Химия_1 / prakticheskie

10. Розрахуйте, чи буде утворюватися осад малорозчинного хромату кальцію СаCrО4 (ДР = 7,1 10 4) при зливанні рівних

об ємів 0,1М розчинів CaCI2 і K2CrO4.

Відповідь: осад випаде.

11. ДИСОЦІАЦІЯ ВОДИ . ГІДРОЛІЗ СОЛЕЙ

Мета вивчення теми:

-обчислювати pH і pOH, концентрацію іонів Н+ і OН - у водних розчинах;

-складати іонні і молекулярні рівняння реакцій гідролізу солей.

Для води як слабкого електроліту константу рівноваги дисоціації можна записати так:

H2О Н+ + ОН-

Кд = [ Н+] [ОН -] /[Н2O] ,

звідки вважаючи на практично сталу концентрацію води

КН2О = [Н+] [ОН -] = Кд [Н2O] = КН2О

Величина КН2O називається іонним добутком води. При 250С КН2O = 10-14. Значить, у воді і водних розчинах концентрації іонів [ Н+] та [ОН -] пов’язані одна з одною:

Замість концентрацій іонів Н+ і ОН- зручніше користуватися їхніми десятковими логарифмами, взятими зі зворотним знаком; ці величини позначаються символами pH і pOH і називаються відповідно:

pH = -lg [ Н+] - водневий показник; pOH = -lg [OН-] - гідроксильний показник; pH + pOH = 14.

111

Водневий і гідроксильний показники можуть служити мірою кислотності або лужності водних розчинів:

в кислих розчинах pH 7, а pOH 7;

Приклад 1. Обчислити pН розчину, у 2 л якого знаходиться 0,8 г NaOH. Дисоціацію лугу вважати повною.

Розв’язання. Луг дисоціює цілком ( = 1), і з однієї молекули NaOH утворюється один іон OH- (n = 1):

NaOH Na+ + ОН-

Обчислимо молярну концентрацію іонів ОН- у цьому розчині: [OН-] = m(NaOH) /(М(NaOH) V) = 0,8 /(40 2) = 10-2 моль/л.

Обчислимо pOH розчину: pOH = -lg [OН-] = -lg 10-2 = 2. Враховуючи, що pH + pOH = 14, знаходимо pH:

pH = 14 – pOH = 14 – 2 = 12.

Реакцію розчину (кислий або лужний характер середовища) на практиці можна визначити за допомогою індикаторів – слабких органічних кислот або основ, що мають різне забарвлення в дисоційованій і молекулярній формах. Забарвлення деяких з них у різних середовищах приведені у таблиці.

Реакції нейтралізації, у яких беруть участь слабкі кислоти або основи, оборотні, тобто можуть протікати не тільки в прямому, але і в зворотному напрямку. Тому гідроліз солі є оборотним процесом стосовно реакції нейтралізації:

Отже, при розчиненні у воді солі , до складу якої входить аніон слабкої кислоти або катіон слабкої основи, протікає процес гідролізу – обмінної взаємодії солі з водою, у результаті якого утворюється слабка кислота або слабка

112

основа. Оскільки нейтралізація супроводжується виділенням теплоти, то гідроліз є ендотермічним процесом (∆H > 0). Крім того, гідроліз – оборотний процес.

При складанні іонних рівнянь гідролізу солей виходьте з того, що з водою взаємодіють ті катіони або аніони, що з іонами води (Н+ або ОН-) можуть утворити слабкі електроліти. Наприклад, якщо розчинити у воді хлорид міді CuCl2 або сульфід натрію Na2S, то в першому випадку з водою будуть взаємодіяти іони Cu2+, а в другому – іони S2- по таких схемах:

а) I стадія :

Cu2+ + Н2О (CuОН)+ + Н+ ; CuCl2+ Н2О Cu(ОН)Сl + НСl

П стадія:

(CuОН)+ +Н2О Cu(ОН)2+Н+; Cu(ОН)Сl+Н2О Cu(ОН)2+НСl

б) I стадія:

S2- +Н2О НS- +ОН- ; Na2S +Н2О NaНS +NaОН П стадія:

НS-+Н2О Н2S + ОН-; NaНS +Н2О Н2S +NaОН.

Отже, у реакції гідролізу можуть фактично брати участь або катіон основного залишку, якщо сіль утворена слабкою основою і сильною кислотою (як CuCl2), або аніон кислотного залишку, якщо сіль утворена слабкою кислотою і сильною основою (як Na2S ), або одночасно і катіон, і аніон, якщо сіль

113

утворена слабкою основою і слабкою кислотою (як

CH3COONН4) :

CH3COONН4 NН4+ + CH3COO-

NН4++ CH3COO- + Н2О NН4ОН + CH3COOН

CH3COONН4 + Н2О NН4ОН + CH3COOН.

