Сборник описаний лабораторных работ (стр. 5 )

1 – валентность натрия; 2 – число атомов натрия в молекуле соли.

Тогда

Зная степень диссоциации, можно найти изотонический коэффициент

Из уравнение диссоциации соли Na2CO3 → 2Na+ + видно, что молекула образована тремя ионами (2 иона натрия и 1 карбонат - ион), поэтому

i = (3 – 1) · 0,7 + 1 =2,4

Подставляем полученные данные в формулу зависимости осмотического давления

Росм = 2,4 · 0,05 · 8,314 · 273 = 272,4 кПа

Ответ: осмотическое давление 272,4 кПа.

3.3 Ионное произведение воды и водородный показатель. Гидролиз солей

3.3.1. Ионное произведение воды и водородный показатель

Вода – самый слабый электролит, всего 1 из 10 молекул диссоциирует на ионы

Н2О ↔Н+ + ОН-

Степень диссоциации воды 1/ = 10-7

Константа диссоциации воды

.

Поскольку молярная концентрация воды и константа диссоциации воды КД = 1,8 ∙ 10─16 (н. у.), то произведение этих постоянных также величина постоянная и называется константой ионного произведения воды или константой воды – . Таким образом

;

при н. у. = 10─14.

Для количественной оценки характера водной среды введен водородный показатель:

pH = –lg [H+].

Для нейтральной среды:

[H+] = [OH–] = 10–7, тогда pH = –lg [H+] = –lg 10–7 = 7.

Для кислой среды:

[H+] > [OH–] и pH < 7.

Для щелочной среды:

[H+] < [OH–] и pH > 7.

3.3.2. Гидролиз солей

Гидролиз солей – взаимодействие ионов соли с ионами воды, в результате которого образуется слабый электролит.

Гидролизу подвергаются:

1.  Соли слабого основания и сильной кислоты

NH4Cl + HOH ↔ NH4OH + HCl

слабое основание сильная кислота

NH4+ + HOH ↔ NH4OH + H+

Растворы таких солей имеет, кислую реакцию.

Константа гидролиза соли в этом случае:

(КД – справочное значение).

Степень гидролиза:

,

где СВ – молярная концентрация раствора соли.

2.  Соли сильного основания и слабой кислоты

KNO2 + HOH ↔ KOH + HNO2

сильное основание слабая кислота

+ HOH ↔ OH- + HNO2

Раствор таких солей имеет щелочную реакцию.

Константа гидролиза в этом случае:

Степень гидролиза рассчитывается по формуле приведенной выше.

3.  Соли слабого основания и слабой кислоты

4. 

NH4F + HOH ↔ NH4OH + HF

слабое основание слабая кислота

Среда в растворах таких солей близка к нейтральной (слабокислая, если КД (кисл) > КД (осн) или слабощелочная, если КД (кисл) < КД (осн)) рН ≈ 7.

Константа гидролиза в этом случае

Степень гидролиза рассчитывается по формуле приведенной выше.

Соли сильного основания и сильной кислоты гидролизу не подвергаются. Растворы таких солей имеют нейтральную реакцию.

Ступенчатому гидролизу подвергаются соли, образованные многоосновными слабыми кислотами или слабыми основаниями 2х, 3х валентных металлов. Например, гидролиз Na2CO3 протекает в две ступени:

I cтупень Na2CO3 + HOH ↔ NaHCO3 + NaOH

CO32─ + HOH ↔ HCO3─ + OH─

среда щелочная, pH > 7

II ступень NaHCO3 + HOH ↔ H2CO3 + NaOH

HCO3- + HOH ↔ H2CO3 + OH-

среда щелочная, pH > 7

КГ1 = 2,1· 10–4 >> 2,2 · 10–8 = КГ2

Обратите внимание, что константа гидролиза по I ступени определяется константой II ступени диссоциации слабой кислоты (слабого основания) и наоборот. Поскольку для ступенчатого гидролиза КГ1 >> КГ2, то в расчетах часто второй и более высокими ступенями гидролиза пренебрегают.

3.3.3. Примеры решения задач

Задача № 1.

Найти рН 0,1 М раствора азотистой кислоты.

