Добавил:
ivanov666
Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.
Вуз:
Предмет:
Файл:Основы общей химии. Методические рекомендации к лабораторным работам
.pdf
52
лм
Н
ОН
/
10
10
1010
9
5
1414
рН=11, среда щелочная
Пример 2: рН раствора = 5. Определить концентрации Н+ и ОН-.
Решение: рН = 5 – среда кислая, т.е. рН = -lgН+=5. Н+=10-5м/л и по-
скольку ионное произведение воды Н+ОН-=10
II. Гидролиз солей.
-14
, то
Гидролиз солей – обратимое взаимодействие солей с водой, приводящее к
образованию слабого электролита и изменению концентрации ионов водорода. Реакция гидролиза – реакция, обратная реакции нейтрализации.
Гидролизу подвергается лишь часть соли и в растворе устанавливается
химическое равновесие между солью, не подвергшейся гидролизу, и образующими ее кислотой и основанием.
Количественно гидролиз характеризуется степенью гидролиза (h) и константой гидролиза (Кг).
Степень гидролиза показывает, какая часть молекул растворенной соли
гидролизована. Степень гидролиза увеличивается при повышении температуры и уменьшении концентрации раствора.
Различают несколько видов гидролиза.
4.1. Соль образована катионом сильного основания и анионом сильной кислоты. Соли этого типа гидролизу не подвергаются, так как не образуют
при соединении с водой слабого электролита. Равновесие
Н2О
Н
+
+ОН
-
не нарушается, и рН остается близким к 7.
4.2. Соль образована катионом сильного основания и анионом слабой кислоты. В этом случае часть ионов водорода из воды связывается в молекулы слабой кислоты, а ионы ОН- накапливаются, т.е. среда становится ще-
53
ОН
НА
НОН
А
HCNKOHHOHKCN
OHHCNHOHCN
NaOHNaHSOHOHSONa
332
OHHSOHOHSO
3
2
3
NaOHSO
H
HOHNaHSO
3
2
3
OHSO
H
HOHHSO
3
2
3
H
KatOHHOHKat
лочной (рН7). Такой тип гидролиза называется гидролизом по аниону и
в общем виде может быть записана так:
Например
В ионном виде
Если соль содержит многозарядный анион слабой кислоты, то ее гидролиз
протекает ступенчато:
1 ступень:
2 ступень:
;
;
При комнатной температуре и не очень сильном разбавлении обычно принимают во внимание только гидролиз по 1 ступени.
Чем слабее кислота, тем в большей степени ее соли подвержены гидролизу. Согласно принципу Ле-Шателье, гидролиз солей этого типа подавляется при подщелачивании растворов.
4.3. Соль образована катионом слабого основания и анионом сильной кислоты. В этом случае гидролизу подвергается катион. В общем виде ионное уравнение записывается так:
В результате гидролиза по катиону среда становится кислой (рН7), например:
54
HClOHNHO
H
ClNH
4
2
4
H
OHNHO
H
NH
4
2
4
HClFeOHClO
H
FeCl
2
2
H
FeOHO
H
Fe
2
2
HCl
OHFe
O
H
FeOHCl
)(
2
2
H
OHFe
O
H
FeOH
)(
2
2
OHNHCOOHCHOHCOONHCH
43243
OHNHCOOHCHOHNHСООСН
43243
Если соль содержит многовалентный катион слабого основания, гидролиз
протекает ступенчато:
1 ступень:
2 ступень:
;
;
В холодных и умеренно концентрированных растворах гидролиз солей ограничивается 1 ступенью. При повышении температуры и разбавлении
раствора активизируется 2 ступень гидролиза.
Соли более слабого основания гидролизованы в большей степени. При
подкислении растворов этих солей их гидролиз подавляется.
4.4. Соль образована катионом слабого основания и анионом слабой кислоты. В растворах таких солей катион и анион принимает участие в процессе гидролиза:
В ионном виде:
Реакция среды раствора близка к нейтральной (рН7) и зависит и относительной силы кислоты и основания, образующих соль.