Запам'ятайте, що якщо катіон або аніон, що беруть участь у гідролізі, багатозарядні, то гідроліз протікає по стадіях, при чому число стадій дорівнює абсолютній величині заряду відповідного іона. Тому гідроліз СuCl2 і Na2S протікає в дві стадії, а гідроліз Al(NO3)3 - в три, оскільки катіон алюмінію має заряд +3. Переважно гідроліз перебігає по першій стадії.

Деякі солі (найчастіше утворені слабкою нерозчинною основою і дуже слабкою летючою кислотою) піддаються повному гідролізу. Такі солі не можуть існувати у водних розчинах, тому що цілком розкладаються водою на відповідні основу і кислоту, як, наприклад, сульфід або карбонат алюмінію (Al2S3, Al2(CO3)3 та ін.). У таблицях розчинності проти таких солей стоїть прочерк "-". Про це не можна забувати при складанні рівнянь реакцій обміну між розчинами електролітів.

Приклад 2. Скласти рівняння реакцій, що протікають при зливанні водних розчинів хлориду хрому (Ш) і сульфіду натрію.

Розв’язання. Спочатку запишемо рівняння реакції, знаючи, що при обмінній взаємодії двох солей повинні утворитися дві нові солі:

2CrCl3 + 3Na2S = Cr2S3 + 6NaCl.

Користуючись таблицею розчинності солей, перевіряємо, чи існують продукти реакції у водному розчині. Хлорид натрію існує, а проти сульфіду хрому(Ш) стоїть прочерк, тобто ця сіль піддається повному гідролізу. Тому не можна обмежитися вищенаведеним рівнянням реакції, а треба написати ще одне - повний гідроліз сульфіду хрому(Ш) - і скласти обидва рівняння. Тоді маємо для сумарного процесу:

114

Cr2S3 + 6 H2O = 2Cr(OH)3 + 3H2S .

Сумарне рівняння повного гідролізу:

2CrCl3 + 3Na2S + 6H2O = 2Cr(OH)3 + 3H2S + 6NaCl,

і в іонно-молекулярному вигляді:

2Cr3+ + 3S2- + 6H2O = 2Cr(OH)3 + 3H2S .

У результаті протікання гідролізу зміщується рівновага дисоціації води, і у розчині солі з'являється деякий надлишок іонів H+ або OH-. Це приводить до зміни кислотності або лужності середовища. Варто пам'ятати, що характер середовища розчину солі визначається більш сильним з утворюючих її компонентів. Так, розчин солі Na2CO3 має

лужне середовище (рН 7), тому що ця сіль утворена сильною основою NaOH і слабкою кислотою H2CO3, а розчин солі

ZnCl2 – кисле (рН 7), тому що вона утворена сильною кислотою HCl і слабкою основою Zn(OH)2. Якщо ж сіль утворена слабкою кислотою і слабкою основою, то середовище розчину такої солі може бути або слабокислим, або слаболужним. Останнє залежить від співвідношення констант дисоціації утворюючих сіль слабкої основи і слабкої кислоти.

Приклад 3. Визначити реакцію середовища розчину ціаніду амонію.

Розв’язання. Ціанід амонію в розчині дисоціює на іони:

NH4CN NH4+ + CN-.

Оскільки ця сіль утворена слабкою основою NH4OH і слабкою кислотою HCN, то в реакції гідролізу беруть участь і катіон, і аніон:

NH4+ + CN- + H2O NH4OH + HCN

або в молекулярній формі:

NH4CN + H2O NH4OH + HCN.

115

У результаті реакції утворяться слабка основа і слабка кислота, але так як KД( NH4OH ) = 1,8 ·10-5 КД(HCN) = 8·10-

10,

то середовище розчину буде слабколужним.

Оскільки гідроліз – процес оборотний, то зміщуючи його рівновагу (додаванням до розчину солі різних речовин – кислот, основ, води) можна гідроліз зменшити або підсилити.

Так, наприклад, гідроліз солі ZnCl2 зменшується при додаванні до розчину кислоти:

Zn2+ + H2O Zn OH+ + H+ НСl H+ + Сl-

Підсилити гідроліз можна також шляхом розведення солі або нагріванням.

Кількісними характеристиками процесу є ступінь ( г) і константа (Кг) гідролізу. Перша показує частку розчинених молекул солі, що піддалися гідролізу і виражається в % або в частках одиниці:

г = Nг / Nзаг

де Nг – число молекул солі, що піддалися гідролізу, а Nзаг – загальна кількість молекул солі.

Друга величина (Кг) фактично є константою рівноваги реакції гідролізу. Взаємозв'язок між г і Кг виражається так:

116

Ва(ОН)2, якщо ступінь дисоціації Ва(ОН)2 дорівнює 90%. Відповідь:рН =12,26; рОН=1,74.

3.Кислі стічні води після травлення виробів зі сталі

послідовно нейтралізують вапняним молоком до рН=8. Обчисліть концентрацію іонів Н+ і ОН- в отриманих розчинах.

Чому дорівнює рОН у цьому розчині?

Відповідь: [H+] = 10-8 моль/л; [ОH-] =10-6 моль/л; рОН=6.

