Методичка по химии

Задания для самостоятельной работы

1.Написать уравнения электролитической диссоциации в разбав-

ленных водных растворах следующих веществ: H2SO4, H3PO4, Ca(OH)2, Cu(OH)2, Sn(OH)2, Al2(SO4)3, NaHSO4, KHCO3, (BaOH)2S, Al2(OH)4·SO3, KAl(SO3)2·12H2O.

2.Определить концентрацию ионов Са2+ и Cl- в 500мл 0,2н раствора

хлорида кальция, выразив их в моль/л и в г/л (считать α=100%).

Ответ: [Ca2+] = 0,1 моль/л и 4,01 г/л;

[Cl-] = 0,2 моль/л и 7,1 г/л.

3. В 0,5 л растворе Na3PO4 содержится в виде ионов 2,3 г Na+. Определить См и СЭК этого раствора, если α=100%.

Ответ: Св = 0,066 моль/л; СЭК = 0, 193 моль-экв/л.

4. Вычислить концентрацию [ОН-] и рН в 0,1н растворе NH4OH, ес-

ли Ко 2·10-5.

Ответ: [ОН-] = 1,4 * 10-3; рН = 11,2.

5. рН раствора равен 4. Во сколько раз число Н+-ионов больше числа ОН-- ионов в этом растворе?

Ответ: 106 раз

6. Сколько граммов NaOH содержится в 5 л раствора, рН которого равен 11?

Ответ: 0,2 г

7. рН 0,05н раствора одноосновной кислоты равен 3. Чему равна константа диссоциации и степень диссоциации

этой кислоты?

Ответ: Кк = 2·10-5, α = 0,02 (2%).

Таблица 8

Константы диссоциации кислот

31

32

Тема V. Гидролиз солей

Гидролизом соли называется взаимодействие ионов соли с молекулами воды, находящимися в их гидратной оболочке, сопровождающееся образованием слабого электролита с накоплением в растворе ионов Н+ или ОН-.

Соли, образованные сильными кислотами и сильными основаниями гидролизу не подвергаются

NaCl + H2O

Гидролизу подвергаются соли, имеющие в своем составе ионы слабого электролита: основания или кислоты.

Гидролиз может быть обратимым и необратимым. При обычных условиях гидролиз идет самопроизвольно только по первой ступени. При сильном нагревании и разбавлении раствора гидролиз может идти по второй и последующим ступеням.

Глубина протекания реакции гидролиза солей количественно характеризуется степенью гидролиза h и константой гидролиза Кг.

Степень гидролиза h показывает отношение числа моль соли, подвергшихся гидролизу, к общему числу моль соли в растворе

число прог идролизованных моль соли

общее число моль соли в растворе

Величина h выражается в процентах или долях единицы. Она зависит от природы соли, концентрации раствора и температуры.

Степень гидролиза возрастает с разбавлением раствора и увеличением температуры, так как гидролиз процесс эндотермический.

Гидролиз процесс обратимый, поэтому его можно характеризовать константой гидролиза - Кг.

33

Кг не зависит от концентрации раствора соли, а зависит только от химической природы соли и температуры раствора.

Обратимый гидролиз

Обратимому гидролизу подвергаются:

а) соли, с катионом от слабого основания и анионом сильной кислоты. Гидролиз таких солей идет только по катиону с образованием кислой

среды.

Cu2+ + HOH  CuOH+ + H+ pH<7 CuCl2 + H2O  CuOHCl + HCl

б) соли, с катионом от сильного основания и анионом от слабой кислоты. Гидролиз этих солей протекает только по аниону с образованием щелочной среды.

СО32- + HOH  НСО3- + OH pH>7, Na2СО3 + H2O  NaHCO3 + NaOH.

в) соли, с катионом от слабого основания и анионом от слабой ки-

слоты гидролизуются и по катиону, и по аниону

Al3+ + NO2- + HOH  AlOH2+ + HNO2

Al(NO2)3 + H2O  AlOH(NO2)2 + HNO2

Необратимый гидролиз

Этому процесу подвергаются соли, образованные многовалентным катионом от слабого труднорастворимого основания и от анионом слабой летучей кислоты, в результате чего образуются соединения, выходящие из сферы реакции.

Например: в случае гидролиза соли по катиону.

Fe2S3, Cr2S3, Al2S3, Fe2(CO3)3, Cr2 (CO3)3, Al2(CO3)3 и др. Al2S3 + 6H2O → 2Al(OH)3↓ + 3H2S.

Ионных уравнений эти реакции не имеют.

Равновесие реакции гидролиза можно смещать, изменяя температуру и концентрацию раствора, а также при добавлении сильной кислоты или щелочи.

Например:

Fe3+ + HOH  FeOH2+ + H+

разбавление раствора (С↓),

34

увеличение температуры (t°↑),

добавление щелочи для связывания ионов водорода в воду.

