Practical

	51
				+ −
К1А2 К1 +А2	K12	=	K1 A2			;
				[K1A2 ]

				+ −
К А К +А	K21	=	K2 A1			.
				[K2A1 ]

Подставляя в уравнение (4) вместо концентраций значения К, получим

K = K11 K22 .

K12 K21

Если К>1, т.е. К · К >К ·К , то равновесие смещено вправо (легче идёт прямая реакция).

Если К<1,т.е. К ·К <К ·К , то равновесие смещено влево (в сторону обратной реакции).

При К→ ∞ реакция будет необратимой.

Равновесие в ионообменных реакциях смещается в сторону образования

наименее диссоциированных соединений.
Ионообменные реакции протекают	в растворах электролитов в
следующих случаях:

1)если образуется осадок трудно растворимого вещества;

2)если образуется газ (легколетучее вещество);

3)если образуется слабый электролит (плохо диссоциирующее

соединение); 4) если образуется комплексный ион.

В уравнениях ионных реакции формулы сильных электролитов записывают в диссоциированном виде, слабых – в недиссоциированном.

Примеры: 1.Образование осадков:

AgNO3 + NaCl = AgCl↓ + NaNO3;

Ag+ + NO ˉ + Na+ + CIˉ = AgCl + Na+ + NO ˉ; Ag+ + Clˉ = AgCl.

2. Образование газов:

Na S + H SO = Na2SO4 + H2S↑;

2 Na+ + S²ˉ+2 H+ + SO ²ˉ = H2S↑ + 2 Na+ + SO ²ˉ ; 2 H+ + S²ˉ= H S↑.

52

3. Образование слабых электролитов. Чаще всего это – образование воды, слабого основания или слабой кислоты:

а) образование воды:

NaOH + HCl = H O + NaCl ;

Na+ + OH + H+ + Cl = H O + Na+ + Cl ; H+ + OH = H O;

б) образование слабого основания:

NH Cl + KOH = NH OH + KCl;

NH + + Cl + K+ + OH = NH OH + K++ Cl ; NH + + OH = NH ОН;

в) образование слабой кислоты:

2 CH COONa + H SO = 2 CH COOH + Na SO ;

2 CH COO + 2 Na+ + 2 H+ + SO ² = 2 CH COOH + 2 Na+ + SO ² ; CH COO + H+ = CH COOH.

4. Образование комплексного иона (например, катиона) CuSO · 4 H O + 4 NH = [Cu(NH ) ]SO + 4 H O; [Cu(H O) ]²+ + SO ² + 4 NH = [Cu(NH ) ]²+ + SO ² + 4 H O.

Лабораторная работа Ионообменные реакции

Цель работы Получение сильных малорастворимых и слабых электролитов.

Оборудование и реактивы Пробирки. Кусочек мела. Хлорид аммония (крист.). Рзбавленные

растворы: хлорида бария, сульфата натрия, нитрата свинца, хлорида калия, йодида калия, соли железа (II), соли меди (II), сульфида аммония, ацетата натрия, дихромата калия, хлорида магния, аммиака, соляной и серной кислот.

Опыт 1. Ионные реакции с образованием осадков

Налить в три пробирки по 2…3 капли раствора хлорида бария и добавить в одну из них несколько капель раствора сульфата натрия, в другую – раствора серной кислоты, в третью – раствора сульфата аммония. Наблюдать появление одинакового осадка. Составить уравнение реакции. Что можно сказать о сущности реакций в проделанном опыте?

Опыт 2. Образование осадков и произведение растворимости

53

В две пробирки налить по 3…4 капли 0,005 М раствора нитрата свинца. В одну из них прибавить такой же объём 0,05 М раствора хлорида калия, а в другую – такой же объём 0,05 М раствора йодида калия. В какой из пробирок выпал осадок? Объяснить полученный результат, используя значения произведения растворимости. Составить уравнение реакций.

