Добавил:
ivanov666
Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.
Вуз:
Предмет:
Файл:Химия. Практикум
.pdf
)22(108,1
]][[
16
2
2
C
OH
OHH
K
o
OH
)22(1056,55108,1]][[
1416
COHHK
o
W
ПРАКТИЧЕСКОЕ ЗАНЯТИЕ № 14
Водные растворы
1. Перечень вопросов, рассматриваемых на практическом занятии
1. Вода. Ионное произведение воды. Водородный показатель среды
(рН).
2. Гидролиз солей.
3. Буферные растворы.
4. Жесткость воды.
2. Теоретическая часть
2.1 Вода. Ионное произведение воды.
Водородный показатель среды (рН)
Вода является слабым электролитом и весьма незначительная часть ее
молекул диссоциирует на ионы (1 молекула из 550 млн. молекул воды). Диссоциацию воды записывают следующим образом:
Н2О + Н
О ↔ Н
2
О
3
+
+ ОН
–
или упрощенно:
Н
О ↔ Н+ + ОН,
2
откуда
Для воды и разбавленных водных растворов при неизменной температуре
произведение концентрации ионов водорода(Н
ионов (ОН
-
) является величиной постоянной и называется ионным произведе-
+
) на концентрацию гидроксид-
нием воды (КW):
.
Если [Н+]= [ОН
-
]= 10
-14
= 10
-7
м/л, то такой раствор называется нейтраль-
ным.
Если [Н
Если [Н
+
] > 10
+
] < 10
-7
м/л > [ОН
-7
м/л < [ОН
-
], то такой раствор называют кислым.
-
], то такой раствор называют щелочным или ос-
новным.
Кислотные и основные свойства электролитов обычно характеризуют ве-
личиной концентрации ионов водорода рН. Водородный показатель (рН) – это
121
десятичный логарифм концентрации ионов водорода, взятый с обратным зна-
ком:
рН = – lg[Н+].
С помощью рН характер среды можно представить следующим образом:
рН = 7 — нейтральная среда;
рН < 7 — кислая среда;
рН > 7 — щелочная среда.
В отдельных случаях для характеристики кислотности или щелочности
используют гидроксидный показатель:
рОН = – lg[OН-].
Тогда, если рОН = 7 — нейтральная среда; рОН < 7 — щелочная среда;
рОН > 7 — кислая среда.
Используется также выражение: рН + рОН = рКw= 14.
2.2 Гидролиз солей
Гидролиз солей — обратимое взаимодействие солей с водой, приводящее
к образованию слабого электролита и изменению концентрации ионов водоро-
да. Реакция гидролиза — реакция, обратная реакции нейтрализации.
Гидролизу подвергается лишь часть соли и в растворе устанавливается
химическое равновесие между солью, не подвергшейся гидролизу, и образую-
щими ее кислотой и основанием.
Количественно гидролиз характеризуется степенью гидролиза (h) и кон-
стантой 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:
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 Н
О ↔ Н+ + ОН- не нару-
2
шается, и рН остается близким к 7.
2) Соль образована катионом сильного основания и анионом слабой кис-
лоты. В этом случае часть ионов водорода из воды связывается в молекулы
слабой кислоты, а ионы ОН
-
накапливаются, т.е. среда становится щелочной
(рН > 7). Такой тип гидролиза называется гидролизом по аниону и в общем ви-
де может записан так:
122
-
А
+ НОН ↔ НА + ОН-.
Если соль содержит многозарядный анион слабой кислоты, то ее гидро-
лиз протекает ступенчато.
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 гидроли-
зу. Согласно принципу Ле Шателье, гидролиз солей этого типа подавляется при
подщелачивании растворов.
3) Соль образована катионом слабого основания и анионом сильной кислоты. В этом случае гидролизу подвергается катион. В общем виде ионное
уравнение записывается так:
Kat- + НОН ↔ KatOH + Н-.
