- •Загальні правила виконання лабораторних робіт
- •Правила техніки безпеки
- •Перша допомога при нещасних випадках
- •Тема: класи неорганічних сполук
- •Оксиди.
- •Добування:
- •Хімічні властивості
- •Кислоти.
- •Добування:
- •Хімічні властивості
- •Основи.
- •Добування:
- •Хімічні властивості.
- •Амфоліти.
- •Добування:
- •Хімічні властивості.
- •Лабораторна робота № 1 Властивості основних класів неорганічних сполук.
- •Контрольні питання.
- •Тема: еквівалент та молярна маса еквіваленту
- •Лабораторна робота № 2. Визначення молярної маси еквіваленту металу (Mg, Al або Zn) методом витиснення Гідрогену.
- •Контрольні питання
- •Тема: будова атома. Періодичний закон і періодична система д.І.Менделєєва. І. Будова атома.
- •Іі. Періодичний закон та періодична система елементів д.І.Менделєєва.
- •Правило написання електронних формул *.
- •Практична робота № 3 Електронна будова атома та періодична система елементів.
- •Контрольні питання.
- •Тема: хімічний зв’язок і будова молекул.
- •Практичне заняття № 4 Хімічний зв’язок і будова молекул.
- •Результати оформлення роботи
- •Контрольні питання
- •Тема: хімічна термодинаміка та напрямок хімічних реакцій
- •Фактори, що визначають напрямок хімічних реакцій.
- •Лабораторна робота № 5 Визначення теплоти нейтралізації сильної кислоти сильною основою.
- •Контрольні питання
- •Тема: швидкість хімічних реакцій
- •Лабораторна робота № 6 Кінетика хімічних реакцій.
- •Контрольні питання.
- •Тема: Концентрації розчинів. Приготування розчинів.
- •Лабораторна робота № 7 Приготування розчинів.
- •Контрольні питання
- •Тема: замерзання і кипіння розчинів неелектролітів
- •Лабораторна робота № 8 Визначення молекулярної маси глюкози кріоскопічним методом.
- •Ход роботи.
- •Маса глюкози – m, г
- •Контрольні питання
- •Відповідь : 342 г/моль
- •Тема: електролітична дисоціація.
- •Лабораторна робота № 9 Властивості водних розчинів електролітів.
- •Контрольні питання
- •Тема: водневий показник середовища рН
- •Лабораторна робота № 10 вимірювання водневого показника середовища розчину нс1 електрохімічним методом.
- •Ход роботи.
- •Контрольні питання
- •Тема: гідроліз солей
- •Лабораторна робота № 11 Гідроліз водних розчинів солей.
- •Контрольні питання
- •Тема: малорозчинні електроліти. Добуток розчинності.
- •Лабораторна робота № 12 Добуток розчинності
- •Контрольні питання
- •Тема: колоідні розчини
- •Лабораторна робота № 13 Отримання та властивості колоїдних розчинів.
- •Контрольні питання.
- •Задачі.
- •Тема: окисно-відновні реакції.
- •Методи складання рівнянь реакцій окислювання-відновлення.
- •Лабораторна робота № 14 Окисно-відновні реакції.
- •Контрольні питання
- •Тема: гальванічні процеси.
- •Контрольні питання
- •Тема: електроліз.
- •Лабораторна робота № 16 Електроліз водних розчинів електролітів
- •Контрольні питання.
- •Тема: комплексні сполуки
- •Лабораторна робота № 17 Комплексні сполуки та їх властивості.
- •Контрольні питання
Тема: гідроліз солей
Гідролізом називають обмінні хімічні реакції, що протікають з участю води. Якщо до обмінної реакції з водою вступає сіль, то взаємодію називають гідролізом солі.
Ознакою гідролізу солі є зміна нейтральної реакції середовища водного розчину. Наприклад, при розчиненні у воді хлориду амонію NН4С1 утворюється надлишок іонів Н+ і розчин підкислюється (рН < 7):
NН4С1 + Н2О = КН4ОН + НС1
або
NН4+ + H2O = NH4OH + H+
Якщо ж розчинити у воді ацетат натрію СН3СООNa, розчин підлужнюється (рН > 7) внаслідок утворення надлишку іонів ОН- :
СНзСOONa + Н2О = СН3СООН + NаОН
або
СН3СОО- + Н2О = СНзСООН + ОН-
Тобто, водні розчини солей можуть мати кислу або лужну реакцію середовища тому, що вони вступають до хімічної взаємодії з водою. Проте, не всі солі вступають до реакції гідролізу. Якщо розчинити у воді хлорид калію КС1, нейтральна реакція (рН 7), характерна для чистої води, не зміниться і у розчині зберігається равенство Сн+ = Сон-:
КС1 + Н2О = КОН + НС1
або
Н2О = Н+ + ОН-
Можна стверджувати, що солі, утворені сильною основою і сильною кислотою (КС1, LiNО3, КаС1 ), до реакції гідролізу не вступають.
З водою взаємодіють:
1) солі, утворені слабкими основами і сильними кислотами (КН4С1, СuС12, NН4NОз );
2) солі, утворені слабкими кислотами і сильними основами (Na2S, КСN, Nа2СО3 );
3) соли, утворені слабкими основами і слабкими кислотами (NH4СНзСОО).
