- •Химия
- •Химия
- •с методическими указаниями
- •ОПРЕДЕЛЕНИЕ ЭКВИВАЛЕНТА МЕТАЛЛА ПО ВОДОРОДУ
- •ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 3
- •СВЕДЕНИЯ ИЗ ТЕОРИИ
- •ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 5
- •ЭЛЕКТРОЛИТЫ
- •ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 6
- •ОПРЕДЕЛЕНИЕ рН. ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ
- •СВЕДЕНИЯ ИЗ ТЕОРИИ
- •БУФЕРНЫЕ РАСТВОРЫ
- •ПРАКТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ
- •КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ
- •КОМПЛЕКСНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ
- •ПРАКТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ
- •СВЕДЕНИЯ ИЗ ТЕОРИИ
- •ПРАКТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ
- •ПРАКТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ
- •КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ
- •ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 8
- •ГАЛОГЕНЫ
- •СВЕДЕНИЯ ИЗ ТЕОРИИ
- •ПРАКТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ
- •ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 8а
- •ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 9
- •ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 10
- •ОТНОШЕНИЕ МЕТАЛЛОВ К КИСЛОТАМ И ЩЕЛОЧАМ
- •ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 21
- •ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА МЕТАЛЛОВ
- •Цель работы: на конкретных опытах изучить электрохимическое поведение металлов при прохождении электрического тока через границу металл - электролит.
- •ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 33В
- •СВЕДЕНИЯ ИЗ ТЕОРИИ
- •БИБЛИОГРАФИЧЕСКИЙ СПИСОК
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 6
ОПРЕДЕЛЕНИЕ рН. ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ
Цель работы: изучить особенность реакций гидролиза солей, причины, признаки гидролиза (изменение кислотности среды) с учетом водородного показателя среды.
Рабочее задание: экспериментальным путем определить водородный показатель (рН) различных растворов, в т.ч. солей; влияние различных факторов (концентраций, температуры) на смещение химического равновесия гидролиза.
СВЕДЕНИЯ ИЗ ТЕОРИИ
1. Определение рН
Процесс электролитической диссоциации воды протекает с образованием ионов гидроксония и гидроксид-ионов
2Н2О ↔ Н3О+ + ОН- .
Измерениями установлено, что концентрация ионов гидроксония и гидроксид-ионов в воде равна [ Н3О+ ] = [ОН-] = 10-7 моль/л.
Для упрощения расчета вместо концентрации Н3О+ пользуются концентрацией [ Н+].
В этом случае ионное произведение воды равно
КН2О = [Н+][ОН-] = 10-14 (при t= 250С). |
(1) |
Растворы, в которых концентрация водородных и гидроксильных ионов одинакова и равна 10-7 моль/л, называются нейтральными. Реакцию среды любого водного раствора характеризуют концентрацией ионов водорода. Чтобы избавиться от отрицательной степени в значении [Н+], принято пользоваться отрицательным значением десятичного логарифма величины концентрации ионов водорода, так называемым водородным показателем рН
рН = - lg [Н+]. |
(2) |
В зависимости от среды рН может принимать следующие значения:
-в нейтральной среде - [Н+]=[ОН-] = 10-7 моль/л, рН = 7;
-в кислой среде - [Н+]>[ОН-] < 10-7 моль/л, рН < 7;
-в щелочной среде - [Н+]<[ОН-] > 10-7 моль/л, рН > 7.
37
Концентрацию ионов водорода можно определить теоретически (формулы для примерного расчета рН водных растворов электролитов приведены в таблице) и практически.
Один из наиболее распространенных и простых методов – определение рН с помощью универсальной индикаторной бумаги. Эта бумага пропитана смесью целого ряда индикаторов с различными областями перехода. Каждому значению рН соответствует определенный оттенок в окраске индикаторной бумаги. При определении рН на полоску универсальной индикаторной бумаги наносят каплю исследуемой жидкости и сравнивают получившуюся окраску с окраской на шкале эталона. Совпадение окраски индикаторной бумаги с окраской на шкале означает совпадение рН.