увеличение концентрации раствора, понижение температуры, добавление сильной кислоты.

SO32- + HOH  HSO3- +OH-

повысить температуру(t°↑), разбавить раствор (С↓),

добавить сильную кислоту ионы Н+ которой свяжут ионы ОН- в Н2О.

понизить температуру (t°↓), повысить концентрацию (С↑),

добавить щелочь (т. е. одноименный ион ОН-).

Лабораторная работа 5.

Опыт 1. Различные типы гидролиза солей

Налить в 4 чистые пробирки по 1/4 их объема дистиллированной воды и с помощью бумажек, пропитанных универсальным индикатором, проверить рН воды. В каждую из пробирок с водой всыпать по 1/2 микрошпателя кристаллов следующих солей: в первую – нитрата натрия, во вторую – ацетата натрия, в третью – карбоната натрия и в четвертую – нитрата алюминия. Раствор соли в каждой пробирке перемешать стеклянной палочкой и измерить его рН с помощью бумажки с универсальным индикатором. Стеклянную палочку после каждого употребления промывать водопроводной и дистиллированной водой. Полученные результаты занести в табл. 9.

35

Написать молекулярные и ионные уравнения реакций гидролиза испытанных солей, определить тип гидролиза (по катиону, по аниону или по катиону и аниону одновременно) и записать его в табл. 7. Какая из испытанных солей не подвергается гидролизу и почему?

Опыт 2. Влияние температуры раствора на гидролиз солей

Внести в две пробирки по 10 капель 2н раствора ацетата натрия и добавить в каждую по 1 капле фенолфталеина. Одну из них нагреть на водяной бане и сравнить интенсивность окраски растворов в обеих пробирках.

Написать молекулярное и ионное уравнение реакции гидролиза соли и объяснить изменение интенсивности окраски индикатора при повышении температуры.

Опыт 3. Влияние концентрации раствора на гидролиз солей

В пробирку внести 4–5 капель 2н раствора нитрата висмута и по капле разбавлять его дистиллированной водой до помутнения, которое объясняется усилением гидролиза.

1ступень Bi(NO3)3 + H2O BiOH(NO3)2 + HNO3;

2ступень BiOH(NO3)2 + H2O  Bi(OH)2NO3 + HNO3;

Bi(OH)2NO3  ↓BiONO3 + H2O.

Разбавление раствора соли нитрата висмута вызывает протекание 2- й ступени гидролиза и выпадение в осадок соли нитрата висмутила

BiONO3.

Опыт 4. Необратимый гидролиз

Внести в пробирку 4–5 капель 2н раствора нитрата алюминия и столько же 2н раствора карбоната натрия. Наблюдать выделение пузырьков газа и образование осадка Al(OH)3. Какой газ выделяется?

Написать молекулярные и ионные уравнения реакций образования карбоната алюминия и его необратимого гидролиза. Объяснить причину необратимости гидролиза карбоната алюминия.

Опыт 5. Подавление реакции гидролиза

Налить в пробирку до 1/3 ее объема дистиллированной воды, внести туда 1/2 микрошпателя кристаллов соли сульфата меди. Раствор перемешать стеклянной палочкой. Образующийся светло-голубой осадок представляет собой основную соль двухвалентной меди. Написать молекулярные и ионные уравнения реакций гидролиза. Концентрацию каких ионов следует увеличить, чтобы растворить полученный осадок? Проверить свое заключение опытом.

36

Задания для самостоятельной работы

1.Какие из солей подвергаются гидролизу: NH4NO2, KMnO4, CuSO4, BaS, Cr2S3, Pb(NO3)2, CaI2? Написать молекулярные и ионные уравнения реакций для гидролизующихся солей, указать тип гидролиза и реакцию среды раствора соли. Какими способами можно усилить гидролиз сульфида бария и подавить гидролиз нитрата свинца?

2.Написать молекулярные и ионные уравнения реакций, протекающих при смешивании растворов FeCl3 и Na2CO3, Na2S и CrCl3.

3.Что такое степень гидролиза? Какая из указанных ниже солей об-

ладает большей степенью гидролиза NH4Cl или CH3COONH4; AlCl3 или ZnCl2 и почему?

Тема VI. Произведение растворимости

В насыщенном растворе труднорастворимого электролита устанавливается равновесие между осадком электролита и ионами электролита в растворе

PbCL2  Pb2+ + 2Cl-

осадок насыщенный раствор

Константа равновесия для этого процесса:

где aPb2, aCl , aPbCl 2 – активности соответствующих ионов и

PbCl2.

аPbCl2 – величина постоянная, так как это твердое вещество. Поэтому K·аAgCl также является постоянной величиной. Эта константа называется произведением растворимости и обозначается ПР PbCl2.

