01.Лечебное дело / Общая химия / Литература / МУРОМЦЕВА ПРАКТИЧЕСКАЯ ХИМИЯ

Вариант 12

1.Составьте названия комплексных соединений: [Pt(NH3)5(OH)]Br3, [Ti(H2O)6]Cl3, NH4[I(I)2]. Укажите внутреннюю и внешнюю сферы, комплексообразователь.

2.Рассмотрите возможность электролитической диссоциации в водном растворе комплексных соединений: гексацианоферрат(III) калия, тетрагидроксоцинкат(II) натрия.

Вариант 13

1.Составьте названия комплексных соединений: K3[Cr(CN)6], [Fe2(H2O)8(OH)2](SO4)2. Укажите внутреннюю и внешнюю сферы, комплексообразователь и лиганды.

2.Укажите, какие из комплексных соединений являются неэлектро-

литами и сильными электролитами в водном растворе: K2[PtCl6]; [Pt(NH3)2Br4]; K3[Fe(CN)6]. Для сильных электролитов составьте уравнения электролитической диссоциации.

Вариант 14

1.Составьте названия комплексных соединений: K[Au(CN)2Cl2], Na3[Fe(CN)6]. Укажите внутреннюю и внешнюю сферы, комплексообразователь.

2.Укажите, какие из комплексных соединений являются неэлектролитами и сильными электролитами в водном растворе:

[Pt(NH3)2(OH)2]Cl2; [Co(NH3)3(NO2)3]; H2[SiF6]. Для сильных электролитов составьте уравнения электролитической диссоциации.

Вариант 15

1.Составьте названия комплексных соединений: K[Со(NH3)2(NO2)4], [Zn(NH3)4] SO4. Напишите уравнения диссоциации.

2.Укажите внутреннюю и внешнюю сферы, комплексообразователь (центральный атом) и лиганды в следующих комплексных соединениях:

K3[Co(C2O4)3]; [Zn(NH3)4](NO3)2; Sr2[Cu(OH)6].

Вариант 16

1.Составьте названия комплексных соединений: Na[Nb2F11], [PCl4][AuIIICl4].

2.Укажите, какие из комплексных соединений являются неэлектроли-

тами и сильными электролитами в водном растворе: [Cr(H2O)5Cl]Cl2; [Ag(N2H4)Br]; Na2[Zn(CN)4]. Для сильных электролитов составьте уравнения электролитической диссоциации.

11

Вариант 17

1.Составьте формулы комплексных соединений: а) гексахлоропалладат(IV) аммония, б) дихлороаргентат(I) цезия.

2.Укажите, какие из комплексных соединений являются неэлектро-

литами и сильными электролитами в водном растворе: [Cu(NH3)4](OH)2; [Ag(NH3)2]Br; [Fe(C5H5)2]. Для сильных электролитов составьте уравнения электролитической диссоциации.

Вариант 18

1.Составьте формулы комплексных соединений: бис(сульфато)тетраакваферрат(III) натрия, гидроксотрихлороаурат(III) оксония.

2.Укажите внутреннюю и внешнюю сферы, комплексообразователь (центральный атом) и лиганды в следующих комплексных соединениях:

[Cr(CO)6]; Na3[Co(NO2)6] · H2O; Ca[Cr(NH3)2(NCS)4]2

Вариант 19

1.Составьте формулы комплексных соединений: тетраиодоиндат(III) индия(I), гекса(циано-С)феррат(II) калия

2.Определите степень окисления комплексообразователя в комплексных соединениях: K[I(I)2]; K3[Cr(OH)6]; Li[AlH4]. Укажите внутреннюю

ивнешнюю сферы.

Вариант 20

1.Составьте формулы всех возможных комплексных соединений, комбинируя один Co(III), x NH3, y NO2– и для атома Co (III) КЧ = 6. Назовите эти соединения

2.Определите степень окисления комплексообразователя в ком-

плексных соединениях: Na3[FeF6]; [Cr(C6H6)2]; [Ni(NH3)6]Cl2. Напишите уравнения диссоциации

1.4. Экспериментальная часть

Опыт 1. Получение комплексных соединений

Реактивы: растворы солей хлорида никеля, сульфата меди, хлорида бария, хлорида железа, красной кровяной соли, насыщенный раствор бромида калия; раствор соляной (серной) кислоты, 25%-ный раствор аммиака, кристаллы роданида аммония или калия.

А. Получение комплексного соединения никеля.

