Рекомендации к выполнению


Водородный показатель. Гидролиз солей



страница10/14
Дата22.06.2019
Размер0.74 Mb.
1   ...   6   7   8   9   10   11   12   13   14

Водородный показатель. Гидролиз солей



Теоретические основы. Вода - слабый электролит, диссоциирует в незначительной степени с образованием ионов водорода Н+ и гидроксил-анионов ОН : Н2О Н+ + ОН.

Состояние равновесия этой реакции характеризуется константой, которая называется ионное произведение воды:



К = [Н+ ][ОН] = 1014 (при 220С),

где + ] и [ОН] - равновесные концентрации ионов.

Обычно вместо величин +] и [ОН] используют их отрицательные десятичные логарифмы. Эти величины называют соответственно водородным и гидроксильным показателями:

рН = - lg [Н+ ]

рОН = - lg [ОН]

рК = рН + рОН = 14

Нейтральные растворы не имеют избытка ионов Н+ или ОН: + ] = [ОН] = 107 ; рН = рОН = 7

Кислые растворы содержат избыток ионов Н+:

+ ]> [ОН]; рН< рОН; рН<7; рОН>7

Щелочные растворы содержат избыток ионов ОН:

+ ]< [ОН]; рН> рОН; рН>7; рОН<7
Если растворенная в воде соль содержит ионы-остатки слабых кислот или слабых оснований, то происходит процесс гидролиза соли - обменной реакции ионов соли с молекулами воды, приводящей к образованию молекул и ионов новых слабых электролитов.

Основные правила написания реакций гидролиза:

1. Гидролизу подвергаются анионы слабых кислот и катионы слабых оснований, входящих в состав соли.

2. Гидролиз - процесс ступенчатый. На каждой ступени один гидролизующийся ион реагирует с одной молекулой воды.

3. В обычных условиях гидролиз протекает только по первой ступени. Гидролиз усиливается при нагревании и разбавлении растворов солей.

4. Гидролиз - процесс, как правило, обратимый, его равновесие можно смещать. Добавление одноименных ионов (Н+ или ОН), выделяющихся в процессе гидролиза, смещает равновесие в сторону уменьшения гидролиза. Добавление противоположных ионов, связывающих выделяющиеся ионы Н+ и ОН в молекулы воды, смещает равновесие в сторону усиления гидролиза.

Типы реакций гидролиза.
1. Соль образована ионами сильного основания и сильной кислоты (например, NaCl, KNO3 и др.).

NaCl + H2O гидролиз не идет (NaOH - сильное основание, HCl - сильная кислота).
2. Соль образована ионами сильного основания и слабой кислоты (например, Na2CO3, KSCN и др.).

Na2CO3 + Н2О гидролиз по аниону (NaOH - сильное основание, H2CO3 - cлабая кислота).

CO32+ HOH HCO3 + OH (среда щелочная, рН>7).

Na2CO3+ HOH NaHCO3 + NaOH (1 ступень гидролиза).

Добавление к раствору сильных щелочей (NaOH), содержащих одноименные ионы (OH), вызывает ослабление гидролиза (смещение равновесия влево по принципу Ле Шателье). Добавление к раствору кислот усиливает гидролиз за счет реакции Н++OHН2О, в результате которой концентрация ионов OH в растворе уменьшается, и равновесие гидролиза смещается вправо. Гидролиз усиливается и начинает идти по второй ступени:



НCO3+ HOH H2CO3 + OH

NaНCO3 + HOH H2CO3 + NaOH (2 ступень гидролиза).
3. Соль образована ионами слабого основания и сильной кислоты (например, AlCl3, FeSO4 и др.).

AlCl3 + H2O гидролиз по катиону (Al(OH)3 - слабое основание, НCl - cильная кислота).

Al3+ + HOH AlOH2+ + H+ (среда кислая, рН<7)

AlCl3 + HOH AlOHCl2 + HCl (1 ступень гидролиза).

4. Соль образована ионами слабого основания и слабой кислоты:

а) соль растворима в воде (например, (NH4)2CO3, NH4NO2 и др.).

(NH4)2CO3 + H2O гидролиз идет сразу по катиону и аниону:

2NH4+ + CO32+ HOH NH4OH + HCO3 + NH4+ (рН 7)

(NH4)2CO3 + HOH NH4OH + NH4HCO3
б) соль нерастворима в воде (например, FeS, ZnSiO3 и др.).

