Министерство образования и науки Российской Федерации
Федеральное агентство по образованию
Саратовский государственный технический университет
РЕАКЦИИ ИОННОГО ОБМЕНА.
ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ
Методические указания
к выполнению лабораторных работ и решению задач по дисциплине «Общая и неорганическая химия»
для студентов всех специальностей.
Одобрено
редакционно-издательским советом
Саратовского государственного
технического университета
Саратов 2008
ВВЕДЕНИЕ
Лабораторные работы являются неотъемлемой частью курса общей и неорганической химии, одним из важнейших звеньев учебно-педагогического процесса. Выполнение лабораторных работ способствует укреплению знаний предмета, развивает у студентов самостоятельность и прививает навыки проведения эксперимента.
К выполнению той или иной работы студент должен приступить после предварительной теоретической подготовки. Студенту должны быть ясны цель работы и план ее выполнения. Каждое действие экспериментатора должно быть обдуманным. Приступая к выполнению даже самой простой операции, студенту следует четко представлять себе все детали ее проведения.
ТРЕБОВАНИЯ БЕЗОПАСНОСТИ ТРУДА
1. Соблюдать меры предосторожности при работе со стеклянной посудой во избежание ранения осколками стекла.
2. Не допускать попадания кислоты или щелочи на руки! При попадании кислоты на кожу, обожженное место промойте большим количеством проточной воды, а затем обработайте разбавленным раствором%-ным) бикарбоната натрия. При попадании щелочи на кожу вначале также промойте проточной водой, а затем разбавленным раствором (3 %-ным) уксусной или борной кислоты.
Лабораторная работа 1
РЕАКЦИИ ИОННОГО ОБМЕНА
ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ
Цель работы: изучить экспериментально реакции ионного обмена и реакции гидролиза солей.
Реакции ионного обмена между электролитами в растворах удобно выражать в виде ионно-молекулярных (или просто ионных) уравнений, которые показывают сущность происходящих в растворах процессов. Эта форма записи отражает состояние веществ в растворе и их взаимодействие.
Направление реакции обмена между электролитами в растворе (смещение равновесия системы) определяется возможностью образования между ними малорастворимого, малодиссоциирующего или газообразного соединения, т. е. выводом каких-либо ионов из сферы реакции. При написании ионных уравнений следует придерживаться следующей формы записи:
1) формулы сильных электролитов пишутся в виде ионов, так как именно в таком состоянии они находятся в растворе.
2) формулы слабых электролитов, газов и малорастворимых веществ, следует писать в виде молекул.
К сильным электролитам относятся:
1) почти все соли (кроме CdCl2, HgCl2, Pb(CH3COO)2, Fe(SCN)3 и некоторых других);
2) большинство минеральных кислот, например, H2SO4, HNO3, HCl, HBr, HI, HClO4;
3) гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов.
К слабым электролитам относятся:
1) почти все органические кислоты;
2) некоторые минеральные кислоты, например, H2CO3, H2S, HCN, H2SiO3, HClO, H3AsO4;
3) многие гидроксиды металлов (кроме щелочных и щелочноземельных металлов), а также NH4OH; вода.
Сильные электролиты при растворении в воде практически полностью диссоциируют на ионы, слабые электролиты - частично. В последнем случае процесс диссоциации является обратимым.
Применим закон действующих масс к обратимому процессу диссоциации слабого электролита уксусной кислоты:
CH3COOH = CH3COO — + H + . (1)
Тогда получим
[CH3COO — ] • [H + ]
К = —–——————— (2)
[CH3COOH]
Постоянная K ― константа диссоциации ― характеризует способность электролита диссоциировать на ионы. Константа диссоциации не зависит от концентрации электролита, а потому является более общей характеристикой электролита, чем степень диссоциации а ― отношение числа распавшихся частиц к общему числу частиц в растворе. Константа диссоциации зависит от природы растворителя (разные диэлектрические постоянные) и температуры.
Активность ионов и молекул
Опыт показывает, что сильные электролиты не подчиняются закону действующих масс: их константы диссоциации не являются постоянными величинами при различных концентрациях. Это явление объясняет теория сильных электролитов. Согласно этой теории сильные электролиты в водных растворах полностью диссоциируют на ионы. В этом случае концентрация ионов в растворе сравнительно большая. Между противоположно заряженными ионами действуют электростатические силы притяжения (у незаряженных частиц ― межмолекулярные силы). В результате каждый ион окружается «ионной атмосферой», состоящей из ионов противоположного заряда, что уменьшает его подвижность.
Межионные силы влияют на все свойства электролита. Они понижают активность ионов, и последние в реакциях проявляют себя так, будто их концентрация меньше действительной концентрации, определяемой аналитически.