Опыт 3. Ионообменная реакция с образованием газа

В пробирку поместить кусочек мела (CaCO ) и прибавить столько разбавленной соляной кислоты, чтобы весь мел погрузился в раствор. Наблюдать выделение газа. Составить уравнение реакции.

Опыт 4. Образование сульфидов железа и меди и их растворимость в соляной кислоте

В пробирку внести 2…3 капли раствора соли железа (II), в другую – 2…3 капли раствора соли меди (II). В каждую пробирку добавить несколько капель раствора сульфида аммония до появления осадков. Затем прилить к осадкам немного соляной кислоты. Какой из осадков растворяется? Составить уравнения реакций. Объяснить различие в растворимости осадков, используя значения произведения растворимости (см. приложение 2).

Опыт 5. Получение хромата бария

Внести в пробирку 2…3 капли раствора хлорида бария и 5…6 капель раствора ацетата натрия. Затем прибавить 4…6 капель раствора хромата калия. При этом выпадает жёлтый осадок хромата бария, не растворимый в уксусной кислоте. Составить уравнение реакции.

Опыт 6. Взаимодействие гидроксида магния с хлоридом аммония

В две пробирки внести по 2…3 капли раствора хлорида магния. В одну пробирку добавить 5…6 кристаллов хлорида аммония и, встряхивая, добиться их растворения. Затем в каждую из пробирок добавить по 8…10 капель раствора гидроксида аммония. Объяснить, почему осадок выпадает в пробирке, в которой отсутствует хлорид аммония (см. пояснения к опыту 4).

Контрольные вопросы и упражнения

1.Дать определение ионообменных реакций.

2.Написать в ионной форме следующие уравнения реакций:

Pb(NO ) + CaJ →

CaCO + HCl →

FeCl + Ba(OH) →

CH COOH + K CO →

54

3.Как изменится растворимость осадка при добавлении одноимённого иона?

4.По ионным уравнениям составить уравнения в молекулярной форме

(анион - NO , катион Na )

2 Ag + CrO ² = Ag CrO ; H + CH COO = CH COOH;

2Al³ + 3S² + 6 H O = 2 Al(OH) + 3 H S.

7.Ионное произведение воды. Водородный показатель. Гидролиз солей

Вода является слабым электролитом, который диссоциирует на ионы:

H O H + OH или, точнее 2 H O H O + OH .

Концентрация образующихся гидратированных ионов водорода и гидроксид-ионов невелика. При 22°C она составляет 10 моль/л.

Запишем выражение константы диссоциации воды

		+	−
Kд =	H OH
				∙	(5)
		[H2O]

Учитывая, что концентрация воды мало меняется при диссоциации, [H O] можно считать постоянной величиной и включить в константу:

KВ = Kд · [H O] = [H ] · [OH ]. (6)

Это произведение называется ионным произведением воды. При 22°C эта константа равна 1·10 ¹

KВ = [H ] · [OH ] = 1·10 ¹ .

(7)

Ионное произведение воды – постоянная величина как для чистой воды, так и водных растворов различных электролитов, и она часто используется в аналитических расчётах.

Пример. Вычислите концентрацию [OH ] в 0,01 М бромистоводородной кислоты, приняв степень ее диссоциации за 100 %.

Решение. Уравнение диссоциации кислоты

HBr H + Br .

55

По формуле (3) рассчитываем концентрацию [OH ]

	−			K	в			10−14	−	моль
OH			=				=	0,01 =10		л .
				H+

Водородный показатель. По кислотно-основным свойствам растворы обычно делят на кислые, нейтральные и щелочные. Это лишь качественная характеристика кислотности (основности) среды. Для количественной характеристики можно использовать молярную концентрацию ионов водорода. Удобно кислотность (основность) водных растворов выражать через десятичный логарифм концентрации ионов H+, взятый с обратным знаком. Эта величина называется водородным показателем, её обозначают символом pH:

pH = - lg[H ]. (8)

Если раствор нейтральный, т.е. [H ] = [OH−], то pH = 7. В кислом растворе [H ]>[OH ], следовательно, рН<7, в щелочном растворе [H ]<[OH ] и pH>7.

