Добавил:
ivanov666
Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.
Вуз:
Предмет:
Файл:Химия. Лабораторный практикум для студентов 1 курса медицинского института, обучающихся по специальности 060101 Лечебное дело
.pdf
Щелочные растворы содержат избыток ионов ОН-; [Н+]<[ОН ]; рН>7;
рОН<7
Обменные реакции в растворах происходят между ионами сильных
электролитов и молекулами слабых электролитов. Равновесие реакций обмена в растворах смещено в сторону образования осадков, газов, молекул слабых электролитов.
В ионном виде реакции обмена записывают следующим образом: силь-
ные растворимые в воде электролиты пишут в виде ионов; слабые электролиты, осадки и газы записывают в виде молекул:
2NaNO2 + H2SO4 → Na2SO4 + 2HNO2- реакция в молеку-
лярном виде
2Na+ + 2NO
-
+ 2H+ + SO
2
2
→ 2Na+ + SO
4
-2
+ 2HNO2- полное
4
ионное уравнение реакции
2NO
-
+ 2Н+→ 2HNO
2
- сокращенное ионное уравнение реакции
2
Свойства химических соединений в растворах определяются характе-
ром их диссоциации (по Аррениусу):
НСl → Н+ + Сl- (кислоты при диссоциации дают в качестве катионов
только катионы Н+);
NaOH → Na++OH- (основания при диссоциации дают в качестве анио-
нов только анионы ОН- );
NaCl→ Na++Cl- (соли при диссоциации дают катионы металлов и ани-
оны кислотных остатков).
Существуют электролиты, которые могут участвовать в химических
реакциях, как в роли основания, так и в роли кислоты. Такие электролиты
называются амфотерными. К ним относятся оксиды и основания некоторых
металлов: цинка, алюминия, свинца, олова, хрома (Ш) и некоторых других.
Они способны диссоциировать как по типу кислот, так и по типу оснований:
2H2O+Sn2++2OH- ↔Sn(OH)2x 2H2O ↔H2[Sn(OH)4] ↔ 2H+ +[Sn(OH)4]23H2O+А13++3OH- ↔ Al(OH)3 х 3H2O↔H3[А1(OH)6] ↔3H++[AI(OH)6]
3-
Добавление сильных кислот и оснований смещает равновесие в одну из
сторон (амфотерные основания реагируют как с кислотами, так и с основаниями, образуя в качестве продуктов реакции соли):
Al(OH)3↓ + ЗНСl → А1С13 + ЗН2О
сплавление
А1(ОН)3↓ + NaOH → NaA102 + 2Н2О
А1(ОН)3↓ + 3NaOH → Na3[Al(OH)6]
Sn(OH)2↓ + 2НС1 → SnCl2+ 2H2O
сплавление
Sn(OH)2 + 2NaOH → Na2Sn02 + 2H2O
Sn(OH)2↓ + 2NaOH → Na2[Sn(OH)4]
51
Протонная (протолитическая) теория Бренстеда и Лоури (1923)
Согласно этой теории кислотой (НА ) называется молекула или ион,
способные быть донором протона (Н
НА ↔ Н
кислота сопряженное основание
+
+
):
+ А-
Согласно теории Бренстеда две частицы, отличающиеся друг от друга
на один протон, представляют собой сопряженную кислотно-основную пару.
Отдавая протон, сопряженная кислота превращается в сопряженное основание. Чем легче молекула или ион отдают протон, тем более сильными кислотными свойствами они обладают.
Сила кислот уменьшается в ряду:
Н+>HClO4>HCl>H2SO4>HNO3>H3PO4>CH3COOH>H2CO3 >H2S>HCN
Основание(В) – молекула или ион, способные присоединять протон:
В + Н
основание сопряженная кислота
+
↔ ВН
+
Чем легче молекула или ион присоединяют протон, тем более силь-
ными основными свойствами они обладают.
Сила оснований уменьшается в ряду:
ОН- > КОН>NаОН >LiOH>Ca(OH)2>(CH3)2NH2>NH3>C6H5NH2
Согласно протонной теории, кислота, отдавая свой протон, превраща-
ется в сопряженное основание по схеме:
кислота I ↔ Н+ + сопр. основание I
HF ↔ Н+ + FCH3COOH ↔ Н
+
+ CH3COO
-
Таким образом, каждой кислоте соответствует сопряженное основа-
ние.