FeS + H2O нерастворимые соли гидролизу не подвергаются;
в) соль разлагается водой (в таблице растворимости стоит прочерк, например, Fe2S3, Al2(CO3)3 и др.). Гидролиз таких солей идет необратимо и до конца: Fe2S3+6H2O2Fe(OH)3+3H2S

Цель работы. C помощью универсальной индикаторной бумаги определить реакцию среды водных растворов солей, изучить влияние температуры и концентрации на гидролиз, взаимное усиление гидролиза растворов различных солей.
Порядок работы.
Опыт 1. Определение рН в кислых, щелочных и

нейтральных средах
На предметное стекло положите небольшие кусочки универсальной индикаторной бумаги и стеклянными палочками нанесите на них по капле дистиллированной воды, растворов NaOH, NH4OH, HCl, CH3COOH. С помощью цветовой шкалы определите рН в нейтральной, щелочной и кислой средах.
Опыт 2. Определение реакции среды при гидролизе солей
В отдельные пробирки добавьте по нескольку кристалликов следующих солей: нитрата натрия, сульфита натрия, нитрата цинка, ацетата аммония. Растворите соли в 1-2 мл дистиллированной воды. На предметное стекло положите кусочки универсальной индикаторной бумаги и определите рН растворов солей.
Опыт 3. Влияние температуры на гидролиз
Налейте в пробирку 3-4 мл раствора ацетата натрия и добавьте 1-2 капли фенолфталеина. Разделите раствор на 2 пробирки и одну из них нагрейте на водяной бане. Сравните интенсивность окраски индикатора в обеих пробирках.
Опыт 4. Влияние концентрации раствора соли на гидролиз
Налейте в пробирку 1 мл раствора хлорида сурьмы и добавьте дистиллированной воды. Выпадение белого осадка связано с разложением хлорида дигидроксосурьмы, образующейся за счет гидролиза соли по второй ступени: Sb(OH)2Cl SbOCl + H2O

Добавьте в пробирку раствор соляной кислоты до растворения осадка. Объясните смещение равновесия реакции гидролиза.


Опыт 5. Взаимное усиление гидролиза
Налейте в пробирку 1 мл раствора хлорида алюминия и добавьте равное количество раствора карбоната натрия. Объясните взаимное усиление гидролиза солей, приводящее к выделению оксида углерода (IV) и образованию осадка гидроксида алюминия. Используя амфотерные свойства гидроксида алюминия, докажите его образование.
Форма лабораторного отчета.
1. Название лабораторной работы.

2. Краткое описание, цель работы.


Опыт 1. Определение рН в кислых, щелочных и

нейтральных средах


Исследуемое вещество

Цвет универсальной индикаторной бумаги

рН

Реакция среды













Опыт 2. Определение реакции среды при гидролизе солей




Исследуемое вещество

рН раствора

Реакция среды

Уравнение реакции гидролиза соли в молекулярном и ионном видах












Опыты 3-5 оформите по схеме:

а) название опыта;

б) уравнение реакций в молекулярной и ионной формах;

в) наблюдения и обсуждения;

г) выводы.



Типовые задачи.


  1. Напишите в молекулярной и ионно-молекулярной формах уравнения реакций гидролиза следующих солей: ZnCl2, Fe(NO3)3, CH3COOK, MnSO4, Na3PO4, K2S, NH4Cl, (NH4)2CO3, Al2S3. Укажите реакцию среды.

  2. Рассчитайте концентрацию ионов водорода в водном растворе, в котором концентрация ионов ОН- равна 3,910-9 моль/л.

  3. Найти рН 0,0001 М раствора КОН при условии его полной диссоциации.

  4. Найти рН 0,1 М раствора соляной кислоты при условии ее полной диссоциации.

  5. Найти рН 0,005 М раствора H2SO4 при условии полной диссоциации.

  6. Найти рН 0,5 М раствора Ва(ОН)2 при условии полной диссоциации.

  7. Найти рН и степень диссоциации 0,1 М раствора СН3СООН, если константа ее диссоциации К = 1,8 10-5.

  8. Найти рН и степень диссоциации 0,001 М раствора NH4OH, если константа его диссоциации К = 1,75 10-5.

  9. Смешали 1 л 0,001 М раствора азотной кислоты и 1 л 0,0008 М раствора гидроксида натрия. Найти рН полученного раствора.

  10. Смешали 1 л 0,03 М раствора HCl и 1 л 0,028 М раствора КОН. Найти рН полученного раствора.

Лабораторная работа 12





Каталог: web-local -> uem -> autor -> ob him
ob him -> Качественный анализ
autor -> Основы патогенеза сахарный диабет
ob him -> Лабораторные работы по общей и неорганической химии
ob him -> Рекомендации к выполнению
autor -> История и методология зоотехнической науки
autor -> Практикум по птицеводству: Учебн пособие. М.: Изд-во рудн, 2002
autor -> Тесты для самоконтроля, вопросы и список микропрепаратов для сдачи экзамена
autor -> Учебно-методическое пособие по патологической физиологии Для студентов медицинского факультета специальностей «Лечебное дело», «Стоматология»,


Поделитесь с Вашими друзьями:
1   ...   6   7   8   9   10   11   12   13   14


База данных защищена авторским правом ©vossta.ru 2019
обратиться к администрации

    Главная страница