Константи дисоціації слабких електролітів, присутніх в розчинах карбонатів.

Електроліт	Н2О L Н++ ОН–	НСО3– L Н++CO32–	Н2О+СО2LН++НСО3– (Н2СО3)
Кд	1,810–16	4,710–11	4,510–7

При підкисленні розчинів карбонатів йони Н⁺ зв’язують один з продуктів гідролізу (ОН^–-йони) в малодисоційовані молекули води, що, згідно принципу Ле Шательє, веде до зміщення рівноваги (8.5) вправо. В результаті концентрація НСО₃^– зростає настільки, що відбувається другий ступінь гідролізу:

+Н⁺ СО₂

НСО₃^– + Н₂О L Н₂СО₃ + ОН^––, рН > 7 (8.6).

Н₂О

Нестійкі молекули Н₂СО₃ по мірі утворення розпадаються на воду і СО₂, при додаванні достатньої кількості кислоти карбонати розкладаються повністю.

В розчині хром (ІІІ) хлориду за звичайних умов встановлюється рівновага (8.7), зміщена в бік утворення найслабкіших в системі електролітів – Н₂О та CrOH²⁺ :

Cr³⁺ + Н₂О L CrOH²⁺ + H⁺, pH < 7, 1-ий ступінь гідролізу (8.7).

При додаванні розчину лугу рівновага (8.7) зміщується вправо настільки, що стає помітним другий і третій ступені гідролізу :

+ОН^– +ОН^–

CrOH²⁺ +Н₂О L Cr(OH)₂⁺ + H⁺, pH < 7; Cr(OH)₂⁺ + Н₂ОLCr(OH)₃ + H⁺, pH < 7.

2-ий ступінь гідролізу 3-ій ступінь гідролізу

При достатній кількості лугу сіль повністю перетворюється в малорозчинний гідроксид.

Гідроліз солей, як правило, – оборотний процес, рівновага якого сильно зміщена вліво. Але при змішуванні розчину солі малорозчинної слабкої кислоти з розчином малорозчинної багатокислотної основи замість очікуваної реакції обміну відбувається повний необоротний гідроліз обох солей. Напр., якщо до розчину соди, в якому має місце рівновага (8.5), додати розчин хром (ІІІ) хлориду, в якому має місце рівновага (8.7), обидві рівноваги зміщуються вправо, гідроліз йонів СО₃^2– та Cr³⁺ взаємно підсилюється. Йони Н⁺, які утворюються при гідролізі катіонів Cr³⁺ і стримують його, зв’язуються йонами ОН^–, які утворюються при гідролізі аніонів СО₃^2– і НСО₃^–. В результаті рівноваги гідролізу обох йонів зміщуються вправо, а практична нерозчинність в воді кінцевих продуктів гідролізу робить його практично необоротним:

2Cr³⁺ + 3 СО₃^2– + 3H₂O ^ 2Cr(OH)₃ + 3CO₂ – скорочене ЙМР

2CrCl₃ + 3Na₂CO₃ + 3H₂O ^ 2Cr(OH)₃ + 3CO₂ + 6NaCl – М Р.

Таким чином, спільний гідроліз солей, що містять багатозарядні залишки малорозчинних слабких кислот та основ, приводить до повного розкладу таких солей без істотної зміни рН середовища.

ЕКСПЕРИМЕНТАЛЬНА ЧАСТИНА

1. Гідроліз солей слабких багатоосновних кислот

а) Налити в пробірку 1-2мл розведеного розчину натрій карбонату і визначити його рН за допомогою універсального індикаторного паперу. Які спостереження свідчать про те, що гідроліз солі обмежується першим ступенем? Написати скорочене йонно-молекулярне рівняння (ЙМР) гідролізу солі.

б) До досліджуваного розчину додати 5-10 крапель хлоридної кислоти, пояснити, чому при цьому виділяється газ, як впливає додавання кислоти на рівновагу гідролізу, написати ЙМР другого ступеня гідролізу карбонату.

