Рабочая тетрадь по химии (стр. 6 )

Н ─ нерастворимое, «─» ─ разлагается водой

Пример 4.7. В каком случае произойдет химическое взаимодействие: если к раствору хлорида кальция добавить раствор нитрата натрия или сульфата натрия?

Решение. Запишем молекулярные уравнения предполагаемых реакций, указав растворимость всех участников реакции в соответствии с табл. 4.3. Все растворимые соли являются сильными электролитами.

CaCl2 + 2NaNO3 → Ca(NO3)2 + 2NaCl; CaCl2 + Na2SO4 → CaSO4↓ + 2NaCl.

Р Р Р Р Р Р Н Р

В соответствии с правилами написания ионно-молекулярных уравнений сильные, растворимые электролиты запишем в виде ионов, а слабые или нерастворимые – в виде молекул

Ca2+ + 2Cl‾ + 2Na+ + 2NO3‾ → Ca2+ + 2NO3‾ + 2Na+ + 2Cl‾;

Ca2+ + 2Cl‾ + 2Na+ + SO4 2‾ → CaSO4 ↓ + 2Na+ + 2Cl‾.

В первом случае все ионы сокращаются, а во втором – сокращенное ионно-молекулярное уравнение имеет вид:

Ca2+ + SO42‾ → CaSO4 ↓,

т. е. в данном случае имеет место химическое взаимодействие с образованием малорастворимого вещества.

Пример 4.8. Рассмотрим реакцию, приводящую к образованию слабого электролита.

NH4Cl + KOH → NH4OH + KCl,

NH4+ + Cl¯ + K+ + OH¯ → NH4OH + K+ + Cl¯,

NH4+ + OH¯ → NH4OH.

слабый электролит

ВЫПОЛНЕНИЕ ЗАДАНИЯ

ИОННО-МОЛЕКУЛЯРНЫЕ РЕАКЦИИ В РАСТВОРАХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

Реакции, протекающие с образованием

малорастворимых соединений, слабых электролитов и газов

Схема проведения эксперимента и полученные результаты представлены на рис. 4.3.

В 1-й пробирке при сливании растворов сульфата натрия и хлорида бария образуется белый осадок.

Образование слабой уксусной кислоты во 2-й пробирке обнаруживается по запаху.

Взаимодействие раствора карбоната натрия с соляной кислотой в 3-й пробирке сопровождается выделением углекислого газа.

Рис. 4.3. Схема проведения эксперимента по осуществлению практически необратимых

реакций двойного обмена

Напишите молекулярные и ионно-молекулярные уравнения всех реакций.

________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

По каким наблюдаемым признакам можно установить наличие реакции двойного обмена между растворами электролитов?

________________________________________________________________________________

Сформулируйте условия протекания практически необратимых реакций двойного обмена.

________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Пример 4.9. Химическое взаимодействие возможно между веществами

1) □ LiCl и KOH 2) □ NH4Cl и KOH 3) □ FeCl2 и KOH 4) □ NaCl и KOH

Составим уравнения предполагаемых реакций с указанием особенностей продуктов реакций

1) LiCl + KOH → LiOH + KCl

сильный, растворимый сильный растворимый

электролит электролит

2) NH4Cl + KOH → NH4ОН + KCl

слабый электролит сильный растворимый

электролит

3) FeCl2 + KOH → Fe(ОН)2 + 2 KCl

слабый нерастворимый сильный растворимый

электролит электролит

4) NaCl + KOH → NaОН + KCl

сильный растворимый сильный растворимый

электролит электролит

Правильные ответы: 2 (образуется слабый электролит) и 3 (образуется слабый нерастворимый электролит).

Упражнение 4.6. Химическое взаимодействие возможно между веществами

1) □ MgCl2 и NaNO3 2) □ K2CO3 и NaNO3

3) □ HCl и K2CO3 4) □ MgCl2 и K2CO3

________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Пример 4.10. Левая часть сокращённого ионно-молекулярного уравнения

… → Mg2+ + H2O + CO2 имеет вид

1) MgCO3 + H2CO3 → 2) Mg2+ + HCO3ˉ + H+ →

3) MgCO3 + 2 H+ → 4) Mg2+ + CO32ˉ + 2 H+ →

Решение. Напишем сокращённые ионно-молекулярные уравнения полностью

1) MgCO3 + H2CO3 → MgCO3 + H2CO3, реакция не идёт;

2) Mg2+ + HCO3ˉ + H+ → Mg2+ + HCO3ˉ + H+, реакция не является практически необратимой;

3) MgCO3 + 2 H+ → Mg2+ + H2CO3 (H2O + CO2)

4) Mg2+ + CO32ˉ + 2 H+ → MgCO3 + 2 H+, правая часть уравнения имеет иной вид.

