимости можно рассчитать растворимость труднорастворимого электролита в насыщенном растворе.
Например: ПРMnS = 2,5·10-10.
Пусть молярная растворимость MnS равна р моль/л. Тогда
MnS |
Mn2+ + S2- |
р моль/л |
р моль/л р моль/л |
ПРMnS = [Mn2+] • [S2-] = p • p = p2
Для тройного электролита PbCl2 имеем
PbCL2 Pb2+ + 2CL-
р моль/л р моль/л 2 р моль/л
ПРPbCl2 = [Pb2+] • [Cl-]2 = p • (2p)2 = 4p3
39
Лабораторная работа 6.
Опыт 1. Условия образования осадков
Влияние количества иона-осадителя на возможность образования осадка труднорастворимого вещества
Водну пробирку внести 4–5 капель 0,1н раствора BaCl2, в другую – такое же количество 2н раствора CaCl2. В каждую пробирку добавить по
1капле 2н раствора H2SO4.
Вкаком случае произошло образование осадка? Сформулировать условия образования осадка и объяснить отсутствие выпадения осадка в одной из пробирок и его выпадение – в другой. Продолжать прибавление
2н раствора H2SO4 к раствору CaCl2, подсчитать количество капель раствора H2SO4, которые необходимо добавить до начала образования осадка CaSO4. Почему для образования осадка CaSO4 необходимо добавлять больше H2SO4? Составить молекулярные и ионные уравнения реакций и объяснить наблюдаемые явления находя из величин ПР этих веществ.
Осаждение солей свинца
Впробирку внести 6 капель 2н раствора Pb(NO3)2 и добавить 6 капель 2н раствора хлорида натрия. Осадку дать отстояться. Насыщенный раствор над осадком перенести в две другие пробирки по 3–4 капли в
каждую. В одну из них добавить 2–3 капли 2н раствора Na2CO3, в другую – 2–3 капли 2н раствора KI. Написать молекулярные и ионные уравнения реакций. На основании опыта сделать вывод о сравнительной величине произведений растворимости хлорида и йодида свинца и прове-
рить свое заключение по таблице произведений растворимости (см. табл.
8). Отметить, можно ли ионом CO32- доосаждать Pb2+ из насыщенного раствора PbCl2? Какой из ионов-осадителей Cl- или I, более полно осаждает ион Pb2+ из раствора?
Опыт 2. Условия растворения осадков
Действие азотной кислоты на карбонат и сульфат бария
В две пробирки внести по 2 капли 2н раствора хлорида бария. В одну из них прибавить 2 капли 2н раствора карбоната натрия, в другую – такой же объем 2н раствора сульфата натрия.
К обоим осадкам прибавить по 4–5 капель 2н раствора азотной кислоты. Какой из осадков растворяется? Написать молекулярные и ионные уравнения реакций. Сформулировать условия растворения осадков и объяснить причину растворения одного из полученных осадков и нерастворимость другого в азотной кислоте.
Действие соляной кислоты на гидроксид магния
В пробирку внести 3 капли 2н раствора MgCl2 и добавить 3 капли 2н раствора NaOH. Отметить цвет полученного осадка гидрокси-
40