Опыт 1. Реакция среды (рН) в растворах различных солей.

Выполнение работы. Подготовить семь пробирок. В каждую пробирку внести

1 каплю индикатора (нейтральный раствор лакмуса). Затем в 1-ю пробирку добавить

5 капель дистиллированной воды (контроль), а в остальные - по 5 капель 0,5 н растворов следующих солей: во 2-ю – ацетат натрия (CH₃COONa), в 3-ю - нитрат алюминия (Al(NO₃)₃), в 4-ю – карбонат натрия (Na₂CO₃ ), в 5-ю – карбонат аммония ((NН₄)₂CO₃), в 6-ю – хлорид калия (КСl), в 7-ю – ацетат аммония (CH₃CООNН₄).

Все растворы тщательно перемешать. По изменению цвета лакмуса в растворах солей по сравнению с контрольной пробиркой сделать вывод о реакции среды в растворе каждой соли.

Запись данных опыта. Полученные результаты свести в таблицу.

№ пробирки	Формула соли	Цвет Лакмуса	Реакция среды	рН раствора рН > 7 рН <7 рН =7

Какие из исследованных солей подвергаются гидролизу? Написать ионные и молекулярные уравнения реакций их гидролиза и указать вид гидролиза каждой соли (простой или сложный ступенчатый).

В случае ступенчатого гидролиза написать уравнение реакции только для первой ступени, так как практически в достаточно концентрированных растворах последующие ступени протекают очень слабо.

Опыт 2. Факторы, влияющие на степень гидролиза солей.

а) Влияние силы кислоты и основания, образующих соль, на степень её гидролиза.

Выполнение работы. Подготовить две пробирки, затем в одну пробирку внести несколько кристалликов сульфита натрия (Na₂SO₃), в другую – столько же кристалликов карбоната натрия (Na₂CO₃). В каждую пробирку добавить по 4 капли дистиллированной воды и по 1 капле фенолфталеина.

Написать ионные уравнения гидролиза сульфита натрия и карбоната натрия по 1-й ступени. В растворе, какой соли цвет фенолфталеина интенсивнее? В каком растворе концентрация гидроксид-ионов (ОН^–) более высокая? Вычислить константу гидролиза каждой соли. Константа гидролиза, какой соли больше? Почему?

Сделать общий вывод о влиянии силы кислоты или основания, образующих соль, на степень её гидролиза.

б) Влияние разбавления раствора на степень гидролиза соли

Выполнение работы. В пробирку внести 2 капли раствора 0,5 н хлорида сурьмы (III) (SbCl₃) и постепенно по каплям добавлять дистиллированную воду до выпадения осадка хлорида оксосурьмы (SbOCl). Этот осадок образуется на второй ступени гидролиза из хлорида дигидроксосурьмы (Sb(OH)₂Cl) вследствие отщепления воды.

Запись данных опыта. Написать ионные уравнения первой и второй ступеней гидролиза хлорида сурьмы (III) и общее уравнение её гидролиза до образования Sb(OH)₂Cl. Написать формулу для вычисления константы гидролиза хлорида сурьмы (III) для первой ступени. Показать при помощи этой константы, как влияет разбавление на степень гидролиза хлорида сурьмы (III)? Проверить свое заключение опытом. Сделать общий вывод о влиянии разведения на степень гидролиза солей.

Опыт 3. Случаи полного (необратимого) гидролиза солей.

Выполнение работы. В две пробирки внести по 2 капли 0,5 н раствора нитрата алюминия (Al(NO₃)₃). Затем в пробирку №1 добавлять по каплям 0,5 н раствор сульфида натрия ((NH₄)₂S), №2 – 0,5 н раствор карбоната натрия (Na₂CO₃) до выпадения осадка гидроксида алюминия (Al(OH)₃). Отметить выделение сероводорода (H₂S) в первой пробирке и диоксида углерода (CO₂) во второй.

Запись данных опыта. Написать в ионном виде уравнения реакций гидролиза, которые привели к образованию гидроксида алюминия в обоих случаях. сероводорода в первом и диоксида углерода во втором случае. Составить общие уравнения, протекающих реакций. Объясните, почему не образуются сульфид и карбонат алюминия.

ВОДОРОДНЫЙ ПОКАЗАТЕЛЬ.

БУФЕРНЫЕ РАСТВОРЫ.

Большинство реакций, применяемых в анализе, протекают в водных растворах. Вода относится к слабым электролитам и, хотя в незначительной степени, но подвергается ионизации:

H₂O ↔ H⁺ + OH⁻

Процесс ионизации воды характеризуется константой ионизации (диссоциации):

[H⁺]·[OH⁻] / [H₂O] = K(H₂O) (1)

Преобразуем это уравнение:

[H⁺]·[OH⁻] = K(H₂O) · [H₂O] (2)

В приведенном уравнении [H₂O] (при постоянной температуре) можно считать практически постоянной. Следовательно, правая часть уравнения (2), а значит, и произведение [H⁺]·[OH⁻] – величина постоянная. Её называют ионным произведением воды и обозначают Kw:

Kw: = [H⁺]·[OH⁻] (3)

При температуре 25⁰ С в чистой воде [H⁺] = [OH⁻] = 10^-7моль/л, следовательно

Kw = 10^-7·10^-7 = 10^-14. При повышении температуры Kw быстро увеличивается. Смысл уравнения (3) заключается в следующем: как бы, не изменялась, концентрация ионов H⁺ и OH⁻, их произведение [H⁺]·[OH⁻] в любом водном растворе сохраняет постоянное значение равное 10^-14 при 25 ⁰С.