В холодных и умеренно концентрированных растворах гидролиз солей
ограничивается одной 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) Соль образована катионом слабого основания и анионом слабой кисло-
ты. В растворах таких солей катион и анион принимают участие в процессе
гидролиза:
Pb (CH3COO)2 + H2O = CH3COOH + Pb(OH) (CH3COO).
В ионном виде:
Pb2+ + HOH = PbOH+ + H+;
CH3COO + HOH = CH3COOH + OH-.
Реакция среды раствора близка к нейтральной (рН~7) и зависит от отно-
сительной силы кислоты и основания, образующих соль.
2.3 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) рН≈4–5 и аммонийная буферная смесь
(NH3∙H2O+NH4Cl) рН≈8–9. Характеристикой буферного раствора служит бу-
ферная емкость. Под буферной емкостью понимают количество грамм–
эквивалентов сильной кислоты или сильного основания, которое нужно добавить к 1 л буферной смеси, чтобы сдвинуть рН раствора на единицу. Отсюда,
123
чем концентрированней буферный раствор, тем он обладает большей буферной
емкостью.
2.4 Жесткость воды
Жесткость представляет собой одну из основных характеристик показа-
теля качества воды.Растворимые в воде соли кальция и магния обусловливают
ее жесткость. Различают жесткость временную (карбонатную) и постоянную
(некарбонатную). Временная жесткость зависит от растворенных в воде гидрокарбонатов кальция и магния Ca (HCO3)2 и Mg (HCO3)
. Она устраняется кипя-
2
чением воды, вследствие чего растворимые гидрокарбонаты кальция и магния
переходят в нерастворимые карбонаты
Постоянная жесткость обусловлена присутствием в природных водах
растворимых солей кальция, магния (сульфатов, хлоридов и др.) – MgCl2,
MgSO4, CaCl2, CaSO4.
Сумма карбонатной и некарбонатной жесткости дает общую жесткость
воды.
Жесткость воды в России выражают суммой миллиграмм-эквивалентов
ионов кальция и магния в 1 литре воды.
Наиболее эффективным способом очистки природных вод является метод
ионообменной хроматографии. Этот метод заключается в использовании гигантских молекул синтетических смол, называемыми ионообменными смолами.
В этом способе процесс очистки воды проходит в два этапа, на каждом из кото-
рых вода очищается или от катионов, или от анионов.
В качестве катионообменных смол используют смолы, содержащие ак-
тивные кислотные группы -SO3H, -COOH, -OH, в которых ион водорода способен замещаться на катионы, например:
2R – COOH + Ca
2+
= (R – COO)2Ca2+ + 2H+,
где R — углеводородный радикал.
В анионообменных смолах активными группами являются замещенные
аммонийные основания, ОН- — группы которых способны замещаться на анионы, например:
2[R – NH3]+ [OH]- + SO4 = [R – NH3]2SO4 + 2OH
-
где R — углеводородный радикал.
В результате реакций в воде остаются ионы Н
+
и ОН
-
, которые соединя-
ются в молекулы воды:
+
Н
+ ОН
-
124
= Н
О.
2
3. Литературные источники
1. Коровин Н.В. Общая химия. Учебник для технических направлений и
спец. вузов. — М.: Высшая школа, 2008. — С.224–231.
2.Тихонов Г.П. Общая химия. Часть 1. Учебное пособие для самостоя-
тельной подготовки студентов. — М.: Альтаир–МГАВТ, 2008. — С.35–39.
3.Тихонов Г.П., Минаева И.А., Пономарев А.Я. Химия на водном транс-
порте. Учебное пособие. — М.: МГАВТ–Альтаир, 2012. — С.148–162.
4. Порядок проведения занятия и зачета по работе
В начале занятия преподаватель кратко напоминает студентам о физиче-
ских и химических свойствах воды. Затем по теме заслушиваются следующие
самостоятельно подготовленные сообщения студентов (рефераты):
1. Ионное произведение воды. Водородный показатель среды.
2. Буферные растворы.
Рассматриваются решения задач из раздела №5.
В ходе обсуждений доложенных положений в форме диалога между пре-
подавателем и самими студентами в интерактивной форме рассматриваются и
обсуждаются следующие основные вопросы:
1. Гидролиз солей.