Пример. Считая диссоциацию гидроксида калия в воде полной, вычислите рН 0,001 М раствора KOH.

Решение. Определяем молекулярную концентрацию гидроксид-ионов в растворе

[OH ] = [KOH] · α · N(OH ),

где α - степень диссоциации; N(OH ) – число ионов (OH ), образующихся при разложении одной молекулы KOH.

[OH ] = 0,001·1·1 моль/л = 10 ³ моль/л.

Используя ионное произведение воды, находим концентрацию иона водорода

+		Kв			10−14		−11 моль
H	=			=		=110			,
		OH	_		10−3			л

а затем водородный показатель

pH = lg[H+] = lg(1∙10 ¹¹) = 11.

Значение pH растворов можно экспериментально определить при помощи кислотно-основных индикаторов – веществ, которые изменяют окраску в зависимости от концентрации водородных ионов.

56

Каждый индикатор характеризуется определёнными интервалами pH раствора, при которых он изменяет свой цвет. Изменение цвета лакмуса от красного до синего происходит при pH от 5 до 8, метилового оранжевого – от розового до жёлтого – при pH от 3,1 до 4,4, фенолфталеина – от бесцветного до малинового – при pH от 8,3 до 9,8. Эти интервалы значений pH называются областями перехода индикатора. Более точно pH раствора измеряется с помощью электрического прибора – pH-метра (потенциометра).

Изменение характера среды раствора происходит не только в результате добавления к воде кислоты или щёлочи, но и при растворении некоторых солей (гидролиза солей).

Гидролиз солей – химическое взаимодействие ионов солей с водой, во многих случаях сопровождающееся изменением реакционной среды (из нейтральной в кислую или щелочную).

Причина гидролиза лежит в том, что ионы соли с ионами воды образуют малодиссоциирующие комплексы (ионы или молекулы). Реакции гидролиза всегда направлены в сторону образования таких комплексов.

Если продукты гидролиза растворимы, то реакция имеет обратимый характер. Однако в результате гидролиза могут получаться летучие (газы) или малорастворимые вещества (осадки). В этом случае реакция становится необратимой.

Рассмотрим важнейшие случаи гидролиза солей.

1. Соль образована сильным основанием и слабой кислотой. Например,

такие соли, как Na CO3, K S, Na PO , KCN и др.

KCN + H O KOH + HCN ;

CN + HOH HCN + OH .

Здесь KOH – сильное основание, хорошо диссоциирующее в воде, а HCN– слабая кислота, распадающаяся на ионы лишь в очень малой степени. Раствор приобретает щелочную реакцию вследствие наличия в нём свободных

гидроксильных ионов, т.е. [OH ]>[H ] и pH>7.

Таким образом, водные растворы всех солей, образованных сильным основанием и слабой кислотой, характеризуются щелочной реакцией среды.

2. Соль образована слабым основанием и сильной кислотой. Например, NH Cl, AlCl , CuSO и др.

В этом случае в процессе гидролиза главную роль играет катион соли. Анион же соли не связывает H ионов воды и практически в реакции гидролиза не участвует. Например

NH Cl + HOH NH ОН+ HCl

или в ионном виде

NH + HOH NH OH + H .

57

NH OH – основание слабое, малодиссоциирующее; HCl – кислота сильная, распадается на ионы в высокой степени. Вследствие этого в растворе [H ]>[OH ] и pH<7; раствор приобретает кислую реакцию.

3. Соль образована слабым основанием и слабой кислотой NH CN, Al S , (CH COO) Fe, CuS и т.д.

В этом случае в реакции гидролиза участвуют и катион (К+), и анион (А-) соли, они связывают ионы H+ и OH из молекулы воды:

КА + НОН КОН + НА

K + A + HOH KOH + AH.