Основание, присоединяя протон, превращается в сопряженную кисло-
ту:
основание II + Н
NH3 + Н
+
+
↔ сопр. кислота II
↔ (NH4)+
Сопряженные кислотно-основные пары, т.е. совокупность кислоты и ее
сопряженного основания или основания и его сопряженной кислоты называют протолитами, а процесс перехода протона от кислоты к основанию
называется протолизом. Переход протона от кислоты к основанию объясняется тем, что эти два вещества имеют разное сродство к протону.
Некоторые вещества способны выступать в одних реакциях в роли до-
нора протона, отдавая его веществам, у которых сродство к протону выше, а
в других – в роли акцептора протона, отнимая его у веществ с меньшим
сродством к протону. Такие вещества называют амфолитами. Амфолиты –
молекулы или ионы, способные отдавать протон тем соединениям, у которых сродство к протону выше, и присоединять протон, отнимая его у со-
единений с меньшим сродством к протону.
Примеры: Н2О, НСО
-
, НSO
3
-
, Zn(OH)2, Be(OH)2 и т.д.
3
52
Типичным амфолитом является вода. Молекула воды способна отдать
протон той молекуле, которая будет его удерживать прочнее; в качестве сопряженного основания в этом случае образуется гидроксид-ион:
Н2О ↔ Н+ + ОНкислота I протон основание I
При наличии вещества, слабо удерживающего протон, молекула воды
может и присоединить протон, выступая в роли основания:
Н2О + Н+ ↔ [ Н3О]+ - ион гидроксония
основание II протон кислота II
Переход протона всегда происходит в сторону образования более
слабых кислот, имеющих большее значение рК
.
а
Типы протолитических реакций:
Реакция нейтрализации – протолитическая реакция переноса протона
от кислоты к основанию, например:
кислота I + основание II ↔ кислота II + основание I
Н2О + NH3 ↔ NН
CH3COOH + Н2О ↔ Н3О
+
+ ОН-
4
+
+ CH3COO
-
Автопротолиз- перенос протона между двумя одинаковыми частицами
амфолита Н2О + Н2О ↔ Н3О
+
+ ОН-
кислота I + основание II ↔ кислота II +
основание I
Реакция гидролиза – протолитический процесс взаимодействия ионов
солей с молекулами воды, приводящий к образованию малодиссоциирующих
соединений.
CH3COO- + Н2О ↔ CH3COOH + ОН-,
Основание I кислота II кислота I основание II
а обратная реакция – нейтрализация уксусной кислоты щелочью. Здесь
имеет место конкуренция воды и слабой уксусной кислоты за обладание протоном.
Несмотря на свои достоинства, теория Бренстеда, как и теория Аррени-
уса, не применима к веществам, проявляющим функцию кислоты, но не содержащих водорода, например галогенидам бора, алюминия и т.д. Поэтому
более общей является электронная теория Льюиса.
Гидролиз солей
Если растворенная в воде соль содержит ионы-остатки слабых кислот
или слабых оснований, то происходит процесс гидролиза соли – обменной реакции ионов соли с молекулами воды, приводящей к образованию молекул и
ионов новых слабых электролитов.
Основные правила написания реакций гидролиза:
1. Гидролизу подвергаются анионы слабых кислот и катионы слабых
оснований, входящих в состав соли.
2. Гидролиз - процесс ступенчатый. На каждой ступени один гидроли-
53
зующийся ион реагирует с одной молекулой воды.
3. В обычных условиях гидролиз протекает только по первой ступени.
Гидролиз усиливается при нагревании и разбавлении растворов солей.
4. Гидролиз – процесс, как правило, обратимый, его равновесие можно
смещать. Добавление одноименных (Н+или ОН) ионов, выделяющихся в
процессе гидролиза, смещает равновесие в сторону уменьшения гидролиза.
Добавление противоположных ионов, связывающих выделяющиеся Н+ или
ОН- ионы в молекулы воды, смещает равновесие в сторону усиления гидролиза.
Типы реакций гидролиза:
1. Соль образована ионами сильного основания и сильной кислоты
(например, NaCl, KNO3 и др.).
NaCI + Н2О → гидролиз не идет (NaOH - сильное основание, НСl -
сильная кислота), рН=7, среда нейтральная.
2. Соль образована ионами сильного основания и слабой кисло-
ты(например: Na2CO3, KSCN и др.).
Na2CO3 + Н2О → гидролиз по аниону (NaOH - сильное основание,
Н2СО3 - слабая кислота).
СО
2-
+НОН ↔НСО
3
-
+ОН-(среда щелочная, рН>7).
3
Na2CO3+HOH ↔NaHCO3+NaOH(1 ступень гидролиза).
