Взаимодействие нитрата ртути (II) с иодитом калия

Выполнение работы: несколько кристалликов сухих солей нитрата ртути (II), иодита калия поместить в сухую пробирку, в другую пробирку насыпать приблизительное количество этих же веществ в виде мелкого порошка, энергично встряхнуть обе пробирки. Наблюдать появление окраски 6 следствие образования иодида ртути (II). Отметить различную скорость течения реакции.

Запись данных опыта: влияние какого фактора изменяет скорость? Написать уравнение происходящей реакции.

Растворение карбоната кальция в хлороводородной кислоте

Выполнение работы взять два небольших, по возможности, одинаковых кусочка мела. Один из них положить на фильтровальную бумагу и стеклянной палочкой измельчить его в порошок. Полученный порошок поместить в коническую пробирку. В обе пробирки одновременно добавить одинаковое количество (10-20 капель) хлороводородной кислоты (плотность 1,19 г/см³). Отметить время полного растворения мела в каждом случае.

Запись данных опыта: Написать уравнение соответствующей реакции. Почему скорость растворения мела в двух случаях различная?

Опыт5. Влияние катализаторов на скорость реакции.

Каталитическое восстановление железа (III).

Выполнение работы: в две пробирки внести 10 капель 0,5 н раствора роданида калия или аммония и по 1 капле 0,5 н раствора хлорида железа (III). Что наблюдается ? В одну пробирку добавить 1 каплю 1 н раствора сульфата меди. В обе пробирки внести по 10 капель тиосульфата натрия. Наблюдать различную скорость обесцвечивания растворов, которое происходит вследствие восстановления железа (III) до железа (II) тиосульфатом натрия ().

Запись данных опыта: Отметить все наблюдаемые явления, написать уравнения реакций:

а) взаимодействия железа (III) с роданидом калия, в результате которого образуется Fe(SCN)₃ красного цвета;

б) восстановления железа (III) в железо (II) тиосульфатом натрия, протекающего по уравнению:

Какую окраску имеет ? Что явилось катализатором в данном опыте?

Вопросы и задачи

1. Написать выражения константы равновесия для реакции :

а)

б)

в)

г)

В каком направлении сместится равновесие в каждом случае при увеличении давления?

2. В каком направлении сместится равновесие следующих обратимых реакций

а)

б)

при понижении температуры, при понижении давления.

3. Действием каких факторов можно сместить равновесие указанных реакций вправо:

а)

б)

4. Приведите по два примера обратимых и практически необратимых реакций.

5. Почему химическое равновесие называют динамическим, или подвижным?

6. Для следующих химических реакций напишите выражение для констант равновесия и укажите, каким воздействием можно сместить равновесие вправо:

Лабораторная работа № 5 гидролиз солей теоретическая часть

Растворы солей, образованных слабыми кислотами или слабыми осно­ваниями, практически никогда не имеют нейтральной реакции (pH = 7). Причиной такого поведения является то, что анионы слабых кислот, а также гидратированные катионы металлов проявляют соответственно свойства оснований или кислот, т.е. способны захватывать или отдавать протоны. Вода является амфолитом и способна проявлять свойства как кислоты, так и основания. Поэтому между анионами слабых кислот и водой и, соответственно, между гидратированными катионами металлов и водой возможно взаимодействие кислотно-основного типа.

Рассмотрим в качестве примера две реакции:

	((1)
.	((2)

В реакции (1) протон переходит от молекулы воды, выступающей в роли кислоты, к ацетатиону, проявляющему свойства основания, а в реакции (.2) – от молекулы воды гидратной оболочки аквакомплекса (кислота) к свободной молекуле воды растворителя (основание). Такое химическое взаимодействие между ионами солей с водой концентрации [] и [] меняются, и, следовательно, раствор соли обнаруживает кислую и щелочную реакцию.

Следует отметить, что свойства аквакислот проявляют почти все гидратированные ионы металлов. Исключение составляют только ионы щелочных и щелочноземельных металлов, которые, имея сравнительно большие размеры и малый заряд, не могут вызвать отщепление протона от молекул гидратной оболочки.

К реакциям гидролиза, как к равновесным процессам, применим закон действующих масс. Следовательно, для реакций (1), (2) можно записать выражения для констант равновесия, которые называются константами гидролиза:

	((3)

или, для упрощения, не выписывая формулы молекул воды у гидратиро­ванных ионов алюминия,

.

((4)

Умножив числитель и знаменатель уравнения (3) на концентрацию ионов водорода , а уравнения (4) – на концентрацию гидроксид-ионови выполнив некоторые преобразования, получим выражение, связывающее константу гидролиза с константой диссоциации слабой кислоты:

,
.	((5)

или, соответственно, с константой диссоциации образующегося слабого основания:

((6)

Таким образом, константа гидролиза может быть вычислена по конс­тантам диссоциации кислоты или основания, образующих данную соль, и константе автопротолиза (ионному произведению) воды .

В водных растворах с участием многозарядных катионов и анионов гидролиз протекает по стадиям, например:

	((7)
	((8)

Для описания гидролиза в растворе определенной концентрации можно использовать степень гидролиза h. Степень гидролиза – это отношение числа молекул (катионов или анионов), подвергшихся гидролизу, к общему числу молекул (катионов или анионов), введенных в раствор. Зная степень гидролиза, можно определить концентрации ионов ив растворе, а значит иpH растворов солей.

Все соли, кроме образованных сильными кислотами и сильными осно­ваниями (,и т.п.), в различной степени подвергаются гидролизу. Чем слабее кислота или основание, образующие соль, тем сильнее она гидролизована и тем большеpH ее раствора отличается от 7. Так, в растворе ацетата натрия pH  8, а pH соли , образованной более слабой угольной кислотой, близок к 11 (реакции 1,7 и 8).

Если соль образована слабым основанием и слабой кислотой, например , гидролиз идет в существенно большей степени, т.к. образуется не один, а два слабо диссоциирующих продукта:

.