Решение:

HNO2 ↔ H+ + NO2–

слабая кислота

pH = –lg [H+]

Концентрация ионов водорода:

[H+] = α· CB

(-значение взято из справочника)

[H+] = 0,083 · 0,1 = 0,0083

pH = –lg 0,0083 = 2,1

Ответ: рН = 2,1.

Задача № 2

Рассчитать рН 0,05 М раствора гидроксида аммония.

Решение:

pH = –lg [H+]

NH4OH ↔ NH4+ + OH–

слабое основание

[ОH–] = α· CB

(-значение взято из справочника)

[ОH–] = 0,019 · 0,05 = 0,0009

Зная, что в любом водном растворе произведение [H+] · [ОH–] = 10–14, найдем [H+].

pH =–lg [H+] = –lg (1,11 · 10–11) = 10,95

Ответ: рН = 10,95.

Задача № 3.

Какая соль гидролизуется полнее: хлорит калия или нитрит калия. Написать уравнения гидролиза.

Решение:

Чтобы ответить на вопрос, какая соль гидролизуется полнее, необходимо рассчитать константы гидролиза этих солей, и та соль, у которой КГ больше, гидролизуется полнее.

Напишем уравнения гидролиза этих солей и найдем константы гидролиза:

KClO2 + HOH ↔ KOH + HClO2

сильное основание слабая кислота

+ HOH ↔ OH- + HClO2

KNO2 + HOH ↔ KOH + HNO2

сильное основание слабая кислота

NO2─ + HOH ↔ OH - + HNO2

1,45 · 10–11 > 9,1 · 10–13

Ответ: нитрит калия гидролизуется полнее, т. к. .

Задача № 4.

Вычислить рН раствора азотной кислоты, в 300 см3 которого содержится 1,5 г кислоты.

Решение:

pH = –lg [H+]

HNO3 → H+ + NO3–

Азотная кислота – сильная, α = 1, поэтому

;

pH = -lg 0,08 = 1,1.

Ответ: рН = 1,1.

Задача № 5.

рН раствора гидроксида кальция 12. Найти молярную концентрацию раствора.

Решение:

Т. к рН = 12 можно найти концентрацию ионов водорода.

[H+] = 10–pH = 10─12

В любом водном растворе [H+] · [OH–] = 10─14, поэтому, зная [H+], можно определить [OH–].

Ca(OH)2 = Ca2+ + 2OH–

Ca(OH)2 – сильное основание α = 1, поэтому можно найти концентрацию раствора Ca(OH)2 из соотношения коэффициентов в уравнении, т. е. [Ca(OH)2] в 2 раза меньше [ОН–].

.

Ответ: концентрация раствора 0,005.

Задача № 6.

Рассчитать константу гидролиза, степень гидролиза и рН раствора хлорида аммония концентрацией 0,1 М.

Решение:

NH4Cl – соль слабого основания и сильной кислоты ( pH < 7).

NH4Cl + HOH ↔ NH4OH + HCl

слабое основание сильная кислота

NH4+ + HOH ↔ NH4ОН + H+

Найдем

Степень гидролиза

[H+] = h· CB = 7,5 · 10–5 · 0,1 = 7,5 · 10–6

pH = –lg [H+]

pH = –lg (7,5 · 10–6) = 5,12

Ответ: h = 7,5 · 10–5; КГ = 5,7 · 10–10; рН = 5,12.

Задача № 7

Вычислить константу гидролиза, степень гидролиза и рН 0,1 М раствора сульфита калия. Учитывать только первую ступень гидролиза.

Решение:

K2SO3 – соль сильного основания KOH и слабой кислоты Н2SO3.

I ступень K2SO3 + HOH ↔ KHSO3 + KOH

+ HOH ↔ + OH-

среда в растворе этой соли щелочная, рН > 7.

Вычислим константу гидролиза по первой ступени

Зная концентрацию раствора (0,1 М) можно вычислить степень гидролиза.

.