ПР PbCl2 = aAg . a2Cl .

Величины ПР приведены в справочных таблицах (см. табл. 10). Если растворимость электролита очень мала, то межионным взаи-

модействием можно пренебречь и активности ионов заменить их концентрациями.

37

Таким образом, произведением растворимости называется произведение молярных концентраций ионов труднорастворимого электролита в

держит более двух ионов, то концентрации ионов в выражении ПР надо возводить в степень соответствующих стехиометрических коэффициен-

Равновесие, существующее в насыщенном растворе труднорастворимого электролита, можно смещать, изменяя концентрации ионов.

38

Ag2СО3 2Ag+ + СО32-

осадок раствор

При уменьшении концентраций Ag+ или СО32- равновесие смещается вправо в сторону растворения осадка, тогда [Ag+]2·[CO32-] становится

меньше ПРAg2CO3 и, наоборот, при увеличении концентраций Ag+ или

[CO32-], равновесие смещается влево в сторону образования осадка. Отсюда следует, что,

[Ag+]2·[CO32-] = ПРAg2CO3 , - условия образования насыщенного раствора;

[Ag+]2·[CO32-] > ПРAg2CO3 , - условие образования осадка;

[Ag+]2·[CO32-] < ПРAg2CO3 , - условие растворения осадка.

Таким образом, чтобы растворить осадок, надо уменьшить концентрацию одного из ионов труднорастворимого электролита. Например, чтобы растворить Fe(OH)3, надо добавить сильную кислоту, ионы водорода которой свяжут ионы гидроксила в воду, в результате чего

[Fe3+]·[OH-]3 станет меньше ПРFe(OH )3 .

Из величины произведения растворимости можно рассчитать растворимость труднорастворимого электролита в насыщенном растворе.

Например: ПРMnS = 2,5·10-10.

Пусть молярная растворимость MnS равна р моль/л. Тогда

ПРMnS = [Mn2+] • [S2-] = p • p = p2

Для тройного электролита PbCl2 имеем

PbCL2 Pb2+ + 2CL-

р моль/л р моль/л 2 р моль/л

ПРPbCl2 = [Pb2+] • [Cl-]2 = p • (2p)2 = 4p3

39

Лабораторная работа 6.

Опыт 1. Условия образования осадков

Влияние количества иона-осадителя на возможность образования осадка труднорастворимого вещества

Водну пробирку внести 4–5 капель 0,1н раствора BaCl2, в другую – такое же количество 2н раствора CaCl2. В каждую пробирку добавить по

1капле 2н раствора H2SO4.

Вкаком случае произошло образование осадка? Сформулировать условия образования осадка и объяснить отсутствие выпадения осадка в одной из пробирок и его выпадение – в другой. Продолжать прибавление

2н раствора H2SO4 к раствору CaCl2, подсчитать количество капель раствора H2SO4, которые необходимо добавить до начала образования осадка CaSO4. Почему для образования осадка CaSO4 необходимо добавлять больше H2SO4? Составить молекулярные и ионные уравнения реакций и объяснить наблюдаемые явления находя из величин ПР этих веществ.

Осаждение солей свинца

Впробирку внести 6 капель 2н раствора Pb(NO3)2 и добавить 6 капель 2н раствора хлорида натрия. Осадку дать отстояться. Насыщенный раствор над осадком перенести в две другие пробирки по 3–4 капли в

каждую. В одну из них добавить 2–3 капли 2н раствора Na2CO3, в другую – 2–3 капли 2н раствора KI. Написать молекулярные и ионные уравнения реакций. На основании опыта сделать вывод о сравнительной величине произведений растворимости хлорида и йодида свинца и прове-

рить свое заключение по таблице произведений растворимости (см. табл.

8). Отметить, можно ли ионом CO32- доосаждать Pb2+ из насыщенного раствора PbCl2? Какой из ионов-осадителей Cl- или I, более полно осаждает ион Pb2+ из раствора?

Опыт 2. Условия растворения осадков

Действие азотной кислоты на карбонат и сульфат бария

В две пробирки внести по 2 капли 2н раствора хлорида бария. В одну из них прибавить 2 капли 2н раствора карбоната натрия, в другую – такой же объем 2н раствора сульфата натрия.

К обоим осадкам прибавить по 4–5 капель 2н раствора азотной кислоты. Какой из осадков растворяется? Написать молекулярные и ионные уравнения реакций. Сформулировать условия растворения осадков и объяснить причину растворения одного из полученных осадков и нерастворимость другого в азотной кислоте.

Действие соляной кислоты на гидроксид магния

В пробирку внести 3 капли 2н раствора MgCl2 и добавить 3 капли 2н раствора NaOH. Отметить цвет полученного осадка гидрокси-

40