55
III. Буферные растворы.
Буферные растворы – растворы, которые используются для поддержания
РН водного раствора постоянной величиной.
Буферные растворы состоят из слабой кислоты и ее соли или из слабого
основания и его соли. Наиболее часто употребляются: ацетатная буферная
смесь (CH3COOH+CH3COONa), рН4-5 и аммонийная буферная смесь
(NH3H2O+NH4Cl), рН8-9. Концентрации слабой кислоты и ее соли или
концентрация слабого основания и его соли в составе буферного раствора
примерно одинаковы. Характеристикой буферного раствора служит буферная емкость. Под буферной емкостью понимают количество мольэквивалентов сильной кислоты или сильного основания, которое нужно
добавить к 1л буферной смеси, чтобы сдвинуть рН раствора на единицу.
Отсюда, чем концентрированнее буферный раствор, тем он обладает
большей буферной емкостью.
Разбавление буферных смесей не сопровождается заметным изменением
рН, так как при этом одновременно происходят две противоположно действующих процесса. С одной стороны, разбавление влечет за собой
уменьшение концентрации слабой кислоты (или основания), а с другой
стороны, разбавление раствора вызывает повышение степени их диссоциации.
Буферные смеси играют важную роль в жизнедеятельности организмов.
Кровь и другие физиологические растворы представляют собой буферные
растворы. Нормальное значение рН крови – 7,4. В процессах поддержания
кислотности среды в организме участвуют белки, гемоглобин, карбонатные, фосфатные смеси и т.д. Природные воды также обладают определенными буферными свойствами. Почвы также обладают буферными свойствами, причем чем больше в них содержание органических веществ, тем
выше их буферные свойства.
56
H
COOCHCOOHCH
33
NaCOOCHCOONaCH
33
COOHCH
H
COOCH
K
COOHCH
3
3
3
COOCH
COOHCH
K
H
COOHCH
3
3
3
IV. Расчет концентрации ионов водорода [Н+] буферного раствора.
Ацетатная буферная смесь (CH3COOH+CH3COONa) содержит уксусную
кислоту (CH3COOH (0,1моль/л)) – слабый электролит и соль уксусной кислоты ацетат натрия (СH3COONa(0,1моль/л)) – сильный электролит. В
этом буферном растворе осуществляются следующие химические равновесия:
(1)
(2)
В присутствии большого количества ацетат-ионов (СН3СОО-), образующихся при диссоциации сильного электролита CH3COONa, диссоциация
СН3СООН - слабого электролита будет резко снижена, в соответствии с
принципом Ле Шателье. Поэтому диссоциацией уксусной кислоты можно
пренебречь и [СН3СООН] можно принять равной С
СН3СООН
или С
кислоты
Концентрация СН3СОО- - ионов, образующихся при диссоциации уксусной кислоты, будет очень мала, вследствие действия одноименного иона
СН3СОО-, образующегося при диссоциации ацетата натрия, в соответствии с принципом Ле Шателье. Концентрацию [СН3СОО-] можно считать
равной С
СНзСООNa
или С
соли
.
Константа диссоциация уксусной кислоты выражается следующим
образом:
(40)
.
Отсюда находим [Н+]:
и с учетом вышеприведенных рассуждений [Н+] будет равна:
57
С
С
K
C
C
K
H
СОЛИ
ТЫК
ТЫК
COONaCH
COOHCH
COOHCH
3
3
3
(41)
где К
(СН3СООН)
– константа диссоциации слабой уксусной кислоты
(1,810-5, табличная величина);
С
(СН3СООН)
С
(СН3СООNа)
Практическая часть
= С
= С
– концентрация уксусной кислоты в растворе;
к-ты
– концентрация соли ацетата натрия в растворе.