Таблица Формулы для примерного расчета рН водных растворов электролитов
Электролит |
Формула для расчета рН |
|
|
|
|
H2O |
[H+] = [OH-] = |
Kw = 10-14 =10-7; pH = 7 |
|
|
|
Сильная кислота |
рН = -lgCHA |
|
|
|
|
Сильное основание |
рН = 14 + lgCBOH |
|
|
|
|
Слабая кислота |
pH = ½ (pKa - lgCHA) |
|
|
|
|
Слабое основание |
pH = 14 - ½ pKb + ½ lgCBOH |
|
|
|
|
Соль, образованная сильным |
pH = 7 + ½ pKa+ ½ lgCсоли |
|
основанием и слабой кислотой |
|
|
|
|
|
Соль, образованная слабым |
pH = 7 - ½ pКb- ½ lgCсоли |
|
основанием и сильной кислотой |
|
|
|
|
|
Соль, образованная слабым |
pH = 7 + ½ pKa- ½ pKb |
|
основанием и слабой кислотой |
|
|
|
|
|
Кислая соль (амфолит) |
pH = ½ pKa1 + ½ pKа2 |
|
|
|
|
Буферные растворы: |
pH = pKa - lg(CHA/Ссоли) |
|
а) слабая кислота и её соль |
pH = 14 - pKb + lg(CBOH/Ссоли) |
|
б) слабое основание и его соль |
|
|
|
|
|
Индикаторы: |
pH ≈ pKind ± 1 |
|
а) метил-оранж |
pK = 3,7 |
3,1 ≤ pH ≤ 4,4 |
б) фенол-фталеин |
pK = 9,2 |
8,2 ≤ pH ≤ 9,8 |
|
|
|
38
2. Гидролиз солей
Гидролизом солей называется реакция обменного взаимодействия ионов (соли) с молекулами воды, ведущая к образованию более слабого электролита, нерастворимого или газообразного соединения.
Взависимости от электролитической силы образующих соль кислоты
иоснования соли можно разделить на четыре типа:
1) соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием NaCl,
KNO3;
2) соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой Na2CO3,
K2S, Na2S;
3) соли, образованные слабым основанием и сильной кислотой ZnCl2,
Al(NO3)3;
4) соли, образованные слабой кислотой и слабым основанием
(NH4)2CO3, CH3COONH4.
Соли первого типа гидролизу не подвергаются, т.е. при их взаимодействии с водой не могут быть получены слабые электролиты. В системе Н2О ↔ Н+ + ОН- равновесие не нарушается, поэтому в растворах этих солей рН равна 7.
Соли остальных трех типов подвергаются гидролизу. Соли, образованные многоосновными кислотами или многокислотными основаниями, гидролизуются ступенчато, переходя в кислые или основные соли.
Гидролиз – во втором и третьем типах солей реакция обратимая. Реакция также подчиняется закону действия масс.
Гидролиз Na2S
1-ая ступень Na2S + НОН ↔ NaHS + NaOH, S2- + НОН ↔ HS- + OH-.
2-ая ступень NaHS + НОН ↔ H2S + NaOH, HS- + НОН ↔ H2S + OH-.
При гидролизе Na2S и других солей этого типа в растворе накапливаются ионы OH-, сообщающие ему щелочную реакцию рН > 7. Сильнее выражена первая ступень гидролиза, чем вторая.
Гидролиз FeCl3.
По первой ступени гидролиз идет через образование хлорида гидроксида железа (III), (+3)
1-ая ступень FeCl3 + НОН ↔ Fe(ОH)Cl2 + HCl,
39
Fe3+ + НОН ↔ Fe(OH)2+ + H+.
При разбавлении раствора и увеличении его температуры гидролиз углубляется и может получиться хлорид-дигидроксид железа (III), (+3).
2-ая ступень Fe(OH)Cl2 + НОН↔Fe(OH)2Cl + HCl, Fe(OH)2+ + НОН↔ Fe(OH)2+ + H+.
И в условиях сильного разбавления раствора и увеличения температуры образуется гидроксид железа (III), (+3).
3-ая ступень Fe(OH)2Cl + НОН↔ Fe(OH)3+ HCl, Fe(OH)2+ + НОН↔ Fe(OH)3+ H+.
При гидролизе FeCl3 и других солей этого типа в растворе накапливаются ионы H+, сообщающие ему кислую реакцию с рН< 7.
Гидролиз CH3COONH4
CH3COONH4 + НОН = CH3COOH + NH4ОН,
NH4+ +CH3COO- + НОН = CH3COOH + NH4ОН.