Для учета этого влияния введен термин активность. Активностью иона или молекулы называется их концентрация, соответственно которой они действуют в химических реакциях. Например, активность ионов Na + и Cl — в 1 Н. растворе NaCl равна 0,65 моль/л, это означает, что ионы действуют так, будто их концентрация равна не 1 моль/л, а 0,65 моль/л. Активность обозначается буквой а и имеет ту же размерность, что и концентрация.
Отношение активности (а) к концентрации (С) называется коэффициентом активности (f), т. е. а/С = f или
а= f•С (3)
Коэффициент активности определяется опытным путем (по измерению dt, ЭДС и другими способами).
Если f < 1, то действия ионов стеснены и а<С. Если же f=1, то движения ионов не стеснены и а=С. Это имеет место в случае разбавленных растворов сильных электролитов (порядка 0,0001 M).
Используя активность вместо концентраций, уравнение (2) следует записать так:
а — • a +
CH3COO H
K a = ————————— (4)
a
CH3COOH
или
[CH3COO —] f — • [H +] f +
CH3COO H
K a = ————————————————————————— (5)
[CH3COOH] f
CH3COOH
K a в этом случае называется термодинамической константой.
Коэффициенты активностей недиссоциированных молекул обычно принимаются равными 1. Коэффициенты активностей ионов слабого электролита близки к единице. Тогда Ka в уравнениях (4) и (5) будет с достаточной точностью равно K в уравнении (2).
В случае сильного электролита, например NaCl, молекулы в растворе отсутствуют. При хаотическом движении ионы Na + и Cl — сближаются между собой и образуют «ионные пары», которые можно лишь условно считать недиссоциированными молекулами. В растворе сильного электролита концентрация ионных пар весьма незначительна, а поэтому свойства его определяются главным образом концентрацией ионов.
ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ
Приборы и реактивы: штатив с пробирками. Уксусная кислота (0,5 Н), раствор аммиака, хлорид аммония (0,5 Н), карбонат кальция (порошок), сульфат натрия (0,5 Н), сульфат цинка (0,5 Н), сульфат аммония (0,5 Н), хлорид бария (0,5 Н), нитрат свинца (0,5 Н), нитрат серебра (0,5 Н), хлорид кальция (0,5 Н), иодид калия (0,2 Н), хлорид железа (III) (0,5 Н), сульфат меди (0,5 Н), хлорид магния (0,5 Н), едкий натрий (0,5 Н), соляная кислота (2 Н и 0,1 Н), ацетат натрия. Индикаторы: метиловый оранжевый, фенолфталеин.
Влияние одноименного иона на степень диссоциации
слабых электролитов
Опыт 1. В две конические пробирки поместить по 2 - 3 капли разбавленной уксусной кислоты и добавить по одной капле индикатора раствора метилового оранжевого.
Одну пробирку оставить для сравнения, а в другую внести микрошпателем несколько кристаллов ацетата натрия и хорошо перемешать. Сравнить окраску растворов в обеих пробирках и объяснить ее изменение, пользуясь выражением константы диссоциации уксусной кислоты. Что надо добавить к раствору слабой кислоты, чтобы сместить равновесие в сторону образования малодиссоциированных молекул?
Записать и объяснить наблюдаемые явления. Написать молекулярные и ионные уравнения реакций.
Опыт 2. Взять в две пробирки по 2 - 3 капли раствора аммиака и добавить по одной капли раствора фенолфталеина.
В одну пробирку внести микрошпателем несколько кристаллов соли хлорида аммония и хорошо взболтать. Объяснить изменение окраски раствора при введении соли хлорида аммония. Что надо добавить к раствору слабого основания, чтобы сместить равновесие в сторону малодиссоциированных молекул?
Записать и объяснить наблюдаемые явления. Написать молекулярные и ионные уравнения реакций.
Реакции, протекающие с образованием
труднорастворимых веществ.
Опыт 3. 1. В три пробирки налить по 2-3 капли раствора: в одну ― сульфата натрия, в другую ― сульфата цинка, в третью ― сульфата аммония. В каждую из этих пробирок прибавить 2-3 капли раствора хлорида бария. Написать молекулярное уравнение и одно общее ионное уравнение.
2. Используя имеющиеся в наборе реактивы, получить малорастворимые соли: иодид свинца, хлорид серебра, хромат бария и карбонат кальция.
3. В три пробирки внести по 2-3 капли растворов в одну ― хлорид железа (III), в другую ― сульфат меди, в третью ― хлорид магния. В каждую из пробирок добавить несколько капель едкого натра. Написать молекулярные и ионные уравнения происходящих процессов.
Записать и объяснить наблюдаемые явления. Написать молекулярные и ионные уравнения реакций.