Правильный ответ 3.

Упражнение 4.7. Сокращённому ионно-молекулярному уравнению

Cu2+ + 2 OHˉ → Cu(OH)2

соответствует взаимодействие

1) между Cu и NaOH 2) между CuO и H2O

3) между CuCl2 и Fe(OH)3 4) между CuSO4 и NaOH

________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

ТИПОВЫЕ КОНТРОЛЬНЫЕ ЗАДАНИЯ

1. Степень электролитической диссоциации может принимать значения

1) α > 1 и α = 0 2) α > 1 и α < 1 3) α < 1 и α = 1 4) α ≤ 0 и α

2. Самому слабому из приведённых электролитов соответствует величина константы диссоциации

1) 10‾3 2) 10‾2 3) 10‾12 4) 10‾8

3. Константа электролитической диссоциации характеризует

1) сильные и слабые электролиты 2) только слабые электролиты

3) неэлектролиты 4) только сильные электролиты

4. Химическое взаимодействие возможно между веществами

1) □ Na2SO3 и KCl 2) □ Na2SO3 и HCl

4) □ ZnCl2 и KNO3→ 3) □ ZnCl2 и KOH

5. Сокращённому ионно-молекулярному уравнению Fe3+ + 3 OHˉ → Fe(OH)3

соответствует взаимодействие

1) между FePO4 и NH4OH 2) между FeCl3 и Mg(OH)2

3) между FeS и KOH 4) между Fe2(SO4)3 и KOH

МЕТОДЫ ОПРЕДЕЛЕНИЯ рН РАСТВОРОВ

Теоретические сведения

В любом водном растворе при 22 0С произведение концентраций ионов воды (ионное произведение воды – КW) является величиной постоянной:

КW = [Н+] ∙ [OH─] = 10–14, (4.7)

где [Н+] ─ равновесная концентрация ионов Н+;

[OH─] ─ равновесная концентрация ионов ОН─.

В нейтральной среде [Н+] = [OH─] = 10–7 моль/л;

в кислой среде [Н+] > [OH─] , т. е. [Н+] >10–7 моль/л, например [Н+] = 10–6 моль/л;

в щелочной среде [Н+] < [OH─], т. е. [Н+] < 10–7 моль/л, например [Н+] = 10–8 моль/л.

Реакция среды характеризуется через водородный показатель pH = ─ lg [Н+]. (4.8)

При решении задач будем пользоваться формулой pН = – lg сH+ . В более точных расчётах следует пользоваться активностью ─ pН = – lg аH+ , где аH+ − активность ионов водорода.

Если подставить значения концентраций ионов водорода сH+, полученные в вышеприведённом примере, в формулу для вычисления рН, то получим:

в нейтральной среде: рН = ─ lg 10–7 = 7;

в кислой среде: рН = ─ lg 10–6 = 6, (рН < 7);

в щелочной среде: рН = ─ lg 10–8 = 8, (рН > 7).

ВЫПОЛНЕНИЕ ЗАДАНИЯ

Колориметрический метод определения рН

В пробирки с водой (нейтральная среда) добавляются растворы индикаторов и наблюдается соответствующая окраска растворов. Затем содержимое пробирок делится на две части и в одних пробирках среду делают кислой, добавляя кислоту, а в других − щелочной. Наблюдаемое изменение цвета (лат. color цвет) растворов показано на рис. 4.4.

Рис. 4.4. Окраска некоторых индикаторов в нейтральной, кислой и щелочной среде

Более точные результаты определения рН среды даёт универсальная индикаторная бумага, где точность определения составляет ± единица рН. Современные приборы: иономеры и рН-метры имеют погрешность измерения ± 0,05 рН и меньше.

Пример 4.11. При разбавлении 0,5 М раствора соляной кислоты в пять раз, рН будет иметь значение, равное)

Решение. После разбавления раствора соляной кислоты, имеющей концентрацию 0,5 моль/л в пять раз, концентрация раствора будет 0,1 моль/л. Соляная кислота является кислотой сильной, для неё степень диссоциации α = 1, поэтому концентрация ионов водорода сH+ = 0,1 моль/л = 10 ‾1 моль/л. Тогда в соответствии с формулой 4.8:

pН = – lg сH+ = – lg 10 ‾1 = 1.