Добавление к раствору щелочей (NaOH), содержащих одноименные
ионы (ОН-), вызывает ослабление гидролиза (смещение равновесия влево по
принципу Ле-Шателье). Добавление к раствору кислот усиливает гидролиз за
счет реакции
H++ОН-→Н2О, в результате которой концентрация ионов ОН- в раство-
ре уменьшается, и равновесие гидролиза смещается вправо. Гидролиз усиливается и начинает идти по второй ступени:
НСО
-
+ НОН ↔Н2СО3+ОН-
3
NaHCO3+ НОН ↔ Н2СО3 + NaOH(2 ступень гидролиза).
3. Соль образована ионами слабого основания и сильной кисло-
ты(например, А1С13, FeSO4 и др.).
А1Сl3 + Н2О → гидролиз по катиону (А1(ОН)3 - слабое основание, HCI
- сильная кислота).
Аl3++НОН ↔AIOH2+ + H+(среда кислая, рН<7)
АlCl3 + НОН ↔АlOНСl2 + HCl(1 ступень гидролиза)
4. Соль образована ионами слабого основания и слабой кислоты:
а) соль растворима в воде (например, (NH4)2СО3, NH4NO2 и др,),
(NH4)2СО3+ Н2О → гидролиз идет сразу по катиону и аниону:
2NH
+
+ CO
4
2-
+HOH ↔ NH4OH + HCO
3
-
+NH
3
+
(pH≈ 7)
4
(NH4)2CO3 + НОН ↔NH4OH + NH4HCO3
б) соль нерастворима в воде (например, FeS, ZnSiО3 и др.).
FeS+ Н2О → нерастворимые соли гидролизу не подвергаются.
в) соль разлагается водой(в таблице растворимости стоит прочерк,
например, Fe2S3, А12(СО3)3 и др.). Гидролиз таких солей идет необратимо и
до конца:
54
Fe2S3+6H2O—>2Fe(OH)3↓ +3H2S↑
кислоты
В
h
К
К
HCN
HCNHOH
CN
HCNOH
K
]][[
]][][[
][
]][[
основания
В
h
К
К
OHNH
OHNHOHH
NH
OHNHH
K
]][[
]][][[
][
]][[
4
4
4
4
основаниякислоты
В
h
КК
К
COOCHNH
COOHCHOHNH
K
]][[
]][[
34
34
об щ
гидр
С
С
h
h
Ch
K
h
1
2
Количественно гидролиз описывается величинами константы гидро-
лиза (Kh и степени гидролиза (h).
NaCN + Н2О ↔ NaOH + HCN
CN-+H2O ↔ ОН- +HCN; рН>7
NH4C1 + H2O↔ NH4OH+ HCI
+
NH
+H2O↔H++ NH4OH; pH<7
4
NH4CH3COO + Н2О ↔ NH4OH + СН3СООН
+
NH
+ CH3CОО- + Н2О ↔NH4OH + СН3СООН
4
Степень гидролиза "h" определяет ту часть соли, которая подверглась
гидролизу при данных условиях:
Степень гидролиза связана с константой гидролиза:
В том случае, когда h « 1, Kh= h2C.
Смешивание растворов солей, гидролизующихся по различным ионам
(катиону и аниону) приводит к взаимному усилению гидролиза за счет связывания ионов водорода и гидроксила в молекуле воды (взаимный гидролиз).
Реакцию среды растворов солей, подвергающихся гидролизу, можно
вычислить по формулам:
а) для растворов солей, образованных сильным основанием и слабой
кислотой (гидролиз идет по слабой части - аниону, а среда щелочная – по
сильной части)
рН = 7 + 0,5 рКа + 0,5 lgС
, где рКа – показатель К
(В-)
кислоты, В- - ос-
дис.
нование;
б) для растворов солей, образованных слабым основанием и сильной
кислотой (гидролиз идет по слабой части – катиону, а среда кислая – по
сильной части)
рН = 7 - 0,5 рКв - 0,5 lgС
, где рКв – показатель К
(соли)
основания.
дис.
Гетерогенные равновесия в растворах с осадком
В насыщенных растворах малорастворимых веществ устанавливается
равновесие между осадком (твердая фаза) и ионами электролитов в растворе
(жидкая фаза):
Ag3PO
↔ 3Ag+ + P0
4(тв.)
3-
4
Состояние равновесия характеризуется константой, которая носит
название произведение растворимости, Кпр.
3-
4
]
55
Kпр(Ag3PO4) = [Ag+]3[PO
Произведение растворимости – это произведение концентраций ионов
yx
yx
s
YX
K
S
малорастворимого вещества в его насыщенном растворе в степенях, соот-
ветствующих их стехиометрическим коэффициентам. Числовые значения
произведения растворимости малорастворимых веществ представлены в специальных справочных таблицах (приложение 8).