2. Гідроліз солей слабких багатокислотних основ

а) Налити в пробірку 1-2мл розведеного розчину алюміній сульфату і визначити його рН за допомогою універсального індикаторного паперу. Які спостереження свідчать про те, що гідроліз солі обмежується першим ступенем? Написати скорочене йонно-молекулярне рівняння (ЙМР) гідролізу солі.

б) До досліджуваного розчину додавати краплями розчин натрій гідроксиду до утворення осаду, пояснити, як впливає додавання лугу на рівновагу гідролізу, написати ЙМР 2-го ступеня гідролізу. Результати дослідів 1 і 2 занести в табл.8.2.

Таблиця 8.2.

Сіль	Йон– залишок слабкого електроліту	Продукти гідролізу	рН роз- чину	Гідроліз підсилюється при додаванні	Продукти повного гідролізу
Na2CO3
Al2(SO4)3

3. Спільний (необоротний) гідроліз солей

В пробірку з 1-2мл розчину натрій карбонату додати стільки ж розчину алюміній сульфату. Записати спостереження, визначити рН розчину, вказати причини необоротності реакції, що відбувається, написати її молекулярне та йонно-молекулярні (повне та скорочене) рівняння.

4. Вплив температури на ступінь гідролізу солей

В пробірку налити 3-4мл розчину натрій ацетату і додати кілька крапель фенолфталеїну. Частину розчину перелити в другу пробірку і нагріти до кипіння. По зміні забарвлення зробити висновок щодо впливу температури на гідроліз солі, написати ЙМР реакції.

5. Вплив природи солі на ступінь її гідролізу

В дві пробірки налити по 1-2мл 0,1М розчинів натрій карбонату та натрій ортофосфату, визначити рН цих розчинів за універсальним індикаторним папером, написати рівняння їх гідролізу. За рівняннями 8.3 та 8.4 розрахувати значення К_г та _г цих солей, результати занести в табл. 8.3. Значення констант дисоціації слабких електролітів, що утворюються при гідролізі, брати із довідника.

Таблиця 8.3.

Cіль	с, моль/л	рН	Кг	г
Na2CO3
Na3РО4

Яка з солей гідролізується сильніше? Чому?

ЛАБОРАТОРНА РОБОТА № 9.

Окисно-відновні реакції

Окисно-відновними називають реакції, в яких змінюються ступені окиснення елементів, що входять до складу реагуючих речовин.

Ступінь окиснення атома дорівнює числу електронів, втрачених або приєднаних (повністю або частково) цим атомом. Ступінь окиснення має знак “+”, якщо атом втратив електрони, і знак “–“, якщо приєднав. Втрата електронів атомом чи елементарним йоном веде до збільшення ступеня його окиснення і тому називається окисненням, а приєднання електронів веде до зниження ступеня окиснення елемента і тому називається відновленням. Елемент, атоми якого приєднують електрони, називається елементом-окисником, а речовина, до складу якої він входить, речовиною-окисником (Ox). Відповідно елемент, атоми чи йони якого втрачають електрони, називається елементом-відновником, а речовина, до складу якої він входить, речовиною-відновником (Red).

На прикладі реакції, що відбувається при додаванні розчину FeSO₄ до підкисленого розчину KMnO₄, розглянемо складання рівнянь ОВР методом електронного балансу. Знебарвлення розчину свідчить про відновлення MnO₄^– до практично безбарвних йонів Mn²⁺ йонами Fe²⁺, на підставі чого записуємо схему ОВР та ступені окиснення елементів, які змінилися в результаті реакції :

+ H₂SO₄ +  + + K₂SO₄ + H₂O;

Далі записуємо електронні рівняння, що відображають зміну ступенів окиснення елементів, і через найменше спільне кратне чисел втрачених і приєднаних електронів знаходимо і записуємо коефіцієнти, на які треба помножити кожне з електронних рівнянь, щоб досягти електронного балансу:

Mn⁺⁷ + 5e^–  Mn⁺² 1 2 – відновлення елемента-окисника;

Fe⁺² – e^–  Fe⁺³ 5 10 – окиснення елемента-відновника.