соли
Опыт №1. На отдельные полоски универсального индикатора нанести по
капле растворов солей: CH3COONa, AlCl3, Na2CO3, (NH4)2CO3, NaCl,
CH3COONH4, NH4Cl.
Определить рН среды по изменению окраски универсального инди-
катора. Написать молекулярное и ионное уравнение гидролиза каждой соли.
Опыт №2. Влияние температуры на степень гидролиза солей.
Налить в пробирку половину объема дистиллированной воды и вне-
сти в нее 2-3 микрошпателя ацетата натрия. Написать ионное уравнение
гидролиза этой соли. Какую величину должен иметь рН раствора этой соли? Добавить в пробирку 1 каплю фенолфталеина и отметить цвет раствора. Опустить пробирку в водяную баню и оценить изменение окраски раствора. Охладить пробирку в холодной воде и вновь оценить окраску раствора. Сделать вывод о влиянии температуры на степень гидролиза соли.
Указать причины этого влияния.
58
Опыт №3. Влияние разбавления раствора на степень гидролиза соли.
В пробирку внести 2-3 капли раствора хлорида сурьмы (III) и посте-
пенно по каплям прибавлять воду до выпадения белого осадка оксохлорида сурьмы SbOCl.
Написать ионные уравнения первой и второй ступеней гидролиза
хлорида сурьмы (III) и общее уравнение ее гидролиза до образования дигидроксохлорида сурьмы и уравнение образования из него оксохлорида
сурьмы. Сделать вывод о влиянии разбавления на степень гидролиза этой
соли.
Опыт №4. Влияние других солей на степень гидролиза соли.
В пробирку внести 6-8 капель раствора хлорида алюминия и добавить такой
же объем раствора карбоната натрия. Отметить выделение пузырьков диоксида углерода. Какое вещество выпадает в осадок?
Написать уравнение реакции, приведшей к образованию осадка. Почему
не получилось карбоната алюминия?
Опыт №5. Налейте в одну пробирку примерно 1 см3 ацетатной буферной
смеси (СН3СООН+СН3СООNa), в другую – примерно 1 см3 аммонийной
буферной смеси (NH3H2O+NH4Cl) с концентрацией компонентов по
0,1м/л. Определите рН буферных растворов с помощью универсального
индикатора и сравните с расчетными значениями. (Расчет рН буферных
растворов произведите по формулам, приведенным в теоретической части).
Опыт №6. а) Налейте в две пробирки по 1 см3ацетатной буферной смеси.
В одну пробирку добавьте 1 каплю 1Мэ. раствора HCL, а в другую – 1 каплю 1Мэ. раствора NaOH. Определите рН этих растворов с помощью универсального индикатора.
б) Налейте в две пробирки по 1 см3 дистиллированной воды В одну пробирку добавьте 1 каплю 1Мэ. раствора HCL, а в другую – 1 каплю 1Мэ.
раствора NaOH. Растворы перемешайте. Определите рН этих растворов с
59
помощью универсального индикатора и сравните полученные значения с
величинами рН буферных растворов, полученными в опыте а).
Опыт №7. Налейте в один стакан 1 см3 ацетатной, а в другой – 1 см3 ам-
монийной буферной смеси. Добавьте в каждый стакан по 100 см3 дистиллированной воды, т.е. разведите каждый из растворов примерно в 100 раз.
Определите рН растворов с помощью универсального индикатора. Изменяется ли рН буферных растворов при разведении.
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА №5
Комплексные соединения
Теоретическая часть
Молекулярные соединения, образующие при диссоциации комплексные
ионы, способные существовать в растворах, называются комплексными
или координационными.
Многие комплексные соединения получают из двух или трех веществ. Например:
3NaOH + А1(OН)3 =Na3 [Al(OH)6]
Fe(CN) 2 + 4KCN = K4[Fe(CN) 6]
Координационные соединения имеют координационную (внутреннюю)
сферу, которую составляют комплексообразователь (центральный атом
или ион) и лиганды.