Налейте в пробирку 1–2 мл раствора соли никеля (+2), добавьте к нему по каплям раствор гидроксида натрия до появления осадка. Отметьте цвет осадка. К осадку прибавьте раствор аммиака до полного

растворения вследствие образования комплексного соединения (к.ч. иона Ni2+ равно 6).

12

К полученному раствору добавьте примерно равный объем насыщенного раствора бромида калия. Отметьте цвет осадка. К образовавшемуся осадку по каплям добавьте разбавленную соляную (серную) кислоту до его полного растворения. Отметьте цвет раствора.

Напишите уравнения всех реакций в молекулярной и ионной формах и дайте названия всем комплексным соединениям.

Б. Получение комплексного соединения меди и изучение его свойств

К 1–2 мл раствора сульфата меди добавьте по каплям раствор гидроксида натрия до появления осадка. Отметьте цвет осадка. К полученному осадку прилейте несколько капель раствора аммиака до растворения. При этом образуется комплексное соединение меди (к.ч. = 4). Отметьте цвет раствора.

Полученный раствор разделите на две пробирке (если раствора мало, то получите раствор комплексной соли). В одну пробирку добавьте по каплям раствор хлорида бария до появления осадка. Отметьте цвет осадка. В другую пробирку раствор гидроксида натрия. Почему в этом случае осадок не образовался.

Напишите уравнения всех реакций в молекулярной и ионной формах. Дайте названия всем комплексным соединениям. Сделайте вывод, как взаимодействует комплексное соединение.

В. Получение комплексного соединения кобальта

К 1–2 мл раствора соли кобальта (+2) добавьте несколько кристалликов роданида аммония или калия (NH4CNS или KCNS). Наблюдайте посинение раствора. Разбавьте полученный раствор водой до появления розовой окраски, характерной для гидратированных ионов Со2+.

Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионной формах и дайте названия комплексным соединениям с учетом того, что к.ч. = 4.

Опыт 2. Диссоциация простых и комплексных солей

Реактивы: растворы солей: AgNO3, ZnCl2, KI, NaOH.

Возьмите две пробирки. В одну пробирку налейте 2 мл раствора соли железа (III). Добавьте 1–2 капли раствора роданида калия KCNS. Что происходит? Напишите уравнение реакции в молекулярной и ионной формах с учетом образования простых солей железа.

В другую пробирку налейте 2 мл раствора красной кровяной соли K3[Fe(CN)6] и добавьте, как в первом случае, раствор роданида калия. Появляется ли окрашивание раствора как в первом случае? Есть ли в растворе красной кровяной соли ионы Fe3+, как в первом случае? Напишите уравнения соответствующей реакции. Объясните полученные результаты. Запишите уравнения диссоциации простой и комплексной соли.

13

Опыт 3. Устойчивость комплексных соединений.

Реактивы: растворы солей: AgNO3, ZnCl2, KI, NaOH.

В двух пробирках получить комплексные соединения. Для этого в первую пробирку добавить 5–6 капель раствора нитрата серебра, во вторую 4–5 капель раствора хлорида цинка. Затем к раствору в первой пробирке по каплям добавить раствор хлорида калия, до растворения осадка, а к раствору второй – добавить гидроксид натрия. Записать уравнения реакций получения и растворения осадков в молекулярном и ионно-молекулярном виде. Объяснить, почему осадки растворились.

К полученным комплексным соединениям добавить по каплям воду. Наблюдение записать. Сделать вывод об устойчивости комплексных соединений, сравнивая значения констант нестойкости и произведения растворимости соединений

Лабораторная работа № 2 ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ

Цель занятия: понять сущность гидролиза, научиться оценивать pH среды при гидролизе, познакомиться с практическим значением процесса.

2.1. Теоретическая часть

Гидролиз – это химическая реакция ионного обмена между водой и растворенным в ней веществом с образованием слабого электролита или газа. В большинстве случаев гидролиз солей сопровождается изменением рН. Практически все реакции гидролиза обратимы.

Реакции гидролиза применяют в аналитической химии для обнаружения отдельных ионов, регулирования кислотности и щелочности растворов, разделения ионов в качественном анализе, в строительстве для понимания процесса затворения водой вяжущих веществ и определения условий применения вяжущего вещества.

Способность солей подвергаться гидролизу зависит от двух факторов: свойств ионов образующих соль; условий процесса (температуры, рН среды).

Гидролиз всегда идет по тому иону, который образует слабый элект-

ролит.