Упражнение 4.8. При разбавлении 0,2 М раствора соляной кислоты в два раза, рН будет иметь значение, равное)

________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Пример 4.12. В 0,1 М растворе гидроксида калия рН будет иметь значение, равное...

14) 0,1

Решение. В соответствии со схемой диссоциации сильного основания

КОН → К+ + ОН‾

с ОН‾ = 0,1 моль/л. По формуле 4.7 находим концентрацию ионов водорода:

сH+ = (10 ‾14) : с ОН‾ = (10 ‾14) : 10 ‾1 = 10 ‾13.

Значение рН вычисляем по формуле 4.8: pН = – lg сH+ = – lg 10 ‾13 = 13.

Упражнение 4.9. При разбавлении 0,03 М раствора гидроксида натрия в три раза, рН будет иметь значение, равное)

________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ

Теоретические сведения

При растворении соли в воде происходит её электролитическая диссоциация на анионы и катионы, которые могут взаимодействовать с водой. Если катион соли является остатком слабого основания, то образуется это слабое основание; если анион соли – остаток слабой кислоты, то в результате гидролиза образуется слабая кислота.

Хлорид аммония NH4Cl, образованный слабым основанием NH4OH и сильной кислотой HCl, при растворении в воде вступает в обменное взаимодействие:

NH4Cl + HOH NH4OH + HCl

NH4+ + Cl¯ + HOH NH4OH + H+ + Cl¯

NH4+ + HOH NH4OH + H+

В данном случае устанавливается ионно-молекулярное равновесие, так как слабый электролит (Н2О) является одним из исходных веществ и слабое основание NH4OH – один из продуктов реакции.

Таким образом, гидролиз солей относится к обратимым реакциям и протекает тем полнее, чем более слабым электролитом будет кислота или основание, образовавшие соль. Причиной гидролиза, то есть веществом, смещающим равновесие гидролиза в сторону образования продуктов реакции, являются слабые кислоты и основания. Чем слабее электролит (чем меньше величина его константы диссоциации), тем полнее протекает гидролиз.

В результате взаимодействия с водой хлорида аммония в растворе накапливаются свободные ионы Н+ и реакция среды становится кислой, т. к. СН+ > СОН ˉ . NH4Cl гидролизуется по катиону ─ остатку слабого основания.

Нитрит натрия NaNO2 образован слабой кислотой HNO2 и сильным основанием NaOH.

NaNO2 + HOH NaOH + HNO2

Na+ + NO2‾ + HOH Na+ + OH‾ + HNO2

NO2‾ + HOH OH‾ + HNO2

Реакция среды в растворе нитрита натрия щелочная вследствие накопления свободных ионов ОН ˉ, так как СН+ < СОНˉ. Причиной гидролиза является образование слабой кислоты – HNO2 , т. о. NaNO2 гидролизуется по аниону.

Нитрит аммония образован слабым основанием NH4OH и слабой кислотой HNO2. При взаимодействии с водой образуются данные слабые электролиты:

NH4 NO2 + НОН NH4OH + HNO2;

NH4+ + NO2‾ + НОН NH4OH + HNO2.

В данном случае рН среды меняется незначительно, т. к. СН+ ≈ СОН–.

NH4 NO2 гидролизуется как по катиону, так и по аниону.

Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием, гидролизу не подвергаются, и pH среды не меняется, например:

KNO3 + HOH KOH + HNO3;

K+ + NO3‾ + HOH K+ + OH‾ + H+ + NO3‾;

HOH H+ + OH‾.

Соли, образованные многозарядными остатками слабых кислот и оснований, подвергаются ступенчатому гидролизу.

Таким образом, гидролизом называется обменное взаимодействие ионов соли с водой, которое сопровождается образованием слабого электролита и изменением рН среды.

Реакция среды раствора соли зависит от химической природы кислот и оснований, образовавших данную соль (табл. 4.4).