4.У 5 л шахтної води однієї із шахт Донбасу утримується

0,05 молей азотної кислоти. Вважаючи дисоціацію кислоти повною, обчисліть концентрацію іонів ОH- у цій воді.

Відповідь:10-12 моль/л.

5. Обчисліть рН 0,001н розчину КОН, якщо = 100%. Яке забарвлення набуде лакмус у цьому розчині?

Відповідь : рН =11.

6. Які солі із наведених нижче будуть піддаватися гідролізу при розчиненні у воді: NaCl, K2CO3, Al(NO3)3, ZnCl2, (NH4)2S ?

Складіть рівняння реакцій гідролізу цих солей в іонному та іонно-молекулярному вигляді і вкажіть значення рН у розчинах даних солей (більше або менше 7).

7.Які солі із приведених нижче будуть піддаватися повному

гідролізу при розчиненні у воді: NaCl, Na2CO3, Al2(CO3)3, SnSO3, FeCl3? Складіть рівняння реакцій гідролізу цих солей в іонному і іонно-молекулярному вигляді.

8.При зливанні водних розчинів карбонату натрію і сульфату алюмінію випадає білий осад і виділяється газ. Яка речовина випадає в осад? Який газ виділяється? Складіть рівняння реакцій, що протікають у розчині, у молекулярному та іонномолекулярному вигляді.

9.В окремих пробірках знаходяться розчини солей: NaCl,

Al2(SO4)3, Na2CO3. Як за допомогою індикатора встановити, в якій пробірці знаходиться яка сіль? Відповідь мотивуйте, склавши рівняння гідролізу солей.

117

10. Враховуючи можливість повного гідролізу солей у воді, напишіть рівняння реакцій обміну між водними розчинами хлориду хрому(Ш) і карбонату натрію в молекулярному й іонно-молекулярному вигляді. Яка речовина випадає в осад? Який газ виділяється при нагріванні розчину?

12. ОКИСНО-ВІДНОВНІ РЕАКЦІЇ

Мета вивчення теми:

-визначати окисник і відновник в окисно-відновних реакціях (ОВР);

-визначати окисно-відновну здатність (ОВ) частинок у залежності від ступеня окиснення елементів і від положення елементів у періодичній системі Д.І. Менделєєва;

-підбирати коефіцієнти в рівняннях ОВР за методом електронно-іонного балансу;

-користуватися стандартними окисно-відновними потенціалами ( φox/red ) для складання рівнянь ОВР;

-визначати напрямок ОВР за значенням електрорушійної сили реакції .

Окисно-відновні реакції (ОВР) - реакції, в яких внаслідок обміну електронами змінюється ступень окиснення елементів.

Частинка, що в процесі ОВР втрачає електрони, окиснюється і є відновником (Red). Частинка, що приймає електрони, відновлюється і є окисником (Oх). Наприклад:

Zn0 + H+Cl- Zn+2Cl2- + H20.

У процесі реакції ступінь окиснення цинку підвищується, тобто Zn віддає електрони, окиснюється і є відновником :

118

окиснення (ВСО) елементи виявляють тільки окисні властивості. У нижчому ступені окиснення (НСО) − тільки відновні. У проміжному − окисно-відновну подвійність, тобто можуть бути і окисником, і відновником в залежності від партнера.

Приклад 1. Визначте ОВ властивості наступних частинок: Mg2+, S2-, H20, SO32-, MnO4-, спираючись на ступені окиснення

підкреслених елементів.

Розв’язання. а) Електронна формула атома магнію має вигляд 3s2, а частинки Mg2+ − 3s0. Значить, +2 це вищий

ступінь окиснення магнію, і іон Mg2+ може тільки приймати

електрони і бути тільки окисником. (Ох) : Mg2+ + 2 ē Mg0.

б) S2- : електронна формула атома сірки − 3s23p4. Можливі ступені окиснення сірки S-2, S0, S+4, S+6. У частинці S2- (3s23p6)

сірка знаходиться у стані нижчого ступеня окиснення. Тому

вона здатна тільки віддавати електрони і бути відновником

(Red): S2-- nē → S0, S+4, S+6.

в) H20: електронна формула атома водню має вигляд 1s1. Можливі ступені окиснення водню: H−, H0, H+. В молекулі H2 виявляється проміжний ступінь окиснення водню. Вона може і віддавати, і приймати електрони, виявляючи окисновідновну подвійність:

г) В іоні SO32- сірка має проміжний ступінь окиснення +4. Значить, ця частинка може бути і окисником, і відновником.

д) MnO4− : марганець має виший ступінь окиснення +7, і іон MnO4- є окисником.

При підборі коефіцієнтів у рівнянні ОВР користуються

методом електронного балансу: число електронів, прийнятих окисником дорівнює числу електронів, що віддаються відновником. Для прикладу розглянемо наступну реакцію:

Mg + H2SO4 MgSO4 + H2S + H2O.

Підбір коефіцієнтів в ОВР здійснюємо за такою схемою. 119

а) Визначаємо ступінь окиснення кожного елемента всіх речовин, що приймають участь у реакції:

120