Отсутствие гидролиза в растворах

Соли, образованные катионом сильного основания и анионом сильной кислоты (KCl, Na2SO4 , Ba(NO3 )2 ), гидролизу не подвергаются, так

как при взаимодействии с водой ни катион, ни анион не могут образовы-

14

вать молекулы слабых электролитов. Водные растворы таких солей имеют нейтральную реакцию среды (рН ≈ 7). Малорастворимые соли также не гидролизируются (СаСО3, Zn3(PO4)2).

Различают три случая реакции гидролиза:

I. Гидролиз соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой – это гидролиз по «катиону». Например, соли NH4Cl, ZnSO4, Cu(NO3 )2 и др.

Пример 1. Гидролиз хлорида меди CuCl2. Соль образована катионом многоосновного слабого основания и анионом сильной кислоты будет гидролизироваться ступенчато через стадию образования основной соли.

Первая ступень: Cu2 HOH CuOH H .

В молекулярной форме: СuCl2 HOH CuOHCl HCl, pH 7 .

По второй ступени гидролиз идет не значительно, за счет накопления ионов водорода.

Пример 2. Гидролиз нитрата хрома (III). Первая ступень Cr3 HOH CrOH2 H .

В молекулярной форме Cr(NO)3 HOН CrOH (NO3 )2 HNO 3 .

Вторая ступень CrOH2 HOH Cr(OH)2 H .

В молекулярной форме CrOH(NO3 )2 HOН Cr(OH)2NO3 HNO 3 .

Третья ступень

Cr(OH)2NO3 Cr(OH)2 NO3

H2O H OH

Cr(OH)2 HOH Cr(OH)3 H

В молекулярной форме Cr(OH)2NO3 HOН Cr(OH)3 HNO 3,pH 7.

Гидролиз протекает активно по первой ступени, слабо – по второй и совсем слабо – по третьей ступени. Более полному гидролизу способствует разбавление раствора и повышение температуры. Чтобы провести гидролиз до конца, нужно добавить в раствор ионы гидроксогрупп. Чтобы подавить гидролиз, нужно добавить в раствор один из продуктов гидролиза, т. е. кислоту.

15

II. Гидролиз соли, образованной слабой кислотой и сильным основанием – это гидролиз по «аниону». Например, соли Na2CO3, K2SO3, RbNO2 и др.

Пример. Гидролиз карбоната калия. Соль образована сильным основанием и слабой многоосновной кислотой, гидролизируется ступенчато с образованием кислых солей.

Первая ступень

К2CO3 K CO32

H2O H OH

CO32 HOH HCO3 OH

В молекулярной форме K2CO3 HOH KHCO 3 KOH,pH 7.

По второй ступени гидролиз идет незначительно, за счет накопления ионов ОН–.

III. Гидролиз соли, образованной слабой кислотой и слабым основанием. Здесь гидролизу подвергаются и катион, и анион. Это – катионноанионный гидролиз, практически идет сразу и до конца. Например, со-

ли СuCO3, Al2S3,Fe(NO2 )3 и др.

Пример. Гидролиз ацетата свинца. Первая ступень

Pb(CH3COO)2 Pb2 2CH3COO

H2O H OH

Pb2 HOH PbOH H

СH3COO HOH CH3COOH OH

В молекулярной форме

Pb(CH3COO)2 HOH Pb(OH)CH3COO CH3COOH.

Вторая ступень

Pb(OH)CH3COO PbOH CH3COO H2O H OH

PbOH HOH Pb(OH) 2 H

СH3COO HOH CH3COOH OH

16

В молекулярной форме

Pb(OH)CH3COO HOH Pb(OH)2 CH3COOH.

Растворы солей, образованных слабой кислотой и слабым основанием, могут иметь слабокислую или слабощелочную реакцию в зависимости от констант диссоциации КД кислоты и основания.

Если КД (основания) КД (кислоты), рН 7. Если КД (основания) КД (кислоты), рН 7. Если КД (основания) КД (кислоты), рН 7.

◊◊ При совместном гидролизе двух солей образуется слабое осно-

вание и слабая кислота:

2 FeCl3 + 3Na2S + 6H2O = 2Fe(OH)3↓ + 3H2S↑ + 6NaCl

2 Fe3+ + 2S2– + 6H2O = 2Fe(OH)3↓ + 3H2S↑

Количественные характеристики реакции гидролиза

Показателем глубины протекания гидролиза является степень гид-

ролиза , представляющая собой отношение концентрации гидролизованных молекул сгидр к исходной концентрации растворенных молекул электролита с. Степень гидролиза может выражаться в процентах:

Степень гидролиза зависит от температуры и концентрации. Степень гидролиза увеличивается при повышении температуры, так как процесс эндотермический и при разбавлении раствора.

