Неорганическая химия (стр. 21 )

В следующие три пробирки налейте по 8-10 капель щелочи. В первую внесите 1 каплю раствора лакмуса, во вторую – 1 каплю фенолфталеина, в третью – 1 каплю метилового оранжевого. Наблюдайте окраску индикаторов в растворе щелочи. Запишите результат наблюдений в таблицу.

Индикатор	Цвет индикатора
В дистиллированной воде	В кислоте	В щелочи
Лакмус
Фенолфталеин
Метиловый оранжевый

Опыт 2 Зависимость степени диссоциации от природы электролита

Об относительной силе электролита можно судить по электрической проводимости его растворов или по его химической активности в реакциях.

Выполнение работы. В одну пробирку налейте 8-10 капель 0,1 н. раствора соляной кислоты, в другую 8-10 капель 0,1 н. раствора уксусной кислоты. В каждую пробирку опустите по одинаковому кусочку цинка. Обе пробирки поместите в горячую баню.

С какой кислотой реакция идет более энергично? Объясните это явление. Составьте уравнения реакций в молекулярной и ионной формах.

Опыт 3 Зависимость степени диссоциации от концентрации растворенного электролита

В две пробирки налейте по 8-10 капель серной кислоты различной концентрации: в первую – концентрированную (пл. 1840 кг/м3 ), во вторую – разбавленную (2 н.). В каждую пробирку опустите по одинаковому кусочку цинка. Объясните происходящее явление.

Опыт 4 Ионные реакции

а) В четыре пробирки налейте по 4-5 капель растворов сульфатов натрия, магния, цинка и алюминия. В каждую прибавьте по 2-3 капли раствора хлорида бария. Составьте уравнения реакций и запишите общее уравнение ионной реакции обнаружения сульфат-иона.

б) Возьмите четыре пробирки. В три налейте по 4-5 капель растворов хлоридов калия, магния, цинка, в четвертую 2-3 капли раствора хлората калия KClO3. В каждую пробирку внесите по 1-2 капли нитрата серебра. Составьте уравнения реакций в молекулярном и ионном виде. Почему в четвертой пробирке не образуется осадка? Составьте общее ионное уравнение реакции обнаружения хлорид-иона. На какие ионы в водном растворе распадается молекула хлората калия?

Опыт 5 Смещение химического равновесия в растворах электролитов

а) В две пробирки налейте по 4-5 капель раствора уксусной кислоты и по 1 капле метилового оранжевого. Добавьте в одну пробирку 2-3 кристалла ацетат натрия. Хорошо перемешайте. Сравните цвет растворов в пробирках.

Почему изменился цвет раствора? Объясните, исходя из закона действующих масс. Что надо ввести в раствор кислоты для смещения равновесия в сторону образования малодиссоциированных молекул?

б) В две пробирки налейте по 4-5 капель раствора гидроксида аммония и по 1 капле фенолфталеина. Добавьте в одну пробирку 2-3 кристалла хлорида аммония. Хорошо перемешайте содержимое пробирки. Сравните цвет растворов в пробирках.

Объясните наблюдаемое изменение окраски. Что надо ввести в раствор основания для смещения равновесия в сторону образования малодиссоциированных молекул? Какие вещества относятся к слабым электролитам?

в) к 5-6 каплям раствора хлорида магния прилейте 3-4 капли раствора гидроксида аммония. Образовавшийся осадок разделите на две пробирки. В одну пробирку внесите по 2-3 капли соляной кислоты, в другую – раствора хлорида аммония. Что наблюдаете?

Составьте уравнения реакций образования гидроксида магния и растворения его в кислоте и хлорида аммония в молекулярной и ионной формах. Объясните, используя понятие произведения растворимости, растворение осадка гидроксида магния в кислоте и в хлориде аммония.

г) в одну пробирку налейте 4-5 капель насыщенного раствора хлорида бария, в другую – 2-3 капли насыщенного раствора нитрата бария. В обе пробирки, помешивая стеклянной палочкой, внесите по 1-й капле концентрированной соляной кислоты. Объясните причину выпадения кристаллического осадка в первой пробирке и отсутствие осадка во второй пробирке.

Контрольные вопросы и задачи

1  Составьте молекулярные и ионные уравнения образования малорастворимых веществ: BaCrO4, Ag3PO4 , CaCO3, Cu(OH)2 , Fe(OH)3 .

2  Вычислите константу диссоциации одноосновной слабой кислоты, если степень диссоциации ее в 0,1 н. растворе равна 1,32%.

3  Вычислите степень диссоциации муравьиной кислоты (НСООН) в 0,5 н. растворе, если известно, что концентрация ионов Н+ в нем равняется 0,1 моль/л.

4  Рассчитайте для сероводородной кислоты константу диссоциации первой ступени, если степень диссоциации в 0,1 н. растворе ее равна 0,07%.

5  Рассчитайте концентрацию (активность) ионов водорода в 0,01 М растворах соляной, уксусной кислот.