Вместо концентрации [H⁺] удобнее пользоваться отрицательным десятичным логарифмом из этой величины – водородным показателем (рН).

pH = −ℓg[H⁺] (4)

Кроме водородного показателя (рН) при расчетах широко используют и гидроксильный показатель (рОН) и прологарифмированный показатель ионного произведения воды

рОН =−ℓg[ОH⁻],

рКw = −ℓgКw,

рКw = рН + рОН.

В кислых растворах рН <7, в щелочных растворах рН >7, в нейтральных растворах рН = 7.

Пример 1. Вычислить рН и рОН 0,25 М раствора Са(ОН)₂

Решение: Запишем уравнение электролитической диссоциации гидроксида кальция, являющегося сильным электролитом. Са(ОН)₂ → Са²⁺ + 2ОН⁻. Из уравнения диссоциации видно, что [ОН⁻] =2[Са(ОН)₂]= 2∙0,25 = 5∙10⁻¹ моль/л.

Вычислим рОН по уравнению рОН = − lg [ОН⁻];

рОН = − lg 5∙10⁻¹ = 1 − lg 5 = 1 −0,7 = 0,3

Вычислим рН по уравнению рН = 14 − рОН; рН = 14 − 0,3 = 13,7.

Пример 2. Какова концентрация гидроксид - ионов в растворе, рН которого 10,8?

Решение. Находим концентрацию ионов водорода в растворе

pH = − lg [H⁺]; [H⁺] = 10^−pH;

[H⁺] = 10^−10,8 =10⁻¹¹∙10^0,2 =1,6 · 10⁻¹¹ моль/л.

[H⁺] = 1,6 · 10⁻¹¹ моль/л.

Так как произведение [H⁺]·[OH⁻]= 10⁻¹⁴, то [OH⁻]= 10⁻¹⁴/ 1,6·10⁻¹¹= 6,25·10⁻⁴ моль/л.

Пример 3. Вычислить рН и рОН 0,5 М раствора сернистой кислоты H₂SO₃.

Решение. Сернистая кислота (H₂SO₃) – электролит средней силы, диссоциирует по двум ступеням. Для расчета концентрации катионов водорода Н⁺ будем учитывать диссоциацию сернистой кислоты только по первой ступени — H₂SO₃ ↔ Н⁺+ HSO₃⁻.

Доля (степень диссоциации) молекул распавшихся на ионы определяется выражением: α = С(Н⁺) / С(H₂SO₃), откуда С(Н⁺) = α С(H₂SO₃) (1),

Из выражения закона разбавления Оствальда найдем К₁= α² С(H₂SO₃) (2), откуда

___________

α = √ К₁ / С(H₂SO₃) (3)_, подставляем в уравнение (1),

___________ ____________

С(Н⁺) = С(H₂SO₃)· √ К₁ / С(H₂SО₃) = √ К₁ · С(H₂SO₃)_,

где К₁ – константа диссоциации сернистой кислоты по 1-й ступени, числовое значение которой переписываем из справочной таблицы.

К₁= 1,4 ∙10⁻²

__________

Подставляем числовые значения С(Н⁺) = √1,4 ∙10⁻² 0,5 =0,084моль/л.

Вычислим рН рН = −lg С(Н⁺);

рН = −lg 8,4∙10⁻² = 2 − lg 8,4= 2 – 0,92=1,08.

Вычислим рОН рОН = 14 – рН;

рОН = 14 – 1,08 = 12,92.

 

Пример 4. В каких соотношениях следует взять растворы 0,1 н СН₃СООН и 0,1 н CH₃COONa для приготовления буферной смеси с рН = 4,73.

Решение. pН буферной смеси можно вычислить по уравнению буферного действия. Для ацетатных смесей

рН = рКкисл - lg Cкисл / Ссоли

где рКкисл = - lg Ккисл. – силовой показатель кислоты.

Для аммонийных буферных смесей

рН = 14 – рКосн. + lg Сосн / Ссоли

где рКосн = −lg Косн - силовой показатель основания. Следует помнить, что силовой показатель можно вычислить для слабых электролитов, для которых справедлив закон действия масс и существуют термодинамические константы диссоциации Кдисс..

Если концентрации растворов, составляющих буферную смесь, одинаковы, то величина рН будет зависеть от объемов растворов

рН = рКкисл – lg Vкисл / Vсоли

Для ацетатного буферного раствора

рКкисл = −lg 1,8 10 ^–5 = 4,73.

Отсюда 4,73 = 4,73 - lg Vкисл /Vсоли,

т.е. lg Vкисл / Vсоли = 0.

Следовательно, Vкисл / Vсоли = 1 или Vкисл = Vсоли.

Для приготовления ацетатного буферного раствора с рН = 4,73 надо смешать равные объемы 0,1 н растворов уксусной кислоты и ацетата натрия..

 

 

Лабораторная работа № 6