- •Методические указания
- •Подписано в печать 06.10.2009. Формат 60х90 1/16.
- •Введение
- •Определение эквивалента и эквивалентной массы металла по водороду
- •Теоретическая часть
- •Практическая часть Реактивы и посуда
- •Указания по технике безопасности
- •Определение тепловых эффектов химических реакций
- •Теоретическая часть
- •Практическая часть Методика проведения опытов
- •1 ─ Внешний стакан калориметра; 2 ─ внутренний стакан калориметра;
- •3 ─ Теплоизолирующая прокладка; 4 ─ термометр; 5 ─ мешалка
- •Для некоторых солей и кристаллогидратов
- •Скорость химических реакций. Химическое равновесие
- •Теоретическая часть
- •Практическая часть
- •Памятка для построения графиков
- •Растворы. Определение концентрации раствора
- •Теоретическая часть
- •Способы выражения концентраций
- •Практическая часть
- •Описание прибора
- •Ход работы
- •Формулы для расчета
- •Электролитическая диссоциация. Реакции ионного обмена
- •Теоретическая часть
- •Практическая часть
- •Задания для опытов
- •Водородный показатель. Гидролиз солей
- •Теоретическая часть
- •1. Водородный показатель рН
- •2. Гидролиз солей
- •Практическая часть
- •Окислительно-восстановительные реакции
- •Теоретическая часть
- •Практическая часть
- •Гальванические элементы
- •Теоретическая часть
- •Описание прибора
- •1 ─ Стаканы с растворами: сульфата цинка (а); сульфата меди (б); 2 ─ цинковый и медный электроды; 3 ─ электролитический ключ; 4 ─ токопроводящая проволока; 5 ─ гальванометр
- •Практическая часть
- •Формулы для расчетов
- •Электролиз
- •Теоретическая часть
- •Схемы электролиза некоторых солей
- •1. Электролиз расплава хлорида магния с инертным анодом
- •2. Электролиз раствора нитрата калия с инертным анодом
- •3. Электролиз раствора сульфата никеля с никелевым анодом
- •Практическая часть
- •Указания по технике безопасности
- •Химические свойства металлов
- •Теоретическая часть
- •Практическая часть
- •Оформление работы и выводы
- •Коррозия металлов и борьба с ней
- •Теоретическая часть
- •Основные методы защиты от коррозии
- •Практическая часть
- •Определение временной и общей жесткости воды
- •Теоретическая часть
- •Методы устранения жесткости воды
- •Практическая часть Реактивы, посуда, оборудование
- •Ход исследования
- •Ход исследования
- •Заключение
- •Библиографический список
Водородный показатель. Гидролиз солей
Цель работы: определить рН растворов и реакцию среды, изучить различные случаи гидролиза солей.
Теоретическая часть
1. Водородный показатель рН
Многие реакции, которые протекают в водных растворах электролитов, объясняются тем, что вода в очень малой степени диссоциирует на ионы по уравнению:
.
Обратимый процесс по закону действия масс характеризуется константой диссоциации:
.
Так как степень диссоциации воды очень мала ( ), то концентрацию молекул воды можно считать постоянной величиной. Тогда
.
называется ионным произведением воды, его величина при 25 0С равна 1,008·10-14, если концентрации ионов Н+ и ОН- выражены в моль/л:
.
В чистой воде и в любой нейтральной среде .
В кислых растворах концентрация ионов водорода больше концентрации гидроксид-ионов
> ; < .
В щелочных растворах концентрация гидроксид-ионов больше, чем концентрация ионов водорода:
< ; > .
Практически более удобно реакцию раствора характеризовать водородным показателем рН:
.
В нейтральной среде рН = 7, кислой среде рН < 7 , щелочной среде рН > 7.
Водородный показатель количественно характеризует реакцию среды. Любой химико-технологический процесс оптимально протекает только при определенном рН. Например, водородный показатель питьевой воды должен быть в пределах 6 ... 9.
2. Гидролиз солей
Кроме оснований и кислот, растворы которых имеют кислую или щелочную среду, растворы солей имеют также кислую или щелочную среду, реже ─ нейтральную.
Причиной изменения рН раствора являются обменные реакции взаимодействия ионов солей с молекулами воды, называемые реакциями гидролиза.
Процесс гидролиза является обратимым. В растворе соли, подвергшейся гидролизу, устанавливается равновесие между солью и продуктами гидролиза:
KtAn + H2O KtOH + HAn,
количественно характеризующееся константой гидролиза:
.
Тип реакции гидролиза и соответственно характер среды водных растворов солей зависит от химической природы катионов и анионов, образующих соли. Гидролизу подвергается не вся соль в растворе. Отношение числа гидролизованных молекул соли к общему числу растворенных молекул называется степенью гидролиза h. Чем слабее кислота (или основание), тем больше степень гидролиза ее соли. Константа и степень гидролиза связаны между собой соотношением:
.
Из данного выражения следует, что при уменьшении концентрации соли (при разбавлении раствора) степень гидролиза соли увеличивается, т. е. равновесие реакции гидролиза смещается в сторону образования продуктов гидролиза.
Реакция гидролиза протекает с поглощением теплоты (эндотермическая реакция). Поэтому при повышении температуры, по принципу Ле Шателье, равновесие реакции гидролиза смещается в сторону продуктов гидролиза, т. е. степень гидролиза соли увеличивается.