Чтобы определить рН, необходимо вычислить концентрацию ионов водорода

pH = –lg [H+]

Так как среда в растворе щелочная, то концентрация гидроксид-ионов равна произведению степени гидролиза и концентрации раствора

[ОH–] = h1· CB = 1,27 ∙ 10–3 ∙ 0,1 = 1,27 ∙ 10–4, а в любом водном растворе [H+] · [ОH-] = 10–14следовательно,

.

Тогда pH =-lg [H+] = – lg (7,87 · 10–11) = 10,1

Ответ: h1 = 1,27 · 10–3; = 1,61 · 10–7; рН = 10,95.

3.4. Комплексные соединения

3.4.1. Общие понятия о структуре комплексного соединения

Наиболее удачно свойства и строение комплексных соединений объясняет координационная теория, предложенная А. Вернером (1893 г.).

Основные положения этой теории:

1.  В молекуле комплексного соединения один из ионов (обычно катион) занимает центральное место и называется комплексообразователем или центральным ионом.

2.  Вокруг него в непосредственной близости расположено некоторое число противоположно заряженных ионов или молекул, называемых лигандами (аддендами). Они вместе с комплексообразователем образуют внутреннюю координационную сферу (комплексный ион). Суммарное число лигандов определяется координационным числом.

3.  Остальные ионы находятся на более далеком расстоянии от комплексообразователя и составляют внешнюю координационную сферу (ион внешней сферы или внешний ион).

При написании химической формулы комплексного соединения комплексный ион выделяется квадратными скобками, в которых первым ставится комплексообразователь, а за ними лиганды. Частицы, находящиеся за квадратными скобками, составляют ион внешней сферы.

Наиболее часто в качестве комплексообразователя выступают:

Cu+ Ag+ Au+ (к. ч. = 2)

Cu2+, Hg2+, Cd2+, Pt2+, Pd2+, Zn2+ (к. ч. = 4)

Fe2+, Fe3+, Cr3+, Co2+, Ni2+, Al3+, Pt4+ (к. ч. = 6)

Ca2+, Sn2+ (к. ч. = 8)

В качестве лигандов в комплексном соединении могут быть некоторые молекулы и ионы, примеры названия которых перечислены ниже:

H2O - аква

NH3 - аммин

CO - карбонил

OH─ - гидроксо

Cl─ - хлоро

F─ - фторо

I─ - иодо

Br─ - бромо

CN─ - циано

CNS─ - родано

NO─2 - нитрито

NO─3 - нитрато

SO2─3 - сульфито

SO2─4 - сульфато

CO2─3 - карбонато

HCO─3 - гидрокарбонато

S2O2─3 – тиосульфато

и т. д.

Комплексообразователь и лиганды образуют комплексный ион, заряд которого равен сумме зарядов частиц, составляющих его. Заряд комплексного иона уравновешивается зарядом ионов внешней сферы.

3.4.2.  Номенклатура комплексных соединений

Для указания числа лигандов используется греческие числительные:

1 – моно, 2 – ди, 3 – три, 4 – тетра, 5 - пента, 6 – гекса и т. д.

Название комплексного соединения формируется справа налево.

Для комплексных соединений с комплексным катионом: [Ag (NH3)2]Cl.

x x x x

название иона внешней сферы

количество лигандов (греч.)

название лигандов

русское название комплексообразователя в родительном падеже с указанием в скобках валентности

[Ag (NH3)2]Cl хлорид ди – аммин серебра (I)

[Pt (NH3)4Cl2]Cl2 – хлорид ди-хлоро тетра – аммин платины (IV)

[Zn (H2O)4]SO4 – сульфат тетра – аква цинка (II)

[Cu (NH3)4](OH)2 – гидроксид тетра – аммин меди (II)

Для комплексных соединений с комплексными анионом: K4 [Fe (CN)6]

x x x x

количество лигандов (греч.)

название лигандов

латинское название комплексообразователя с добавлением окончания

«ат», если есть окончание «ум», его заменить на «ат», указать валентность комплексообразователя

русское название иона внешней сферы в родительном падеже

K4 [Fe (CN)6] гекса – циано феррат (II) калия.

