Опыт 4. Влияние катализатора на скорость реакции.

Приборы и реактивы. Две пробирки, роданид калия (KSCN), хлорид железа (FeCl₃ ), сульфат меди СuSO₄ , тиосульфат натрия Na₂S₂O₃ .

Выполнение работы: В две пробирки внести по 2 мл раствора роданида калия и несколько капель раствора хлорида железа. Что наблюдается? В одну пробирку добавить 1 каплю раствора сульфата меди. В обе пробирки внести по 2 мл тиосульфата натрия. Растворы обесцвечиваются с различной скоростью. Отметить время по секундомеру, необходимое для завершения реакции (обесцвечивания). Обесцвечивание происходит вследствие восстановления железа (III) в железо (П) тиосульфатом натрия.

FeCl₃ +3КSCN = Fe(SCN)₃ + 3KCl

2Fe(SCN)₃ +Na₂S₂O₃ = Na₂S₄O₆ +2Fe(SCN)₂ + 2NaSCN

Опыт 5. Автокатализ.

Приборы и реактивы. Коническая колба 100мл, 5% р-р щавелевой кислоты Н₂С₂О₄ , 0,1н H₂SO₄, КMnO₄ (разбавл), секундомер.

Выполнение работы. В коническую колбу налить 5мл 5% щавелевой кислоты и 1мл 0,1н раствора серной кислоты, а затем равными порциями по 0,5 мл прилить из бюретки разбавленный раствор (розовый) перманганат калия (отметить время по секундомеру). Первая порция обесцвечивается очень медленно, а последующие все быстрее и быстрее, так как образующиеся в результате реакции ионы Mn²⁺ служат катализатором.

5Н₂С₂О₄ + 2КMnO₄ +3H₂SO₄ = 10СО₂ +К₂SO₄+ 2MnSO₄+8Н₂О

Сделать вывод.

Лекция 5. Гидролиз солей

Согласно теории электролитической диссоциации, в водном растворе частицы растворенного вещества взаимодействуют с молекулами воды. Такое взаимодействие может привести к реакции гидролиза (от греческого hydro – вода, lysis – разложение, распад). _{Гидролизом солей называют взаимодействие ионов соли с водой, приводящее к образованию слабого электролита.}

_CH3COO^– _{+ HOH  CH3COOH + OH}^– _{рН  7}

_{Любую соль можно рассматривать как продукт взаимодействия кислоты с основанием. В связи с этим выделяют следующие типы гидролиза солей:}

_{1) гидролиз солей, образованных слабой кислотой и сильным основанием. Гидролиз протекает по аниону.}

_{молекулярное уравнение гидролиза:}

_{CH3COONa + HOH = CH3COOH + NaOH}

_{ионное уравнение гидролиза:}

_Na⁺ _{+ CH3COO}^– _{+ HOH = CH3COOH + Na}⁺ _{+ OH}^–

_{сокращенное ионное уравнение гидролиза:}

_CH3COO^–_{+ HOH = CH3COOH + OH}^– _{рН  7}

_{При гидролизе солей двух– и многоосновных кислот образуются кислые соли. Гидролиз протекает главным образом по первой ступени. И лишь при сильном разбавлении и нагревании следует учитывать гидролиз образовавшейся кислой соли.}

_{2) Гидролиз солей, образованных сильной кислотой и слабым основанием. Гидролиз идет по катиону.}

_{NH4Cl + HOH = NH4OH + HCl}

_NH4⁺ _{+ HOH = NH4OH + H}⁺ _{рН  7}

_{При гидролизе солей двух– и многокислотных оснований образуются основные соли. Гидролиз протекает главным образом по первой ступени.}

_{3)Гидролиз соли, образованной слабым основанием и слабой кислотой. Гидролиз идет по катиону и аниону.}

_{СH3COONH4 + H2O = CH3COOH + NH4OH}

_СH3COO^– _{+ NH4}⁺ _{+ H2O = CH3COOH + NH4OH pH =7}

_{Реакция среды зависит от силы, образовавшихся кислоты и основания.}

_{Если в результате гидролиза образуются газ или осадок, то протекает необратимый гидролиз. Например, гидролиз солей Al2S3, Cr2S3}

_{Al2S3 + 6H2O  2Al(OH)3  + 3H2S}

_{Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием, гидролизу не подвергаются. Например, NaCl, Na2SO4 и др.}

_{Количественно гидролиз характеризуют величинами: степень гидролиза hг и константа гидролиза Кг. Степень гидролиза – отношение числа гидролизованных молекул, к общему числу молекул.}

_{ћг = n∙100%/N}

_{Кг = К Н2О/ Ккис}

_{Кг – константа гидролиза, Ккис – константа диссоциации кислоты, образованной в результате гидролиза.}

Тип соли	Константа гидролиза	Степень гидролиза
Слабая кислота и сильная кислота	Кг = КН2О / Ккис	hг = КН2О / КкисСм
Слабое основание и сильная кислота	Кг = КН2О / Коснов.	hг = КН2О / Коснов.См
Слабое основание и слабая кислота	Кг = КН2О / Коснов.  Ккис	hг = КН2О / Коснов.  Ккис

Концентрация водородных ионов в разбавленных водных растворах, встречающихся на практике, обычно выражается малыми числами. Поэ­тому для удобства принято пользоваться показате­лем степени, взятым с обратным знаком, обозначив эту величину символом рН. рН - это величина, характеризующая концентрацию водородных ионов и численно равная отрицательному десятичному логарифму ee:

pH = - lg[H⁺]; pОH = - lg [ОH^-]; pH+ pОH =14

Пользуясь этими соотношениями, можно вычислить величину рН, рОН по известной концентрации водородных ионов и найти величину [Н⁺] или [ОH^-] если известно рН.