Гидролитическое равновесие можно описать соответствующей константой равновесия – константой гидролиза КГ. Чем больше эта величина, тем сильнее протекает гидролиз. Константа гидролиза связана с ионным произведением воды и константой диссоциации слабого электролита.

Для солей, образованных слабой кислотой и сильным основанием, константа гидролиза связана с константой диссоциации кислоты КД. КИСЛ:

17

Из уравнений следует, что чем слабее кислота или основание, тем в большей степени подвергается гидролизу образованные ими соли.

Степень гидролиза связана с константой гидролиза соотношением

К 2 с(х) или КГ , (2.2)

где с(х) – концентрация растворенного вещества, моль/дм3.

Реакция гидролиза обратима. К ней применимы все положения и законы учения о химическом равновесии. Равновесие процесса гидролиза подвижно и может быть смещено вправо или влево, в соответствии с принципом Ле-Шателье.

Например: при повышении температуры равновесие гидролиза смещается в сторону прямой реакции, так как это реакция эндотермическая (∆H > 0). При постоянной температуре равновесие гидролиза можно сместить в сторону прямой реакции, уменьшая концентрацию раствора (разбавляя раствор), что следует из закона разведения Оствальда. Гидролиз можно подавить или усилить, изменяя pH раствора.

2.2. Примеры решения задач

Задача 1. Рассчитайте константу гидролиза КГ сульфит-иона SO32 по двум ступеням.

Решение. Сульфит-ион SO32 – кислотный остаток слабой сернистой кислоты, поэтому он взаимодействует с молекулами воды с образованием слабого электролита, многозарядные ионы гидрализуются ступенчато:

SO32 H2O HSO3 OH ,

HSO 3 H2O H2SO3 OH

В результате образуются ионы OH , среда будет основная рН 7. Константы гидролиза описывают гидролитическое равновесие соот-

ветствующих стадий:

для первой ступени

18

рется из справочника.

Задача 2. Вычислить константу гидролиза Kr (формула 2.2), степень гидролиза β (формула 2.1) и рН раствора ацетата натрия CH3COONa с концентрацией его раствора 0,1 моль/дм3.

Решение. СН3СОО Н2О СН3СООН ОН

3) для вычисления рН следует принять во внимание, что в результате гидролиза каждого иона CH3COO– образуется один гидроксо-ион ОН-. Если исходная концентрация гидролизующихся ионов с моль/дм3, а гидролизу подверглась доля этих анионов, то при этом образовалось с моль/дм3 ионов ОН-, т. е. ОН с 7,5 10 5 0,1 7,5 10 6моль/ дм3 .

Следовательно, рОН lg ОН lg 7,5 10 6 5,12.

Отсюда pH 14 pOH 14 5,12 8,88.

КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ

1.Что называется ионным произведением воды? Чему оно равно?

2.Что такое рН раствора? Какой раствор называется нейтральным, кислым, щелочным?

3.Что называется гидролизом солей?

4.Как можно провести гидролиз до конца и, наоборот, замедлить процесс гидролиза?

5.Что называется степенью гидролиза, как рассчитывается?

6.Что такое константа гидролиза, как рассчитать?

7.Что такое совместный гидролиз? Приведите примеры.

19

2.3. Индивидуальные задания

Задание 1. Напишите молекулярные и ионные уравнения гидролиза соли, рассчитайте константу, степень гидролиза и рН раствора для соли вашего варианта (табл. 2.1).

Задание 2. Решите задачу, согласно своему варианту (вариант задает преподаватель).

Вариант 1

Написать все возможные уравнения гидролиза соли арсената натрия

(Na3AsO4).

Вариант 2

Запишите уравнения гидролиза солей и определите среду водных растворов рН и тип гидролиза: Na2SiO3, AlCl3, K2S.

Вариант 3

Составьте уравнения гидролиза солей, определите тип гидролиза и среду растворов: сульфита калия, хлорида натрия, бромида железа (III).

Вариант 4

Составьте уравнения гидролиза, определите тип гидролиза и среду водного раствора соли для следующих веществ: сульфата аммония – (NH4)2SO4, бромида бария – BaBr2.

20