В присутствии одноименных ионов равновесие смещается в сторону
образования осадка (эффект одноименного иона). В присутствии сильных
электролитов, не содержащих общих ионов, подвижность ионов в растворе
уменьшается и равновесие смещается в сторону большего растворения осадка (солевой эффект).
При смешивании растворов, содержащих ионы, дающие нераствори-
мую соль, начинается выпадение осадка. В первые моменты времени концентрация ионов в растворе велика и осадок выпадает. Постепенно концентрация ионов уменьшается и в растворе устанавливается равновесие.
Условие образования осадка: произведение концентраций ионов в
растворе должно быть больше, чем величина произведения растворимости
данного соединения. Например,
[Са2+][СО
2-
]>Кпр(СаСО3).
3
Условие растворения осадка: произведение концентраций ионов в
растворе меньше, чем величина произведения растворимости данного соединения [Са2+] [СО
2-
] < Кпр(СаСОз).
3
Рассмотрим в общем виде схему растворения малорастворимого веще-
ства типа КХАУ:
КxАy ↔ хKy+ + уАxВыражение произведения растворимости для этого уравнения имеет
вид:
Ks = [Кy+]x [Аx-]y
Обозначим молярную растворимость вещества через "S" . Тогда рас-
твор будет содержать катионов [Ky+]=xS (моль/л), анионов - [Ах-]=yS
(моль/л). Подставим эти обозначения в выражение произведения растворимости : Ks = [xS]x [yS]y . отсюда находим растворимость S:
ПРАКТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ
Лабораторная работа 4
Ионные, гетерогенные равновесия в растворах электролитов
Цель работы: изучить особенности реакций сильных и слабых элек-
тролитов, рН – среды различных электролитов, протолитические равновесия
в растворах солей, гетерогенные равновесия.
Реактивы и оборудование. Кристаллические вещества: нитрат натрия,
сульфит натрия, нитрат цинка, ацетата аммония, цинк. 0,1 М растворы серной, уксусной и соляной кислот, сульфида натрия, хлорида бария, хлорида
56
цинка, гидроксида натрия, гидроксида аммония, хромата натрия, хлорида ме-
Исследуемое
вещество
Цвет универсальной индикаторной бумаги
рН
Реакция среды
NaOH
NH4OH
НСl
СН3СООН
Н2О
ди, сульфида натрия, нитрата серебра; 0,01 М растворы хлорида кальция, ок-
салата натрия, сульфата натрия. Пробирки, часовые стекла, универсальная
индикаторная бумага, бюретки.
Порядок выполнения работы:
Опыт 1. Сильные и слабые электролиты
В отдельные пробирки налейте по 2 мл разбавленных растворов: а) со-
ляной кислоты; б) уксусной кислоты. В каждую пробирку положите по грануле цинка. Сравните интенсивность выделения газа в двух пробирках.
Объясните наблюдаемое. Напишите уравнения реакций в молекуляр-
ной и ионной формах.
Опыт 2. Определение рН в кислых, щелочных и
нейтральных средах
На предметное стекло положите небольшие кусочки универсальной
индикаторной бумаги и стеклянными палочками нанесите на них по капле
дистиллированной воды, растворов NaOH, NH4OH, НСl, СН3СООН. С помощью цветовой шкалы определите рН в нейтральной, щелочной и кислой средах. Результаты впишите в таблицу 1.
Таблица 1 – Результаты опыта 2
Сделайте вывод о величине рН в растворах различных электролитов.
Опыт 3. Определение реакции среды в растворах солей
В отдельные пробирки добавьте по нескольку кристалликов следую-
щих солей: нитрата натрия, сульфита натрия, нитрата цинка, ацетата аммония. Растворите соли в 1-2 мл дистиллированной воды. На предметное стекло
положите кусочки универсальной индикаторной бумаги и определите рН
растворов солей. Рассчитайте значения рН для 0,1 М растворов приведенных солей. Результаты внесите в таблицу 2.
57
Таблица 2 – Результаты опыта 3
Исследуемое вещество
Цвет универсальной индикаторной
бумаги
рН
экспериментальный
рН
расчетный
Уравнение реакции гидролиза соли в молекулярном
и ионном виде
NaNO3
Na2SO3
Zn(NO3)2
CH3COONa
Катионы
Анионы
Концентрация
ионов до
смешивания,
моль/л
Концентрация
ионов после
смешивания,
моль/л
∏с
КПр
Наблюдения
Са2+
С2О
4
2-
0,01
Са2+
SО
4
2-
0,01
Укажите сопряженные кислотно-основные пары в уравнениях гидро-
лиза солей.