Итак, для уменьшения степени гидролиза растворы солей следует хранить концентрированными и при низких температурах.
Гидролиз имеет большое значение. Разрушение горных пород обусловлено в значительной мере гидролизом составляющих их минералов – алюмосиликатов. Твердение вяжущих веществ, осахаривание крахмала, гидролиз древесины, получение мыла и много других важных производств основано на гидролизе.
Различают три случая обратимого гидролиза солей: катионный, анионный и катионно-анионный. Такая классификация реакций гидролиза дается по тому иону соли, который связывает ионы Н+ или ОН- в слабый электролит: кислоту, гидроокись, кислый анион, основной катион.
Катионный гидролиз. Этому виду гидролиза подвергаются соли, образованные слабым основанием и сильной кислотой, например: CuSO4, FeCl3, NH4Cl, Zn(NO3)2, MnBr2 и др. Гидролиз такого типа солей обусловлен связыванием катионов слабых гидроксидов (Cu2+, Fe3+, NH4+, Zn2+, Mn2+) с гидроксид-ионами воды и образованием слабого основания в случае катиона одновалентного металла и основной соли в случае катиона многовалентного металла.
Например, гидролиз соли MnBr2, образованной слабым основанием и сильной кислотой, происходит в 2 стадии. При комнатной температуре гидролиз идет преимущественно по I ступени. Сокращенное ионно-молекулярное уравнение I ступени, отражающее суть реакции, выглядит следующим образом:
.
Из уравнения следует, что при гидролизе солей по катионному типу в растворе накапливаются ионы Н+, поэтому среда становится кислой (рН < 7).
Значение константы гидролиза можно рассчитать либо на основании равновесных концентраций участников реакции гидролиза:
,
либо используя табличные значения константы соответствующего этапа диссоциации слабого основания:
.
Полное ионно-молекулярное уравнение катионного гидролиза получается добавлением в обе части сокращенного ионно-молекулярного уравнения анионов сильной кислоты:
.
Молекулярное уравнение получают, объединяя ионы в молекулы:
.
Таким образом, на первом этапе гидролиза образуется основная соль MnOHBr.
При нагревании и разбавлении раствора гидролиз усиливается и протекает вторая ступень гидролиза. Сокращенное ионно-молекулярное уравнение II ступени имеет вид:
, ;
полное ионно-молекулярное уравнение: ,
и молекулярная форма II ступени: .
Анионный гидролиз. Анионному гидролизу подвергаются соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой, например: Li2CO3, К3РО4, Ва(СН3СОО)2, CaS, Na2B4O7. Гидролиз этого типа солей обусловлен связыванием анионов слабых кислот ( ) с катионом Н+ воды с образованием слабой кислоты в случае, если анион соли одновалентен, и кислой соли, если анион соли многовалентен.
Например, гидролиз соли Li2CO3, образованной сильным основанием и слабой кислотой, происходит в 2 стадии. При комнатной температуре гидролиз идет преимущественно по I ступени. Сокращенное ионно-молекулярное уравнение I ступени, отражающее суть реакции, выглядит следующим образом:
.
Из уравнения следует, что при гидролизе солей по анионному типу в растворе накапливаются ионы ОН-, поэтому среда становится щелочной (рН > 7).
Значение константы гидролиза можно рассчитать либо на основании равновесных концентраций участников реакции гидролиза:
,
либо используя табличные значения константы соответствующего этапа диссоциации слабой кислоты:
.
Полное ионно-молекулярное уравнение анионного гидролиза получается добавлением в обе части сокращенного ионно-молекулярного уравнения катионов сильного основания:
.
Молекулярное уравнение получают, объединяя ионы в молекулы:
.
Таким образом, на первом этапе гидролиза образуется кислая соль LiHCO3.
При нагревании и разбавлении раствора гидролиз усиливается и протекает вторая ступень гидролиза. Сокращенное ионно-молекулярное уравнение II ступени имеет вид:
, ;
полное ионно-молекулярное уравнение: ,
и молекулярная форма 2-й ступени: .
Катионно-анионный гидролиз. Катионно-анионному гидролизу подвергаются соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой, например: Fе(CH3COO)2, (NH4)2SO4, NH4CN, CH3COONH4.
Гидролиз данного типа протекает в результате связывания катионов соли с ионами ОН- и анионов соли с ионами Н+ воды с образованием слабых электролитов. Например, для соли CH3COONH4:
СН3СОО- + NН4+ + Н2О СН3СООН + NH4ОН,
или в молекулярной форме:
СН3СООNН4 + Н2O СH3СООН + NH4OH;
рН среды в таких растворах зависит от относительной силы образующихся слабой кислоты и слабого основания. В данной реакции рН = 7, так как константы диссоциации CH3COOH и NH4OH равны. Если соли образованы очень слабыми гидроксидами и очень слабыми кислотами, то они гидролизуются необратимо и продукты гидролиза их выходят из сферы реакции в виде осадка, газа или слабодиссоциирующего вещества, например:
Сr2S3 + 6Н2О = 2Сr(ОН)3↓ +3H2S.
Соли, не подвергающиеся гидролизу. Соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой, гидролизу не подвергаются, так как ни один из ионов такой соли не связывается с ионами воды в слабый электролит. Примеры таких солей: KNO3, Na2SO4, CaCl2, NaI и т. д.
Водные растворы таких солей имеют нейтральную среду, рН = 7.