Соли этого типа подвергаются гидролизу относительно легко, почти полностью, необратимо. Реакция гидролиза и рН раствора определяются относительной электролитической силой образующихся оснований и кислот. В рассматриваемом случае константы электролитической диссоциации NH4ОН и CH3COOH при t = 250С соответственно равны 1,79 . 10-5 и 1,76 . 10-5, и поэтому реакция раствора практически нейтральна, рН = 7.
ПРАКТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ
1. Определение рН
1.1. Пользуясь универсальной индикаторной бумагой, определите рН следующих растворов: 0,1 N раствора соляной кислоты, 0,1 N раствора уксусной кислоты, 0,1 N раствора аммиака, водопроводной воды. Для этого стеклянной палочкой перенесите две капли данного раствора на индикаторную бумагу. Сравните окраску еще сырого пятна, полученного на бумажке с цветной шкалой (на последней показано, при каких значениях рН индикаторная бумажка окрашивается в тот или иной цвет).
40
Сделайте вывод о величине рН каждого раствора и укажите реакцию среды.
2. Гидролиз солей
2.1. Испытайте универсальной индикаторной бумажкой реакцию водопроводной воды и растворов следующих солей: Na2CO3, Al2(SO4)3, NaCl.
Какие из перечисленных солей подвергаются гидролизу? Составьте молекулярные и полные, сокращенные ионные уравнения реакций гидролиза. Данные опыта запишите в таблицу.
|
|
|
Таблица |
|
|
|
|
Формула |
Реакция среды |
рН среды |
Подвергается ли |
растворенного |
|
|
соль гидролизу |
вещества |
|
|
|
NaCl |
|
|
|
Na2CO3 |
|
|
|
Al2(SO4)3 |
|
|
|
2.2. Влияние температуры на гидролиз
Заполните 1/8 пробирки раствором уксуснокислого натрия CH3COONа и добавьте две капли раствора фенолфталеина. Затем разлейте раствор на две пробирки, и содержимое одной из пробирок нагрейте до кипения. Обратите внимание на изменение окраски нагретого раствора. Дайте объяснение влияния температуры на гидролиз, используя лекционный материал. Составьте молекулярное и полное, сокращенное ионное уравнения реакции гидролиза.
2.3. Влияние разбавления раствора на гидролиз
Заполните 1/8 пробирки раствором азотнокислого висмута Bi(NO3)3 и разбавьте его в 2-3 раза водой. Дайте постоять 1-2 мин. Что происходит? Как влияет разбавление раствора на гидролиз? Составьте уравнение реакции, учитывая, что в осадок выпадает нитрат-дигидроксида висмута.
2.4. Полный гидролиз
Заполните 1/8 пробирки раствором сернокислого алюминия Al2(SO4)3. Затем прилейте приблизительно такой же объем раствора Na2CO3. Наблюдается выделение CO2 и образование осадка Al(OН)3. Составьте в молекулярной и ионной форме уравнения:
41
а) реакции образования карбоната алюминия б) полного гидролиза карбоната алюминия
в) суммарную реакцию в молекулярной, полной и сокращенной ионной формах.
КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ
1.Что понимается под водородным показателем, рН?
2.Что называется гидролизом солей?
3.Какие факторы влияют на гидролиз?
4.В каких случаях при гидролизе солей получаются кислые и основные соли?
5.Какие соли не подвергаются гидролизу и почему? Объясните на конкретных примерах.
6.Какова величина рН среды (больше или меньше) при гидролизе солей, образованных сильными кислотами и слабыми основаниями, сильными основаниями и слабыми кислотами?
7.Рассчитайте рН 0,1 М растворов: HCl, CH3COOH (рКа=4,76), NH4OH
(рКв=4,76), Na2CO3 |
( pKa |
=10,32 ), Al2(SO4)3 |
( pKb = 8,86 ), |
CH3COONa, NaHCO3. |
|
2 |
3 |
|
|
|
БИБЛИОГРАФИЧЕСКИЙ СПИСОК
1.Глинка Н.Л. Общая химия. – Л.: Химия, 1985. – С. 51-253, 257-263.
2.Хомченко Г.П. Пособие по химии для поступающих в вузы. - М.:
Новая волна, ОНИКС, 2000. – С. 135-137.
3.Коровин Н.В. Курс общей химии. - М.: Высшая школа, 2001. – С. 224-231, 166-169.
4.Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия. – М.: Высшая школа, 2001. – С. 227-234.
42