В водных растворах комплексные соединения диссоциируют как сильные
электролиты с образованием комплексных ионов. Комплексные ионы
также диссоциируют, но в незначительной степени и ступенчато. Например:
[Ag(NH3) 2]Cl = [Ag(NH3) 2]+ + Сl
¯
60
2
2
3
3
NHAg
NHAg
[Ag(NH3) 2]+ [Ag(NH3)]+ + NH3 (1 ступень)
[Ag(NH3)]+ Ag+ + NH3 (2 ступень)
Константы диссоциации комплексных ионов могут быть охарактеризованы константами равновесий, которые называются в этом случае ступенчатыми константами нестойкости. Чем меньше константа нестойкости, тем
прочнее комплексный ион. Произведение ступенчатых констант нестойкости равно общей константе нестойкости. Так, для иона [Ag(NH3) 2]
общая константа нестойкости К
нест
=
= 5,8 · 10-8 .
+
Комплексные соединения с большой константой нестойкости, следовательно, с малоустойчивой внутренней сферой, называют двойными солями, например (NH4) 2 [Fe(SO4) 2] · 6Н2О, K2 [CuCl4]. Их записывают в виде
двойных солей: (NH4)
SO4 · FeSO4 · 6Н2О; CuCl2 ·2КС1. В водном рас-
2
творе двойные соли диссоциируют практически нацело:
NH4Fe(SO4) 2
Fe3++ NH
=
+
+ 2 SO
4
2-
4
Комплексные соединения классифицируют:
1. По заряду комплексного иона:
а) катионные комплексы
[Cu(NH3) 4]2+Cl2, [A1(H2O)5OH]2+(OH) 2, [Ni(H2O) 6]2+SO4;
б) анионные комплексы — Na2 [CuCl4]2- , K2 [HgI4]2-,
Na[Au(CN) 2]-;
в) молекулярные комплексы (без внешней сферы) —
[Fe(CO) 5]0, [Pt(C2O4)2Br2]0, [Cо (NH3)3Cl3]0.
2. По принадлежности к определенному классу соединений:
а) комплексные кислоты — Н[AuС14], H[BF4];
б) комплексные основания — [Ni(NН3)6(ОН) 2, [Cu(NH3) 4](OH)
;
2
в) комплексные соли — K3 [A1F6], [Ni(H2O) 6]SO4.
61
Структура комплексных соединений.
Вещества, в которых элементы проявляют «дополнительные» валентности, рассматриваются как соединения высшего порядка и называются
комплексными: [Ag(NH3) 2]CI; Na3 [Al(OH) 6].
Структура комплексного соединения состоит из внутренней (координационной) и внешней сфер
[Ag(NH3) 2] Сl Na3 [A1(OH) 6]
внутренняя внешняя внешняя внутренняя
сфера сфера сфера сфера
Внутренняя сфера — группировка, состоящая из центральной частицы —
комплексообразователя (иона или атома) и окружающих его лигандов (аддендов). Количество лигандов, располагающихся вокруг комплексообразователя, называется координационным числом. В приведенных примерах:
Ag+, Al3+ — комплексообразователи; NH3, ОН- - лиганды; 2, 6—
координационные числа.
Внутренняя сфера, называемая также комплексом, может быть положительно или отрицательно заряженной, а также нейтральной, например [Co(NH3)3 C13]°. Лиганды, предоставляя неподеленные пары элек-
тронов, могут координироваться комплексообразователем за счет образования σ-, σ, π- или только π-связей. Число связей, формируемых одним σ
или σ,π-лигандом с центральным атомом, определяет дентатность лиганда.
Встречаются моно-, би-, полидентатные лиганды, например:
В комплексе 1 каждый лиганд NH3 — монодентатный, а в комплексе 2 каждый лиганд NH2 — СН2 — СН2 — NH2 — бидентатный.
Комплексообразователями служат атомы или ионы, имеющие вакантные
Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]