ПЕНЗЕНСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ

Кафедра «Химия»

«УТВЕРЖДАЮ»

Заведующий кафедрой «Химия»

Профессор, д.т.н. Ю.Перелыгин

«____»______________ 2013 г.

ТЕКСТ ЛЕКЦИИ № 6

по дисциплине «Химия»

по специальности «

Тема № 6. Растворы. Дисперсные системы

Занятие №1. Гидролиз солей

Текст лекции обсужден на заседании ПМК №__ кафедры «Химия» «___»____________ 2013 г., протокол №_____

г. Пенза

Содержание

Введение

1.Произведение растворимости.

2.Диссоциация воды. Водородный показатель.

3. Гидролиз солей.

4. Количественные характеристики гидролиза.

Литература:

1. Коровин Н. В. Общая химия: Учеб. для технических направ. и спец. вузов. – М.: Высш. школа, 1998. – с. 224 - 238.

Учебно – материальное обеспечение:

1. Мультимедийный проектор.

2. Химические стаканы на 100 мл (9 шт.), капельницы с растворами индикаторов: лакмоида (или лакмуса), метилового оранжевого, фенолфталеина; растворы соляной кислоты, гидроксида натрия, дистиллированная вода.

Цель занятия:

Знать: 1.Гидролиз солей.

2. Константу и степень гидролиза.

Ознакомиться: с применением гидролиза.

Организационно-методические указания:

1.Проверить наличие обучаемых и их готовность к занятиям, устранить недостатки.

2.Объявить тему и цель занятия, учебные вопросы, литературу.

3.Обосновать необходимость изучения данной темы.

4.Рассмотреть учебные вопросы с применением кадров презентации и использованием демонстрационного опыта «Свойства индикаторов».

5.По каждому учебному вопросу и в конце занятия подвести итоги.

6.В конце занятия выдать задание на самоподготовку.

Введение

В предыдущей лекции мы говорили о том, что в случае реакций нейтрализации, в которых участвуют слабые кислоты и основания, реакции протекают не до конца. Значит, при этом в той или иной степени протекает и обратная реакция: взаимодействие соли с водой, - приводящая к образованию кислоты и основания. Этот процесс называется гидролизом соли. Для понимания процессов, протекающих при гидролизе необходимо предварительно рассмотреть диссоциацию воды.

2. Ионное произведение воды. Водородный показатель

Вода, хоть и в незначительной степени, но все же диссоциирует на ионы. Процесс диссоциации воды протекает в две стадии:

I H₂O ⇄ H⁺ + OH⁻ Эндометрический процесс

II H⁺ + H₂O → H₃O⁺ Экзотермический процесс

Последний процесс называется самоионизацией или автопротолизом воды, а ион H₃O⁺, образующийся в результате автопротолиза, называют ионом гидроксония.

Реакцию воды обычно записывают в более простом виде:

Н₂О ⇄ Н⁺ + ОН⁻.

Запишем для уравнения диссоциации воды константу диссоциации:

[

где

[ – молярная концентрация воды, которая показывает, сколько молей воды содержится в одном литре воды и рассчитывается по формуле

[

Пусть имеется 1л воды; масса одного литра воды составляет 1000г; молярная масса воды - 18 г/моль.

Окончательно получим: =

Величина называется ионным произведением воды и обозначается

При (1)

Как и всякая константа равновесия, не зависит от концентраций ионов H⁺ и OH⁻ в растворе. Так, например, если в воду добавить кислоты, концентрация ионов водорода резко возрастет. Тогда за счет подавления диссоциации воды равновесие процесса Н₂О ⇄ Н⁺ + ОН⁻ сместится влево и концентрация ионов OH⁻ а растворе уменьшится. Ионное же произведение воды останется по-прежнему неизменным.

Пример .Если , чему равна концентрация гидроксид-ионов в растворе?

Концентрации как ионов водорода, так и гидроксид-ионов могут изменяться на много порядков, что осложняет работу с этими числами. Поэтому, чтобы описать кислотность раствора, вместо того, чтобы говорить о молярной концентрации ионов водорода, мы, как правило, используем более удобный масштаб водородного показателя pH. pH раствора определяется как отрицательный десятичный логарифм концентрации иона водорода (в моль/л).

Водородный показатель

+

Гидроксидный показатель

Пример .Если , чему равна концентрация гидроксид-ионов в растворе?

Если = , среда нейтральная, = 7.

Этот вывод нетрудно сделать, рассмотрев следующие преобразования:

= = = ⇒

Если , среда кислая, 7.

Вывод получаем в результате преобразований:

= ⇒

Если , среда щелочная, 7.

Преобразования аналогичны предыдущим:

= ⇒

Пример .Если , чему равны и

5 + 9 = 14

Измеряют рН с помощью специальных приборов – рН-метров, либо с помощью индикаторов.

Открытие индикаторов приписывают английскому химику и физику Роберту Бойлю, жившему в семнадцатом веке. Как то Бойль приготовил водный настой лакмусового лишайника. Затем склянка, в которой он хранил настой, понадобилась для хлороводородной кислоты. Вылив настой, Бойль залил в склянку кислоту и с удивлением обнаружил, что кислота стала красной. Тогда он добавил несколько капель настоя к водному раствору гидроксида натрия и увидел, что раствор стал синим. Так был открыт первый кислотно-основный индикатор, названный лакмусом. Впоследствии Бойль, а затем и другие исследователи стали пользоваться бумажками, пропитанными настоем лакмусового лишайника и затем высушенными. Лакмусовые бумажки становились синими в щелочном растворе и красными – в кислом.

Но лакмус – не единственное растение, которое изменяет свой цвет в кислой и щелочной средах. Точно также ведет себя большинство растений, которые имеют фиолетовый или красный цвет. Так, например, краснокочанная капуста при подкислении уксусом изменяет цвет с фиолетового на ярко-красный, а при подщелачивании нашатырным спиртом приобретает сине-зеленую окраску, которая со временем переходит в желтую. В качестве индикаторов можно использовать и чернику, и черносмородиновое варенье, и виноградный сок. Однако, полученные окрашенные растворы очень неустойчивы, поэтому в лабораториях вместо растительных индикаторов используют синтетические, растворы которых могут сохранять свою окраску гораздо дольше.

Важнейшие индикаторы

Название индикатора	Окраска индикатора в различных средах
	В кислой	В нейтральной	В щелочной
Лакмус	Красный	Фиолетовый	Синий
Метилоранж	Красный	Оранжевый	Желтый
Фенолфталеин	Бесцветный	Бесцветный	Малиновый