Примеры названий комплексообразователей с измененным окончанием:

Ag – аргентум - аргентат

Au – аурум - аурат

Pt – платина - платинат

Co – кобальт - кобальтат

Pb – плюмбум - плюмбат

Cu – купрум - купрат

Sn – станнум - станнат

Cd – кадмий – кадмиат

(NH4)2[Pt(OH)2Cl4] – тетра – хлоро, ди – гидроксо платинат (IV) аммония.

3.4.3. Диссоциация комплексных соединений в водных растворах

В водных растворах молекула комплексного соединения диссоциирует необратимо на комплексный ион и ион внешней сферы, так как между ними ионная связь:

[Ag(NH3)2]Cl → [Ag(NH3)2]+ + Cl─

NH4[Cr(CNS)4 (NH3)2] → NH4+ + [Cr(CNS)4(NH3)2]─

Диссоциация комплексного иона на комплексообразователь и лиганды ограничена (между ними донорно-акцепторная связь) и определяется константой диссоциации, называемой константой нестойкости комплексного иона (Кн). Значения констант нестойкости некоторых комплексных ионов приведены в приложении 5.

[Ag(NH3)2]+ ↔ Ag+ + 2NH3

[Cr(CNS)4 (NH3)2] ↔ Cr3+ + 4CNS─ + 2NH3

Чем меньше значение Кн, тем устойчивее комплексный ион.

3.4.3.  Разрушение комплексных ионов

Разрушить комплексный ион – это значит сместить равновесие в схеме его диссоциации в направлении прямого процесса. В зависимости от значений Кн комплексные ионы делятся на:

·  нестойкие, если Кн > 10–5;

·  средней стойкости, если Кн = 10–20 ÷ 10–5;

·  устойчивые, если Кн < 10–20.

Устойчивые ионы химически разрушить очень сложно, нестойкие ионы разрушаются разбавлением водой, а разрушить комплексные ионы средней стойкости можно следующими способами:

1.  Уводом комплексообразователя или лигандов в более устойчивый комплексный ион при условии, что константа нестойкости разрушаемого комплексного иона много больше (несколько порядков) константы нестойкости нового иона.

2.  Уводом комплексообразователя или лигандов в осадок труднорастворимого соединения при условии, что произведение растворимости осадка (ПР – справочные данные) много меньше константы нестойкости разрушаемого иона.

3.4.4.  Примеры решения задач

Задача № 1

Назовите комплексные соединения, укажите в них комплексообразователь, лиганды, координационное число, внешнюю сферу. Напишите уравнения диссоциации соединений и комплексных ионов.

а) K3[Co(NO2)6]

б) [Pt(NH3)4]SO4

Решение:

а) Название комплексного соединения:

Гекса – нитрито кобальтат (III) калия.

Комплексообразователь – Со3+.

Лиганды – NO2–.

Координационное число – 6.

Внешняя сфера – ионы К+.

Уравнения диссоциации:

K3[Co(NO2)6] → 3K+ + [Co(NO2)6]3–

[Co(NO2)6]3– ↔ Co3+ + 6NO2–

б) Название комплексного соединения:

Сульфат тетра – аммин платины (II).

Комплексообразователь – Pt2+.

Лиганды – NH3.

Координационное число – 4.

Внешняя сфера – SO42–.

Уравнения диссоциации:

[Pt(NH3)4]SO4 → [Pt(NH3)4]2+ + SO42–

[Pt(NH3)4]2+ ↔ Pt2+ + 4NH3.

Задача №2

Напишите формулы комплексных соединений, укажите в них комплексообразователь, лиганды, координационное число, ион внешней сферы. Напишите уравнения диссоциации комплексных соединений и комплексных ионов, выражения для констант нестойкости комплексных ионов.

а) Хлорид тетра – карбонил никеля (II).

б) Сульфат моно – гидрокарбонато индия (3).

в) Гекса – циано феррат (III) железа.

Решение:

а) [Ni(CО)4]Cl2

Комплексообразователь – Ni2+.

Лиганды – CО.

Координационное число – 4.

Ион внешней сферы – Cl–.

Уравнения диссоциации:

хТш(СО)4ъСд2 → хТш(СО)4ъ2+ + 2Сд–

[Ni(CО)4]2+ ↔ Ni2+ + 4CО.