Після подвоєння одержані коефіцієнти можна застосувати в рівнянні ОВР при речовинах, що містять Манган і Ферум :

2KMnO₄ +…H₂SO₄ + 10FeSO₄  2MnSO₄ + 5Fe₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + …H₂O.

Звільнені із 2KMnO₄ йони К⁺ утворюють калій сульфат. Тепер в правій частині рівняння знайденими коефіцієнтами зафіксовано 18 аніонів SO₄^2–, а в лівій – тільки 10, звідси коефіцієнт при H₂SO₄ буде: 18 – 10 = 8. Нарешті, 8 атомів О^–2, що звільнилися при розпаді двох аніонів MnO₄^– , утворюють з Н⁺-йонами 8 молекул води. Таким чином, молекулярне рівняння даної ОВР має вигляд:

2KMnO₄ + 8H₂SO₄ + 10FeSO₄  2MnSO₄ + 5Fe₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + 8Н₂O. (9.1)

На прикладі реакції, що відбувається при пропусканні газу H₂S через підкислений розчин KMnO₄, розглянемо йонно – електронний метод складання рівнянь ОВР (метод напівреакцій). В ході реакції розчин знебарвлюється і стає каламутним, що свідчить про перетворення MnO₄^– в Mn²⁺ і утворення елементарної сірки. На цій підставі записуємо йонно-молекулярні схеми перетворень:

H₂S  S + 2Н⁺;

MnO₄^– + 8Н⁺  Mn²⁺ + 4 Н₂О.

Додаванням до лівих частин одержаних схем або відніманням від них чисел електронів, необхідних для зрівняння суми зарядів в їх правих і лівих частинах, перетворюємо схеми в рівняння напівреакцій окиснення та відновлення :

H₂S – 2 е^–  S + 2Н⁺;

MnO₄^– + 8Н⁺ + 5е^–  Mn²⁺ + 4 Н₂О.

Помноживши рівняння обох напівреакцій на множники, необхідні, щоб зрівняти числа втрачених і приєднаних електронів, почленно додавши їх та скоротивши подібні члени, одержуємо йонно-молекулярне рівняння реакції :

+

H₂S – 2 е^–  S + 2Н⁺ 5 –– напівреакція окиснення

MnO₄^– + 8Н⁺ + 5е^–  Mn²⁺ + 4 Н₂О 2 –– напівреакція відновлення

5 H₂S + 2 MnO₄^– + 6 Н⁺  5 S + 2 Mn²⁺ + 8 Н₂O – повне рівняння ОВР.

Пам’ятаючи, що в ОВР для створення кислого середовища, як правило, застосовується Н₂SО₄, можемо записати молекулярне рівняння:

5 H₂S + 2 КMnO₄ + 3 Н₂SО₄  5 S + 2 MnSО₄ + K₂SO₄ + 8 Н₂O. (9.2)

За визначенням еквівалент речовини – це частина ФО речовини, яка в даній реакції еквівалентна (рівноцінна) одному атомові водню або одному електронові.

В наведених реакціях до складу ФО речовини-окисника КMnO₄ входить один атом Mn⁺⁷, який приєднує 5е^–, звідки Е (Ox) = E(КMnO₄) = ¹/₅ КMnO₄.

Аналогічно еквіваленти речовин-відновників в цих реакціях:

E (Red) = Е (FeSO₄) = FeSO₄; E (Red) = Е (H₂S) = ¹/₂ H₂S.

Отже, при визначенні еквівалентів речовини-окисника або речовини-відновника еквівалентне число z дорівнює числу електронів, приєднаних одною ФО речовини-окисника чи втрачених одною ФО речовини-відновника в даній реакції.

ЕКСПЕРИМЕНТАЛЬНА ЧАСТИНА