Таблица 4.4

Реакция среды в растворах гидролизующихся и негидролизующихся солей

Кислота, образовавшая соль	Основание, образовавшее соль	Гидролиз по …	Реакция среды	рН
сильная	слабое	катиону	кислая	< 7
слабая	сильное	аниону	щелочная	> 7
слабая	слабое	катиону и аниону	близкая к нейтральной	≈ 7
сильная	сильное	не гидролизуется	нейтральная	= 7

ВЫПОЛНЕНИЕ ЗАДАНИЯ

Отличие солей гидролизующихся и негидролизующихся

В три пробирки наливается по 4–5 мл воды и измеряется pH универсальной индикаторной бумагой. На кончике микрошпателя вносится в одну пробирку FeCl3, в другую – Na2CO3, в третью – NaCl. Пробирки встряхиваются для растворения солей, и вновь измеряется pH. Результаты опыта внесены в табл. 4.5.

Запишите в таблицу данные об изменении рН (увеличение или уменьшение). Напишите в тетради уравнения взаимодействия солей с водой. В тех случаях, когда идёт гидролиз, определите: по аниону, или по катиону гидролизуется соль. Докажите, написав ионно-молекулярные уравнения, что при растворении в воде хлорида натрия pH не должен меняться.

Таблица 4.5

Реакция среды растворителя и растворов солей

Среда	pH	Изменение pH (увеличение, уменьшение) при растворении соли	Гидролиз по аниону, по катиону, отсутствие гидролиза
H2O	7	—	—
Раствор FeCl3	2
Раствор Na2CO3	10
Раствор NaCl	7

________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Влияние на процесс гидролиза нагревания и разбавления растворов

Реакция гидролиза является обратной реакции нейтрализации, а т. к. последняя идёт с выделением теплоты, то процесс гидролиза является эндотермическим, т. е. идёт с поглощением теплоты.

поглощение теплоты в ходе процесса

Соль + Вода Кислота + Основание; ΔrH > 0

выделение теплоты в ходе процесса

В соответствии с правилами смещения химического равновесия нагревание раствора соли должно смещать равновесие в сторону процесса, идущего с поглощением тепла, т. е. усиливать гидролиз соли. Разбавление раствора водой также способствует протеканию гидролиза, т. к. увеличивается число ионов H+ и OH‾, взаимодействующих с ионами соли.

В 1 мл воды растворяется немного хлорида железа (III) и раствор подогревается. Наблюдается помутнение прозрачного раствора вследствие образования соли Fe(OH)2Cl. Содержимое пробирки разбавляется в 2 – 3 раза водой и некоторое время кипятится. Наблюдается образование красно-бурого осадка гидроксида железа (III). Схема опыта и наблюдаемые результаты представлены на рис.4.5.

Ионно-молекулярные уравнения ступенчатого гидролиза хлорида железа (III) имеют следующий вид:

1-я ступень: Fe 3+ + HOH ↔ FeOH 2+ + H+;

2-я ступень: FeOH 2+ + НОН ↔ Fe(OH)2 + + Н+;

3-я ступень: Fe(OH)2 + + НОН ↔ Fe(OH)3 ↓ + Н+.

Рис. 4.5. Схема ступенчатого гидролиза хлорида железа (III)

Усиливает или уменьшает гидролиз соли разбавление и нагревание раствора?

________________________________________________________________________________

Пример 4.13. При помощи фенолфталеина можно различить растворы солей

1) Ba(NO3)2 и NaCl 2) CuCl2 и K2SO3 3) FeCl2 и AlBr3 4) KNO3 и NaBr

Решение. Рассмотрим характер кислот и оснований, образовавших соли, реакцию среды (табл. 4.4) и окраску растворов фенолфталеином (рис. 4.4). Результаты анализа представлены в табл. 4.6.

Таблица 4.6

Характеристика растворов некоторых солей

Номер ответа	Соль	Соль образована	рН	Окраска фенолфталеина
кислотой	основанием
1	Ba(NO3)2	сильной	сильным	= 7	бесцветная
NaCl	сильной	сильным	= 7	бесцветная
2	CuCl2	сильная	слабое	< 7	бесцветная
K2SO3	слабая	сильное	> 7	розовая
3	FeCl2	сильная	слабое	< 7	бесцветная
AlBr3	сильная	слабое	< 7	бесцветная
4	KNO3	сильной	сильным	= 7	бесцветная
NaBr	сильной	сильным	= 7	бесцветная

Фенолфталеин в кислой и нейтральной среде бесцветен, а в щелочной имеет розовую окраску, поэтому раствор K2SO3 он окрашивает в розовый цвет, а раствор CuCl2 не окрашивает. По этому признаку можно различить растворы данных солей.