Опыт 4.Условия образования осадка
В 2 пробирки налейте по 2 мл 0,01 М раствора хлорида кальция. В одну
пробирку добавьте 2 мл 0,01 М раствора оксалата натрия, а в другую- 2 мл
0,01 М раствора сульфата натрия. Рассчитайте величину ∏с. Результаты
наблюдений и расчетов внесите в таблицу 3.
Таблица 3 – Результаты опыта 4
Объясните, при каком соотношении между величинами ∏с и КS проис-
ходит образование осадка.
Опыт 5. Перевод одного осадка в другой
а). Смешайте 5-6 капель раствора нитрата серебра с 2 - 3 каплями рас-
твора хлорида натрия и наблюдайте образование белого осадка хлорида серебра. Добавьте в ту же пробирку 2-3 капли раствора хромата натрия, а затем
такое же количество сульфида натрия. Сравните произведения растворимости и объясните изменение цветов осадков.
б). Повторите эксперимент, изменив порядок смешивания растворов; к
раствору нитрата серебра добавьте последовательно хлорид натрия, сульфид
натрия и хромат натрия. Объясните наблюдаемое изменение цвета.
Приведите уравнения всех реакций в молекулярной и ионной форме.
58
Вопросы по теме:
1. Какие электролиты называются сильными? Приведите примеры.
2. Что такое ионная сила раствора, активность, коэффициент актив-
ности.
3. Какие электролиты относят к слабым. Приведите примеры.
4. Константы диссоциации слабых кислот и оснований. Приведите
выражения Кд. для следующих слабых электролитов: CH3COOН, Н2SO3,
Zn(ОН)2, NH4OH. Если электролит диссоциирует ступенчато, то для каждой
ступени.
5. Как связаны степень и константа диссоциации?
6. Что такое кислота и основание по Брёнстеду.
7. Что такое протолиты?
8. Что означает ионное произведение воды?
9. Что такое произведение растворимости?
10. Назовите условия образования и растворения осадка.
59
ЗАНЯТИЕ 7
БУФЕРНЫЕ РАСТВОРЫ
Содержание темы
Буферные растворы. Состав, механизм буферного действия, расчет рН
буферных растворов (уравнение Гендерсона—Гассельбаха). Буферная емкость. Главные буферные системы в организме человека.
Наиболее важные понятия: Буферное действие, интервал буферного
действия, буферная емкость.
Домашнее задание для подготовки к занятиям: ЕОХ, с. 108-118.
Разобрать примеры ПЗХ с.91-104.
Пример САРСа, выполняемого на занятии
1. Рассчитайте рН буферного раствора, приготовленного из 80 мл
0,1 н раствора СН3СООН и20 мл 0,1 н раствора СН3СООNa.
Ка (СН3СООН) = 1,74 •10-5.
2. Рассчитайте значение рН аммиачного буфера, в 1 л которого со-
держится 0,1 моль аммиака и 0,2 моль нитрата аммония NН4NО
Константа-
3.
диссоциации аммиака Кb=1,76•10-5.
3. Вычислите рН аммиачного буферного раствора, содержащего в
500 мл 5,25 г гидроксида аммония и 4,01 г хлорида аммония. Константадиссоциации аммиака Кb=1,76•10-5.
4. К 10 мл 0,1 М раствора формиата натрия НСООNa прибавили 5
мл 0,05 М раствора соляной кислоты. Обладает ли полученный раствор буферным действием?
Краткая теоретическая часть
Буферные растворы
Буферными называются растворы, рН которых практически не изменя-
ется от добавления к ним небольших количеств сильной кислоты или щелочи, а также при разведении. К числу исключительных свойств живых организмов относится их способность поддерживать постоянство рН биологических жидкостей, тканей и органов – кислотно-основной гомеостаз. Это постоянство обусловлено наличием нескольких буферных систем, входящих в
состав этих тканей.
Для того чтобы раствор обладал буферными свойствами, в нем должны
содержаться слабая кислота и сопряженное основание (соль) или слабое основание и сопряженная кислота (соль). При добавлении к такому раствору
сильной кислоты она будет вступать в реакцию нейтрализации с присутствующим в растворе основанием, в результате чего концентрация Н+ в растворе увеличится незначительно и заметного уменьшения рН не произойдет.
Точно также будет действовать и добавленное сильное основание.
Простейший буферный раствор – это смесь слабой кислоты и соли,
имеющей с этой кислотой общий анион или слабого основания и соли, образованной слабым основанием.
60
Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]