б) [In(HCO3)]SO4

Комплексообразователь – In3+.

Лиганды – HCO3–.

Координационное число – 1.

Ион внешней сферы – SO42–.

Уравнения диссоциации:

[In(HCO3)]SO4 → [In(HCO3)]2+ + SO42–

[In(HCO3)]2+ ↔ In3+ + HCO3–

в) Fe[Fe(CN)6]

Комплексообразователь – Fe3+.

Лиганды – CN–.

Координационное число – 6.

Ион внешней сферы – Fe3+.

Уравнения диссоциации:

Fe[Fe(CN)6] → Fe3+ + [Fe(CN)6]3-

[Fe(CN)6]3– ↔ Fe3+ + 6CN-

Задача №3

Напишите уравнение реакции разрушения комплексного иона [Cu(CO3)2]2–,если его Кн = 9,77 · 10–11.

Решение:

Рассмотрим структуру данного комплексного иона

[Cu(CO3)2]2–↔ Cu2+ + 2CO32–

Cu2+ - комплексообразователь,

CO32–- лиганды.

Для того, чтобы разрушить этот комплексный ион уводом комплексообразователя или лигандов в осадок труднорастворимого соединения, находим в таблице произведений растворимости (ПР) химические соединения меди (II) и карбонаты, у которых значения ПР << Кн = 9,77 · 10–11.

Cu(OH)2 ПР = 2,2 · 10–20

CuS ПР = 6,3 · 10–36

PbCO3 ПР = 7,5 · 10–14

Рассмотрим все три случая.

Чтобы получить осадок Cu(OH)2 кроме ионов Cu2+ (комплексообразователь) необходимы ионы OH-, которые в достаточном количестве содержатся в растворе любого сильного гидроксида, например, NaOH, KOH, Ba(OH)2 и т. д.

[Cu(CO3)2]2– + 2NaOH → Cu(OH)2 ↓ + 2Na+ + 2CO32–

I Кн = 9,77 · 10–11 >> ПР = 2,2 · 10–20

Чтобы получить осадок CuS, кроме ионов Cu2+ необходимы ионы S2–, которые в достаточном количестве содержатся в любом растворимом в воде сульфиде, например, (NH4)2S; K2S; Na2S и т. д.

[Cu(CO3)2]2–+ K2S → CuS ↓ + 2K+ + 2CO32–

Кн = 9,77 · 10–11 >> ПР = 6,3 · 10–36

Чтобы получить осадок PbCO3 кроме ионов CO32– (лиганды) необходимы ионы Pb2+, которые в достаточном количестве содержатся в любой растворимой соли свинца (II), например, Pb(NO3)2, Pb(CH3COO)2 и т. д.

[Cu(CO3)2]2– + Pb(NO3)2 → PbCO3↓ + Cu2++ CO32– + 2NO3–

Кн = 9,77 · 10–11 >> ПР = 7,5 · 10–14

3.5. Жёсткость природных вод

3.5.1. Общие понятия о жёсткости воды

Вода самое распространенное на земле вещество. Вода представляет собой бесцветную, прозрачную жидкость, не имеющую ни запаха, ни вкуса. Вода имеет рН = 7,0; т. е. нейтральный характер. Плотность воды при + 4 0С равна 1 г/см3. Массовый состав воды выражается следующими числами: 11,11 % (мас.) водорода и 88,89 % (мас.) кислорода. Простейшая формула воды Н2О, мольная масса равна 18 г/моль.

Вода является всеобщим универсальным растворителем, поэтому вода никогда не бывает совершенно чистой. Вода содержит растворенные газы, микроорганизмы, растворимые примеси, частицы песка, глины и т. д.

Поэтому существует государственный стандарт (ГОСТ), согласно которому контролируется качество питьевой воды.

Контролю подлежат вкус, запах, цветность и мутность воды, определяется жесткость воды.

Контролируются концентрации в воде железа, мышьяка, азотсодержащих веществ, фторидов, меди, сульфатов, алюминия, активного хлора, свинца, цинка, серебра, бериллия, молибдена, полифосфатов, селена, стронция.