2. Жесткость воды.
По результатам доложенных рефератов, разбора решения задач из раздела
№5 и хода обсуждения вопросов, вынесенных на занятие, преподаватель при-
нимает решение о зачете данной работы отдельно каждым студентом.
5. Задание на самостоятельную работу
4.1. Изучить по предложенным литературным источникам тему «Водные
растворы».
4.2. Решить 2 задачи, предложенные преподавателем, из раздела 5 «Зада-
чи для самостоятельного решения».
6. Задачи для самостоятельного решения
1. На судах Северного бассейна для внутрипарогенераторной обработки
воды используют Na3PO4. Рассчитайте, сколько граммов тринатрийфосфата
необходимо прибавить к 500 л воды, чтобы устранить жесткость, равную
2 мг-экв/л: а) 109,4; б) 2,0; в) 54,6; г) 164; д)10?
125
2. Для умягчения 500 л воды потребовалось 100 г Na2CO3. Чему равна
жесткость подлежащей обработке воды (мг–экв/л): а) 4; б) 106; в) 2; г) 53; д) 8?
3. Общая жесткость воды в реке Енисей в районе г. Красноярска равна
1,3 мг-экв/л. Сколько необходимо взять граммов Na2CO
чтобы устранить
3,
жесткость 500 л воды: а) 1,3; б) 34,45; в) 68,90; г) 53; д) 106?
4. Для того, чтобы предотвратить образование накипи, проводят допаро-
генераторную подготовку воды. Сколько граммов извести Ca(ОН)2 необходимо
добавить к 1 м
3
воды, чтобы устранить ее временную жесткость, равную 5,0 мг-
экв/л: а) 74; б) 18,5; в) 5,0; г) 370; д) 185?
5. Определите рН 0,001 н. раствора НCl: а) 0,001; б) 1; в) 2; г) 3; д) 10?
6. Определите рН 0,001 н. раствора КОН: а) -2; б) 2; в) -12; г) 12; д) 16?
7. ОН раствора равен 2. Какова концентрация ионов водорода (М/л):
а) 2; б) 12; в) 10-2; г) 0,02; д) 10
-12
?
8. Смешиваются равные объемы 0,05 М HBr и 0,04 М NaOH. Вычислите
рН полученного раствора: а) 2; б) 4; в) 1; г) 6; д) -?
9. рН раствора равен 8. Вычислите концентрацию ионов гидроксида
(М/л): а) –lg10-8; б) lg10
-6
; в) 10
-8
; г) ln10
-8
; д) 10
-6
?
10. Смешиваются равные объемы 0,2 М HNO3 и 0,1 М Ca(ОН)2. Вычисли-
те рН полученного раствора: а) 1; б) 7; в) 13; г) 14+lg1∙10-1; д) –lg4∙10-1?
11. Указать, какие из перечисленных солей (Na2CO3, NaCl, K2S, KBr) под-
вергаются гидролизу: а) NaCl и Na2CO3; б) NaCl, Na2CO
K2S, KBr; г) Na2CO
S; д) KBr и NaCl; е) K2S, KBr; ж) Na2CO3 и KBr?
3, K2
S, KBr; в) NaCl,
3, K2
12. Для того, чтобы усилить гидролиз соли Pb(NO3)2 необходимо допол-
нительно ввести в раствор: а) NH4NO3; б) HNO3; в) NaOH; г) H2O?
126
лм
OH
H /10
10
10
][
10
][
11
3
1414
лм
H
OH /10
10
10
][
10
][
9
5
1414
13. Добавление каких из перечисленных ниже реагентов к раствору FeCl3
усилит гидролиз соли: а) НCl; б) NaOH; в) ZnCl
14. Какую реакцию среды имеет водный раствор соли К2СО
а) кислая; б) щелочная; в) нейтральная?
15. Какую реакцию среды имеет водный раствор соли ZnCl2:
а) кислая; б) щелочная; в) нейтральная?