6  Вычислите концентрацию (активность) гидроксид-ионов в 0,025 М растворах гидроксида калия, гидроксида аммония, гидроксида бария.

7  Рассчитайте активность ионов натрия и сульфат-ионов в 0,02 н. растворе сульфата натрия.

8  Вычислите произведение растворимости Zn(OH)2, если растворимость его равна

1,4· 10-49 .Рассчитайте растворимость этой соли в моль/л.

9  Пользуясь значениями ПР, определите, какое вещество и во сколько раз больше растворимо в воде - Fe(OH)2 или Fe(OH)3.

Рекомендуемая литература:

Основная:

1 , Цитович химия: Учебник для сельскохозяйственных вузов – М.: Высшая школа, 1987, стр. 150-176

3  , Смарыгин химия – М.: Высшая школа, 1990, стр. 56-74

Дополнительная:

3 Глинка химия. – Л.: Химия, 1989

4 Ахметов и неорганическая химия – М.: Высшая школа, 1984.

5 Платонов по неорганической химии. М.: Высш. шк. , 1985, стр.85-100.

Тема 10 Гидролиз солей

Практическое занятие

Цели: изучить понятие гидролиз солей, константа истепень гидролиза, научить составлять уравнения реакций гидролиза, определять реакцию среды по сокращенному ионному уравнению реакции гидролизируемой соли.

План

1 Общие понятия о гидролизе солей

2 Константа и степень гидролиза

3 Типичные случаи гидролиза солей

Методические рекомендации

1 Опыт показывает, что растворы солей имеют щелочную, кислую или нейтральную реакцию, хотя в своем составе соли не содержат ни водородных ионов, ни гидроксид-ионов.

Объяснение этим фактам следует искать во взаимодействии солей с водой. Возьмем в качестве примера раствор ацетата натрия CH3COONa дающий щелочную реакцию.

Ацетат натрия как сильный электролит при растворении в воде полностью диссоциирует на ионы Na+ и СH3СОО- . Последние взаимодействуют с Н+ и ОН - – ионами воды. При этом ионы не могут связывать ионы ОН - в молекулы, так как NaОН является сильным электролитом и существует в растворе только в виде ионов. В то же время ацетат-ионы связывают ионы Н+ с образованием молекул слабого электролита – уксусной кислоты, в результате чего новые молекулы Н2О диссоциируют на Н+ и ОН - – ионы. Эти процессы протекают до тех пор, пока не установится равновесие:

CH3COO - + H+ CH3COO ; Н2О H+ + ОН-

Суммарное уравнение одновременно протекающих процессов имеет вид

CH3COO - + H2О CH3COOН + ОН-

 

Это уравнение показывает, что в результате образования слабого электролита (уксусной кислоты) смещается ионное равновесие диссоциации воды и создается избыток

ОН - – ионов, а потому раствор приобретает щелочную реакцию.

Взаимодействие ионов соли с водой, приводящее к образованию слабого электролита, называют гидролизом соли.

Как показано в примере, раствор стал щелочным в результате гидролиза соли CH3COONa.

2 Приведенное выше суммарное уравнение показывает, что идет накопление ОН - – ионов, а потому раствор приобретает щелочную реакцию. Применив к данному обратимому процессу закон действующих масс, получим

[CH3COOH] [OH-]

[CH3COO-] [H2O] = K (1)

Концентрация воды в растворе соли постоянна, поэтому величину [H2O] объединяем с К :

[CH3COOH] [OH-]

[CH3COO-] = K[H2O] = Кг (2)

где Кг - константа гидролиза. Из соотношения [H+] [OH-] = K(H2O) = Кв находим

Kв

[OH-] = [H+]

и, подставляя в уравнение (1) получаем

[CH3COOH] Кв [CH3COOH] 1

Кг = [CH3COO-] [H+] , но [CH3COO-] [H+] = Кк

где Кк - константа диссоциации слабой кислоты, образованной в результате гидролиза соли. Окончательно будем иметь

Кг = Кв / Кк (3)

Чем больше Кк, тем сильнее соль подвергается гидролизу.

Гидролиз количественно характеризуется также степенью гидролиза h, под которой понимают соотношение числа молекул, подвергшихся гидролизу, к общему числу растворенных молекул; h легко вычисляют из уравнений (2) и (3). Пусть в рассматриваемой реакции гидролиза начальная концентрация соли, а значит, и ацетат-ионов (ибо соль – сильный электролит и полностью диссоциирует на ионы) равна с, а степень гидролиза h. Тогда при наступившем равновесии равновесные концентрации примут значения

[CH3COO-] = c – ch, [CH3COO] = ch и [OH-] = ch

Подставляя эти выражения в уравнение (2) и учитывая уравнение (3) получаем

ch • ch Кв

c (1 – h) = Kг = Кк

или

ch2 Кв

1-h = Кк (4)

Так как для многих солей h – величина небольшая (обычно h≤ 0,01), то с известным приближением можно принять 1-h ≈ 1.Тогда уравнение (4) примет вид