Реакции, протекающие с образованием
слабодиссоциирующих веществ
Опыт 4. 1. Внести в пробирку 2-3 капли раствора ацетата натрия и добавить немного раствора соляной кислоты. Образующаяся при реакции уксусная кислота обнаруживается по запаху. Написать молекулярное и ионное уравнения реакции.
2. В небольшом количестве воды взболтать немного растертого карбоната кальция (мел) и внести 3-4 капли соляной кислоты. Какой выделяется газ? Составить молекулярное и ионное уравнение реакции.
Записать и объяснить наблюдаемые явления. Написать молекулярные и ионные уравнения реакций.
Лабораторная работа 2
ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ
ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ
Гидролиз солей ― процесс обменного взаимодействия ионов соли с водой, приводящий к образованию малодиссоциированных продуктов и сопровождающийся изменением рН среды. В результате гидролиза могут образовываться молекулы слабых кислот и оснований, анионы кислых солей или катионы основных солей. В большинстве случаев гидролиз является обратимым процессом. При повышении температуры и разбавлении гидролиз усиливается. Гидролизу подвергаются только те соли, в состав которых входят ионы слабой кислоты или слабого основания. В связи с этим соли сильных кислот и оснований не гидролизуются, например, NaCl, Na2SO4, KNO3 и т. п., реакция среды нейтральная (рН = 7).
Гидролиз солей в количественном отношении обычно характеризуется степенью гидролиза h, под которой понимают отношение числа молекул, подвергшихся гидролизу, к общему числу растворенных молекул.
Составление уравнений гидролиза солей
1. Рассмотрим гидролиз нитрита калия. При растворении в воде KNO2 диссоциирует на ионы K + и NO2 — . Соль образована слабой кислотой HNO2 и сильным основанием KOH. Следовательно, гидролиз идет по аниону слабой кислоты NO2 —.
Ионы NO2 — связывают водородные ионы воды, образуя слабодиссоциирующие молекулы HNO2. Ионы калия не связывают гидроксильных ионов воды, так как KOH сильное основание:
KNO2 + H2O = HNO2 + KOH
в ионно-молекулярной форме:
NO2 — + HOH = HNO2 + OH —
Накопление ионов гидроксида обуславливает щелочную реакцию среды, рН> 7.
2. Соли, образованные многоосновной слабой кислотой и сильным основанием, также гидролизуются по аниону, но ступенчато, в основном по первой ступени с образованием кислой соли и основания. Практически до образования слабой кислоты гидролиз не доходит. Так, Na2CO3 диссоциирует на ионы Na + и CO3 2— . Ионы CO3 2— связываются с водородными ионами воды в ион HCO3 — , а не в молекулы H2CO3 , так как ионы HCO3 — диссоциируют гораздо труднее, чем молекулы H2CO3 :
Na2CO3 + H2O = NaHCO3 + NaOH
CO3 2— + H2O = HCO3 — + OH — ; рН > 7.
3. NH4Cl ― соль однокислотного слабого основания и сильной кислоты, следовательно, гидролиз идет по катиону:
NH4Cl + H2O = NH4OH + HCl
или в ионно-молекулярной форме:
NH4 + + H2O = NH4OH + H + ; рН < 7.
4. Соль слабого основания многозарядного металла и сильной кислоты гидролизуется ступенчато, в основном по первой ступени с образованием основной соли и кислоты. Например,
ZnCl2 + HOH = Zn(OH)Cl + HCl
или в ионной форме:
Zn 2+ + HOH = ZnOH + + H + ; рН < 7.
Образование молекулы Zn(OH)2 не происходит, так как ионы ZnOH+ являются более слабым электролитом, чем молекулы Zn(OH)2 .
5. Соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой гидролизуются по катиону и аниону, их ионы одновременно связывают ион H + и OH — . Гидролиз идет глубоко. Реакция среды зависит от относительной силы образующей кислоты и основания и чаще всего близка к нейтральной. Следовательно, соль FeCl3 гидролизуется по катиону, K2CO3 ― по аниону:
Fe 3+ + H2O = FeOH 2+ + H +
CO3 2— + H2O = HCO3 — + OH —.
Если растворы солей находятся в одном сосуде, то идет взаимное усиление гидролиза каждой из них, ибо ионы H + и OH — образуют молекулу слабого электролита H2O. При этом гидролитическое равновесие сдвигается вправо и гидролиз каждой из взятых солей идет до конца с образованием Fe(OH)3 и CO2 (H2CO3). Ионно-молекулярное и молекулярное уравнение:
2Fe 3+ + 3CO3 2— + 3HO H = 2Fe(OH)3 + 3CO2
2FeCl3 + 3Na2CO3 + 3H2O = 2Fe(OH)3| + 3CO2 + 6NaCl.
Такие соли, как Fe2S3, Al2S3, Al2(CO3)3, как правило, в водных растворах не существуют ― они полностью гидролизуются.
ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ
Приборы и реактивы: карбонат натрия (0,5 Н), сульфат алюминия (0,05 Н), нитрат калия (0,5 Н). Индикаторы: лакмус (нейтральный), фенолфталеин.
Реакция среды растворов различных солей
Опыт 1. В четыре пробирки внести по 3-4 капли: в первую ― дистиллированной воды, во вторую ― раствора Na2CO3, в третью ― раствора Al2(SO4)3, в четвертую ― раствора KNO3. В каждую пробирку добавить по 2-3 капли нейтрального раствора лакмуса. Сравнить окраску лакмуса в растворах солей с его окраской в воде и сделать вывод о реакции среды в растворе каждой соли, составить ионное и молекулярное уравнение гидролиза соответствующих солей. Свои наблюдения и выводы занести в следующую таблицу.
Номер пробир-ки | Формула Соли | Цвет лакмуса | Реакция среды | рН раствора | Подвер-гается ли соль гидро-лизу? |
Полный гидролиз
Опыт 2.
Внести в пробирку 4-5 капель раствора сульфата алюминия и прилить такой же объем раствора карбоната натрия. Наблюдать выделение углекислого газа и образование осадка гидроксида алюминия.
Написать молекулярное и ионное уравнение реакций совместного гидролиза взятых солей.
КОНТРОЛЬНЫЕ ЗАДАНИЯ
1. Составьте уравнение диссоциации:
1) H2SO4, 2) Ca(OH)2, 3) Al2(SO4)3, 4) H3PO4, 5) ZnOHCl,
6) FeOHCl2, 7) NaHCO3, 8) NaH2PO4, 9) H2CO3, 10) Na3PO4.
2. Дайте определения:
1) электролитической диссоциации, 2) степени гидролиза, 3) константы диссоциации.
3. Укажите среди перечисленных веществ наиболее сильное с точки зрения электролитической диссоциации основание:
1) Ni(OH)2, 2) Fe(OH)2, 3) Ni(OH)3, 4) Fe(OH)3.
4. Укажите среди перечисленных веществ наиболее сильную с точки зрения электролитической диссоциации кислоту:
1) HClO2, 2) HBrO2, 3) HClO3, 4) HBrO3.
5. Составьте молекулярные и молекулярно-ионные (полные и сокращенные) уравнения реакций, протекающих между:
1) сульфатом алюминия и хлоридом бария, 2) карбонатом натрия и хлоридом кальция.
6. Составьте молекулярные уравнения реакций, которые выражаются следующими ионными уравнениями:
1) Cu 2+ + 2OH — = Cu(OH)2;
2) CO3 2— + 2H + = CO2 + H2O.
7. Составьте уравнения реакции гидролиза соли:
1) хлорида цинка, 2) хлорида железа(П), 3) сульфата меди,
4) карбоната натрия, 5) фосфата натрия, 6) сульфата алюминия.
8. Какая соль не подвергается гидролизу:
1) NaCl, 2) Na2SO3, 3) ZnSO4?
9. Какая соль подвергается гидролизу:
1) KCl, 2) Na2SO4, 3) FeCl3?
10. Какая соль гидролизуется полностью:
1) FeCl3, 2) Na3PO4, 3) Al2S3?
11. Какая соль подвергается гидролизу в большей степени:
1) Na3PO4 или Na3AsO4, 2) FeCl2 или FeCl3, 3) Al2(SO4)3 или Al2S3?
12. Раствор какой соли имеет рН больше 7:
1) Na2CO3, 2) Mg(NO3)2, 3) NaCl?
13. Какие факторы усиливают гидролиз соли?
ЛИТЕРАТУРА
Основная
1. Глинка химия. / ; 24-е изд., исправл. М.: Химия, 19с.
2. Коровин общей химии / , , . М.: Высшая школа, 19с.
3. Глинка и упражнения по общей химии / . Л: Химия, 19с.
Дополнительная
1. Общая химия / ., . М.: Изд-во Моск. ун-та. 19с.
2. Романцева задач и упражнений по общей химии: учеб. пособие для нехим. спец. вузов./ , , . М.: Высшая школа. 19с.
3. Голбрайх задач и упражнений по химии./ . М.: Высшая школа. 19с.
4. Хомченко по общей и неорганической химии./. М.: Высшая школа. 19с.
Реакции ионного обмена.
Гидролиз солей
Методические указания
к выполнению лабораторных работ и решению задач
по дисциплине «Общая и неорганическая химия»
для студентов всех специальностей.
Составили: РЯБУХОВА Татьяна Олеговна
ОКИШЕВА Наталья Анатольевна
Рецензент
7
Научно-техническая библиотека СГТУ
Тел. ,