16.Какую реакцию среды имеет водный раствор соли NaCl:
а) кислая; б) щелочная; в) нейтральная?
7. Примеры решения задач
1. Концентрация [OH] = 10
-3
м/л. Определить концентрацию [H+] и pH
раствора.
Решение:
Поскольку ионное произведение воды [H+][OH] = 10
; г) Н
2
О?
2
-14
, то
:
3
, тогда pH = -lg[H+] = -lg10
лочная.
2. pH раствора = 5. Определить концентрации [H+] и [OH].
Решение:
pH = 5 — среда кислая, т.е. pH = -lg[H+] = 5. [H+] = 10
ионное произведение воды [H+][OH] = 10
3. Определить pH 0,0001M раствора NaOH.
Решение:
Щелочь NaOH в водном растворе практически нацело диссоциирует на
ионы Na+ и OH-: NaOH = Na+ + OH-.
-14
, то
-11
= 11 и среда ще-
-5
м/л и поскольку
.
Поскольку щелочь NaOH однокислотное основание, молярная концентрация эквивалента NaOH в растворе будет равняться молярной концентрации
NaOH, т.е. C
Mэ (NaOH) = CM (NaOH) =
0,0001 м/л. Концентрация OH-ионов в растворе
127
лм
C
K
C
OH
w
H
/10
10
10
10
4
14
лм
C
K
С
OH
w
H
/10
1
10
1414
будет равняться концентрации щелочи NaOH, поскольку NaOH сильный электролит:COH = C
= 0,0001м/л = 10
NaOH
-4
м/л.
Концентрация OH-ионов связана с концентрацией H+-ионов ионным произведением воды Kw:Kw=CHCOH = 10
-14
(22oC).
Поэтому
, pH = -lgCH+ = -lg10
-10
м/л = 10.
4. Смешиваются равные обьемы 3M раствора KOH и 2M раствора HCl.
Вычислите pH раствора.
Решение:
Щелочь КОН — однокислотное основание, НСl — одноосновная кислота,
поэтому при реакции между 3 м/л КОН и 2 м/л НСl по реакции:
KOH + HCl = KCl + H2O
полной нейтрализации раствора не происходит, и в растворе в избытке остается
1 м/л КОН.
Cледовательно, концентрацию ионов водорода H+ и концентрацию гидроксид–ионов OH- в растворе, и pH раствора будет определять избыток KOH.
Щелочь KOH практически нацело диссоциирует в растворе:
KOH = K+ + OH-.
Таким образом, в водном растворе концентрация OH– ионов будет равна
концентрации KOH, т.е. 1 м/л. Концентрации OH– ионов и ионов H+ связаны
ионным произведением воды Kw: Kw = CH+C
OH-
= 10
-14 (22o
C).
Отсюда:
, pH = - lgCH+ = -lg10
-14
= 14.
5. Раствор содержит 0,02 моля HCl и 0,02 моля CH3COOH в 1л. Чему
равна концентрация ионов водорода H+ (м/л) и pH раствора?
Решение:
HCl — соляная кислота, сильный электролит, поэтому она практически
нацело диссоциирует на ионы H+ и Cl-: HCl = H+ + Cl-.
CH3COOH — уксусная кислота, слабый электролит, поэтому она диссоциирует на ионы в слабой степени: CH3COOH=CH3COO- + H+.
В присутствии сильного электролита HCl, имеющего общий ион (H+) c
ионами, образующимися при диссоциации CH3COOH, диссоциация CH3COOH
128
будет значительно подавлена и концентрация ионов H+ в растворе будет преимущественно определяться концентрацией ионов H+ сильной кислоты HCl.
Следовательно, CH+ = C
новная) и pH = -lgC[H+] = -lg2
= 0,02 м/л (поскольку HCl — кислота одноос-
HCl
10-2 = 2 – lg2 = 2 – 0,3 = 1,7.
6. Какую реакцию среды имеет водный раствор соли ZnCl2?
Решение:
В водном растворе соль ZnCl
практически полностью диссоциирует на
2
ионы Zn2+ и Cl-: ZnCl2 = Zn2+ + Cl-.