Среда раствора может стать кислой (если основание, образовавшееся в результате гидролиза, является более слабым, чем кислота, т.е. константы диссоциации основания и кислоты отвечают соотношению Кдис(КОН)<Кдис(АН)), либо щелочной (если основание окажется более сильным, чем кислота, т.е. Кдис(КОН)>Кдис(АН)), либо будет нейтральной в случае равной силы кислоты и основания: Кдис(КОН)≈Кдис(АН). Например,

CH COONH + HOH CH COOH + NH OH.

Константы диссоциации уксусной кислоты (1,76 ∙ 10 ) и гидроксида аммония (1,79 ∙ 10 ) близки между собой. Поэтому pH раствора остаётся приблизительно равным 7.

Соли, которые образованы слабым нерастворимым или летучим основанием и слабой летучей или нерастворимой кислотой подвергаются необратимому (полному) гидролизу. Такие соли не могут существовать в водных растворах. Например,

Al2S3 + 6 H2O → 2 Al(OH)3↓ + 3 H2S↑;

Fe2(CO3)3 + 6 H2O → 2 Fe(OH)3↓ + 3 H2 CO3 (CO2↑ + H2O); (NH4)2SiO3 + 2 H2O → 2 NH4OH (NH3↑ + H2O) + H2SiO3↓.

Полный гидролиз происходит также при совместном присутствии в водном растворе двух типов солей (соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой, и соли, образованной сильным основанием и слабой кислотой). Например,

2 AlCl3 + 3 Na2 CO3 + 6 H2O → 2 Al(OH)3↓ + 3 H2 CO3 (CO2↑ + H2O) + 6 NaCl.

4. Соли, образованные сильными основаниями и сильными кислотами, гидролизу не подвергаются, т.к. ионы не образуют слабых электролитов с водой.

58

Примеры таких солей: NaCl, KNO , BaCl , Na SO . Реакция в растворах таких солей практически нейтральна (pH = 7).

Соли, образованные многозарядным катионом или многозарядным анионом, гидролизуются ступенчато с образованием малодиссоциированных гидроксокатионов или гидроанионов. При комнатной температуре, как правило, гидролиз идёт по первой ступени.

I. Гидролиз по многозарядному катиону Соль диссоциирует в растворе на ионы

CuSO = Cu² + SO ² .

Первая ступень гидролиза Cu² + H O CuOH + H ,

2 CuSO + 2 H O (CuOH) SO + H SO .

Вторая ступень гидролиза CuOH + H O Cu(OH) + H , (CuOH) SO + 2 H O 2 Cu(OH) + H SO .

II. Гидролиз по многозарядному аниону Соль диссоциирует в растворе на ионы

Na PO = 3Na + PO ³ .

Первая ступень гидролиза PO ³ + H O HPO ² + OH , Na PO + H O Na HPO + NaOH.

Вторая ступень гидролиза HPO ² + H O H PO + OH , Na HPO + H O NaH PO + NaOH.

Третья ступень гидролиза H PO + H O H PO + OH ,

NaH PO + H O H PO + NaOH.

Полнота гидролиза характеризуется степенью гидролиза, которая показывает отношение числа гидролизованных молекул к общему числу растворенных молекул.

Лабораторная работа Гидролиз солей

Цель работы Изучение реакций гидролиза солей различных типов и смещения

гидролитического равновесия.

Оборудование и реактивы

59

Штатив с пробирками. Пробиркодержатель. Чашка Петри. Спиртовка. Растворы (0,001-1 М): щёлочи, соляной кислоты, хлорида магния, сульфата меди, хлорида натрия, ацетата натрия, хлорида алюминия. Индикаторы: метиловый оранжевый, фенолфталеин, универсальная индикаторная бумага.