Гідролізують катіони слабких основ і аніони слабких кислот. Якщо ці іони багатозарядні (Fе3 +, Сu2 +, СО23-, SiO3- и т. д.), їх взаємодія з водою звичайно йде до утворення основного або кислого іону (перший ступень гідролізу), наприклад:
Fе3+ + Н2О = FеОН2+ + Н +
СО32- + Н20 = НСО3-+ ОН-
Наведені прості рівняння гідролізу не завжди відображають реальний склад всіх продуктів, що утворюються. Так, при гідролізі солей багатозарядних іонів металів поряд з простими основними іонами типу FеОН2 + можуть утворюватися і більш складні комплексні іони — [Fе2(ОН)2]4+.
Про глибину перебігу процесу гідролізу солі при певних умовах можна судити за ступенем гідролізу Р - відношення концентрацій гідролізованих іонів (С) до їх вихідної концентрації у розчині (С0):
Р = С/С0
Реакція гідролізу солі зворотна. В прямому напрямку (→) вона протікає в бік утворення молекул (основних іонів) слабких основ або молекул (кислих іонів) слабких кислот, а в зворотному (←) — в бік утворення молекул води. Реакцію утворення молекул Н2О з іонів Н + і ОН- називають реакцією нейтралізації.
До реакції гідролізу солі прикладаються всі положення і закони вчення про хімічну рівновагу. Константа рівноваги гідролізу називається константою гідролізу солі Кr. Її величина характеризує співвідношення між рівноважними концентраціями (активностями) всіх компонентів системи. Зв’язок між константою гідролізу солі (Кг) та ступенем гідролізу (Р) в розчині заданої концентрації (С0) виражається законом Оствальда:
Kr=(β2C0)\1-β
Рівновага процесу гідролізу, що відповідає рівності швидкостей реакцій гідролізу і нейтралізації (vг = vн), рухома і може бути зміщено вправо ( vг > vн) або вліво (Vг < Vн) згідно до принципа Лє-Шател’є. Так, наприклад, при підвищенні температури рівновага гідролізу зміщується вправо, так як пряма реакція ендотермічна (∆H>0), а зворотна (нейтралізації) — екзотермічна (∆H<0). При постійній температурі Т рівновага гідролізу можна змістити вправо, зменшуючи концентрацію розчину; це випливає з закону Оствальда: при Кr,=соnst β тим більше, чим менше С0.
Перше ніж приступити до виконання дослідів, необхідно ознайомитися з методикою розрахунків: а) константи гідролізу солей; б) ступеня гідролізу; в) рН розчинів соли, що гідролізує; г) концентрації розчинів солей, що гідролізують за відомим рН.
Розглянемо декілька прикладів (всі розрахунки виконуються з допущенням С=а — рівності концентрацій іонів їх активностям).
Приклад 1. Розрахуйте константу і ступень гідролізу солі Na2СО3 в 0,001М розчині при 298 К, враховуючи лише перший ступень процесу.
Рішення. Сіль Nа2СО3 утворена сильною основою і слабкою кислотою, тому ггідроліз йде за іонами СО2з-. Рівняння реакції:
СО32- + Н2О = HCO3- + OH-
Константа рівноваги процесу КС=(CHCO3-COH-)/(Cco32-CH2O) при помноженні на концентрацію води становить KCCH2O=(CHCO3 – COH-)\ Cco32- називається константою гідролізу солі. ЇЇ обчислюють за формулою
Кr = Кw\KДНСО3-
де Кw — іонний добуток води; Кднсоз- - константа дисоціації продукту гідролізу. Тому, Кг= 10-14/(4,8-10-11).
Слід звернути увагу на те, що величина константи гідролізу залежить лише від температури.
Приклад 2. Обчислити концентрацію розчину СН3СООNа, рН якого 9,5.
Рішення. Рівняння реакції гідролізу ацетату натрію
СН3СОО- + Н2О = СНзСООН + ОН—
Щоб знайти концентрацію розчину С0, треба записати вираз для константи гідролізу
Kr=(CCH3COOHCOH--)/CCH3COO--
Якщо позначити вихідну концентрацію іону СН3СОО-- як С0, то рівноважна концентрація цього іону буде (Со—С), де С — концентрація гідролізованих іонів СН3СОО--
З рівняння реакції гідролізу слідує, що С = Сзвор, так як кожний іон ОН-- утворюється з однієї молекули Н2О, а одна молекула Н2О взаємодіє з одним іоном СН3СОО--.
Значення Сон знаходимо з іонного добутку води, знаючи CH+: CH+COH- = Kw;
Оскільки рН розчину СН3СООNa дорівнює 9.5, знаходимо CH+:9,5= -lgСн+, звідки Сн+ = 10 -9.5 моль/л, а СOH- = 10 -4.5 моль/л.
Підставляючи знайдені значення концентрацій до виразу для константи гідролізу, отримаємо: Kr = (10-4.5*10-4.5)/Co—10-4.5
Kr = Kw/KДСН3СООН=104,5/1,79*105 = 0,57*10-9
0,57*10-9 = (10-4,5*10-4,5)/Со—10-4,5; звідки Со=1,75моль/л