ZnCl2- соль, образованная сильной кислотой HCl и слабым основанием
Zn(OH)2, подвергается гидролизу (гидролиз идет по катиону):
1 ступень гидролиза
ZnCl2 + H2O = Zn(OH)Cl + HCl;
Zn2+ + 2Cl- + H2O = Zn(OH)+ +Cl- + H+ + Cl-;
Zn2+ + H2O = Zn(OH)+ + H+.
2 ступень гидролиза
Zn(OH)Cl + H2O = Zn(OH)2 + HCl;
Zn(OH)+ + Cl- + H2O = Zn(OH)2 + H+ + Cl- ;
Zn(OH)+ + H2O = Zn(OH)2 + H+.
В результате гидролиза накапливаются ионы водорода H
+
, поэтому
реакция среды будет кислая и pH<7. Гидролиз по II ступени идет в значительно
меньшей степени, чем по I ступени.
7. Как усилить гидролиз соли Pb(NO3)2?
Решение:
В водном растворе соль Pb(NO3)2 практически полностью диссоциирует
на ионы Pb2+ и NO3: Pb(NO3)2 = Pb2+ + 2NO3.
Соль Pb(NO3)2, образованная сильной кислотой HNO3 и слабым
основанием Pb(OH)2, подвергается гидролизу.
Гидролиз соли Pb(NO3)2 протекает ступенчато (гидролиз идет по
катиону):
1 ступень гидролиза
Pb(NO3)2 + H2O = Pb(OH)NO3 + HNO3;
Pb2+ + 2NO3 + H2O = Pb(OH)+ + NO
-
+ H+ + NO3;
3
Pb2+ + H2O = Pb(OH)+ + H+.
129
мольмг
М
мМ
PONaЭ
PONaЭ
/7,54
3
164
3
1
)(
)(
43
43
л
эквммоль
VМ
л
эквммоль
Ж
HClЭOH
НСд
4
2
3
40
1,0
44
см
M
V
HCl
Э
HCl
При гидролизе по 1 и 2 ступеням в растворе накапливаются H+- ионы.
Реакция среды кислая, pH < 7. Для усиления гидролиза в систему необходимо
вводить гидроксид–ионы ОН
связывать образующиеся при гидролизе ионы Н
–
добавлением NaOH или КОН. ОН– — ионы будут
+
в молекулы Н2O, смещая
равновесие в правую сторону, в сторону продуктов гидролиза, в соответствии с
принципом Ле Шателье. Незначительно усилить гидролиз можно разбавлением
раствора Н
O или повышением температуры раствора.
2
8. Сколько граммов Na3PO4 надо прибавить к 500 л воды, чтобы
устранить ее карбонатную жесткость, равную 5 ммоль–экв/л?
Решение:
Согласно закону эквивалентов, сколько ммоль–эквивалентов веществ,
определяющих жесткость воды, столько же требуется ммоль–эквивалентов
соли Na3PO4, чтобы устранить эту жесткость.
Подсчитаем, сколько требуется ммоль–эквивалентов Na3PO4 для
устранения карбонатной жесткости воды: 5,5
500 = 2750 ммоль–эквивалентов.
Для нахождения массы соли Na3PO4, требующейся для устранения
жесткости, количество ммоль–эквивалентов надо умножить на 1мМ
Э (Na3PO4)
Масса Na3PO4 будет равна:
m
(Na3PO4)
= 1мМ
Э (Na3PO4)
2750 = 54,7
2750 = 150425 мг или 150,425 г.
9. Жесткость воды в которой растворен только гидрокарбонат кальция,
равна 4 ммоль–экв/л. Сколько 0,1 Мэ раствора HCl потребуется для реакции с
гидрокарбонатом кальция, содержащимся в 75 см
3
этой воды?
Решение:
Согласно закона эквивалентов, для нейтрализации жесткости требуется
количество эквивалентов HCl, равное жесткости воды в ммоль-экв/л:
.
Отсюда
.
130
Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]