Опыт 1. Окраска индикатора в различных средах

Налить в девять пробирок по 2…3 мл дистиллированной воды. Первые три пробирки использовать для испытания индикаторов в нейтральной среде. В одной из них смочить полоску универсальной индикаторной бумаги, во вторую добавить 1…2 капли метилового оранжевого, а в третью − 1…2 капли фенолфталеина. Отметить окраску индикаторов в нейтральной среде. В следующие три пробирки добавить по несколько капель раствора щёлочи и отметить окраску индикаторов в щелочной среде, добавляя в том же порядке индикаторы, а в последние три пробирки прибавить по несколько капель раствора соляной кислоты и отметить окраску индикаторов в кислой среде.

Результаты опыта записать в таблицу.

Индикатор		Среда
	Кислая	Нейтральная	Щелочная
	pH<7	pH=7	pH>7

Универсальная

индикаторная

бумага

Метиловый

оранжевый

Фенолфталеин

Опыт 2. Определение pH растворов кислот и оснований

В чашку Петри положить полоску универсального индикатора, нанести на него 1…2 капли испытуемого раствора, предложенного преподавателем, и тотчас же сравнить окраску бумаги со шкалой универсального индикатора.

Опыт 3. Гидролиз солей

В чашке Петри разместить пять полосок универсального индикатора для определения рН пяти растворов: хлорида магния, сульфата меди (II), хлорида

натрия, сульфата натрия, карбоната натрия. Для этого одну каплю раствора нанести на полоску и сравнить окраску бумаги со шкалой универсального индикатора. Какие из испытуемых солей подвергаются гидролизу? Составить молекулярные и ионные уравнения реакций гидролиза этих солей.

Опыт 4. Равновесие реакции гидролиза

Налить в пробирку 10 капель 0,5 н раствора ацетата натрия и одну каплю фенолфталеина. Осторожно нагреть раствор до кипения наблюдать и появления

60

розовой окраски. При охлаждении раствора окраска снова исчезает. Написать уравнение реакций гидролиза ацетата натрия. Дать объяснение наблюдаемым явлениям.

Опыт 5. Необратимый гидролиз

В пробирке к 4 каплям раствора соли алюминия прибавить 8 капель раствора карбоната натрия. Наблюдать выпадение белого аморфного осадка и

выделение газа. Убедитесь, что в осадке находится Al(OH) . Для этого осадок разделить на две части, одну из них обработать соляной кислотой, а другую – раствором едкого натрия. Составить уравнения реакций.

Контрольные вопросы

1.Может ли в водном растворе концентрация [H ] или [OH ] равняться нулю?

2.Чему равно ионное произведение воды? Изменится ли величина ионного произведения воды: а) при повышении температуры; б) при добавлении к воде кислоты?

3.Что такое pH и pOH? Чему равна сумма этих величин?

4.Водородный показатель одного раствора равен 1, а другого 4. Какой раствор более кислый? Во сколько раз в нём больше концентрация ионов водорода?

5.Вычислить pH растворов, в которых: а) молярные концентрации ионов

водорода равны: 3∙10 ; 2·10-¹; 10 ¹ ; 5 ∙10 ; б) молярные концентрации ионов гидроксида равны: 10 ; 5 ∙10 ; 2∙10 ¹¹.

6. Записать уравнение реакций гидролиза в молекулярной и ионной форме следующих солей: 1) Ba(NO ) ; 2) CrCl ; 3) Na PO ; 4) Zn(CH COO) ;

5) NiSO ; 6) Na B O .

Указать: 1) какие из растворов имеют кислую среду? 2) какие растворы имеют щелочную среду? 3) какие растворы имеют pH = 7?

7.Если к растворам солей хлорида бария, сульфата меди (II), нитрата алюминия прилить раствор карбоната натрия, в первом случае выпадает осадок карбоната бария, во втором случае – основная соль (СuOH) CO , а в третьем случае – Al(OH) . Объяснить данное явление и написать уравнения реакций.

8.Электродные потенциалы металлов.