![]() Заглавная страница Избранные статьи Случайная статья Познавательные статьи Новые добавления Обратная связь FAQ Написать работу КАТЕГОРИИ: ![]() ![]() ![]() ![]() ![]() ![]() ![]() ![]() ![]() ![]() ![]() ![]() ![]() ![]() ![]() ![]() ![]() ![]() ![]() ![]() ТОП 10 на сайте Приготовление дезинфицирующих растворов различной концентрацииТехника нижней прямой подачи мяча. Франко-прусская война (причины и последствия) Организация работы процедурного кабинета Смысловое и механическое запоминание, их место и роль в усвоении знаний Коммуникативные барьеры и пути их преодоления Обработка изделий медицинского назначения многократного применения Образцы текста публицистического стиля Четыре типа изменения баланса Задачи с ответами для Всероссийской олимпиады по праву ![]() Мы поможем в написании ваших работ! ЗНАЕТЕ ЛИ ВЫ?
Влияние общества на человека
Приготовление дезинфицирующих растворов различной концентрации Практические работы по географии для 6 класса Организация работы процедурного кабинета Изменения в неживой природе осенью Уборка процедурного кабинета Сольфеджио. Все правила по сольфеджио Балочные системы. Определение реакций опор и моментов защемления |
Опыт 5. Получение хромата барияСодержание книги
Поиск на нашем сайте
Внести в пробирку 2…3 капли раствора хлорида бария и 5…6 капель раствора ацетата натрия. Затем прибавить 4…6 капель раствора хромата калия. При этом выпадает жёлтый осадок хромата бария, не растворимый в уксусной кислоте. Составить уравнение реакции.
Опыт 6. Взаимодействие гидроксида магния с хлоридом аммония В две пробирки внести по 2…3 капли раствора хлорида магния. В одну пробирку добавить 5…6 кристаллов хлорида аммония и, встряхивая, добиться их растворения. Затем в каждую из пробирок добавить по 8…10 капель раствора гидроксида аммония. Объяснить, почему осадок выпадает в пробирке, в которой отсутствует хлорид аммония (см. пояснения к опыту 4).
Контрольные вопросы и упражнения
1. Дать определение ионообменных реакций. 2. Написать в ионной форме следующие уравнения реакций:
Pb(NO₃)₂ + CaJ₂ → CaCO₃ + HCl → FeCl₃ + Ba(OH)₂ → CH₃COOH + K₂CO₃ →
3. Как изменится растворимость осадка при добавлении одноимённого иона? 4. По ионным уравнениям составить уравнения в молекулярной форме (анион - NO₃⁻, катион Na⁺)
2 Ag⁺ + CrO₄²⁻ = Ag₂CrO₄; H⁺ + CH₃COO⁻ = CH₃COOH; 2 Al³⁺ + 3S²⁻ + 6 H₂O = 2 Al(OH)₃ + 3 H₂S.
Ионное произведение воды. Водородный показатель. Гидролиз солей Вода является слабым электролитом, который диссоциирует на ионы:
H₂O ⇄ H⁺ + OH⁻ или, точнее 2 H₂O ⇄ H₃O⁺ + OH⁻.
Концентрация образующихся гидратированных ионов водорода и гидроксид-ионов невелика. При 22°C она составляет 10⁻⁷ моль/л. Запишем выражение константы диссоциации воды
Учитывая, что концентрация воды мало меняется при диссоциации, [H₂O] можно считать постоянной величиной и включить в константу:
KВ = Kд · [H₂O] = [H⁺] · [OH⁻]. (6)
Это произведение называется ионным произведением воды. При 22°C эта константа равна 1·10⁻¹⁴
KВ = [H⁺] · [OH⁻] = 1·10⁻¹⁴. (7)
Ионное произведение воды – постоянная величина как для чистой воды, так и водных растворов различных электролитов, и она часто используется в аналитических расчётах.
Пример. Вычислите концентрацию [OH⁻] в 0,01 М бромистоводородной кислоты, приняв степень ее диссоциации за 100 %.
Решение. Уравнение диссоциации кислоты
HBr ⇄ H⁺ + Br⁻.
По формуле (3) рассчитываем концентрацию [OH⁻]
Водородный показатель. По кислотно-основным свойствам растворы обычно делят на кислые, нейтральные и щелочные. Это лишь качественная характеристика кислотности (основности) среды. Для количественной характеристики можно использовать молярную концентрацию ионов водорода. Удобно кислотность (основность) водных растворов выражать через десятичный логарифм концентрации ионов H+, взятый с обратным знаком. Эта величина называется водородным показателем, её обозначают символом pH:
pH = - lg[H⁺]. (8)
Если раствор нейтральный, т.е. [H⁺] = [OH-], то pH = 7. В кислом растворе [H⁺]>[OH⁻], следовательно, рН<7, в щелочном растворе [H⁺]<[OH⁻] и pH>7. Пример. Считая диссоциацию гидроксида калия в воде полной, вычислите рН 0,001 М раствора KOH. Решение.Определяем молекулярную концентрацию гидроксид-ионов в растворе [OH⁻] = [KOH] · α · N(OH⁻),
где α - степень диссоциации; N(OH⁻) – число ионов (OH⁻), образующихся при разложении одной молекулы KOH.
[OH⁻] = 0,001·1·1 моль/л = 10⁻³ моль/л.
Используя ионное произведение воды, находим концентрацию иона водорода
а затем водородный показатель
pH = -lg[H+] = -lg(1·10⁻¹¹) = 11.
Значение pH растворов можно экспериментально определить при помощи кислотно-основных индикаторов – веществ, которые изменяют окраску в зависимости от концентрации водородных ионов. Каждый индикатор характеризуется определёнными интервалами pH раствора, при которых он изменяет свой цвет. Изменение цвета лакмуса от красного до синего происходит при pH от 5 до 8, метилового оранжевого – от розового до жёлтого – при pH от 3,1 до 4,4, фенолфталеина – от бесцветного до малинового – при pH от 8,3 до 9,8. Эти интервалы значений pH называются областями перехода индикатора. Более точно pH раствора измеряется с помощью электрического прибора – pH-метра (потенциометра). Изменение характера среды раствора происходит не только в результате добавления к воде кислоты или щёлочи, но и при растворении некоторых солей (гидролиза солей). Гидролиз солей – химическое взаимодействие ионов солей с водой, во многих случаях сопровождающееся изменением реакционной среды (из нейтральной в кислую или щелочную).
Причина гидролиза лежит в том, что ионы соли с ионами воды образуют малодиссоциирующие комплексы (ионы или молекулы). Реакции гидролиза всегда направлены в сторону образования таких комплексов. Если продукты гидролиза растворимы, то реакция имеет обратимый характер. Однако в результате гидролиза могут получаться летучие (газы) или малорастворимые вещества (осадки). В этом случае реакция становится необратимой. Рассмотрим важнейшие случаи гидролиза солей. 1. Соль образована сильным основанием и слабой кислотой. Например, такие соли, как Na₂CO3, K₂S, Na₃PO₄, KCN и др.
KCN + H₂O ⇄ KOH + HCN; CN⁻ + HOH ⇄ HCN + OH⁻.
Здесь KOH – сильное основание, хорошо диссоциирующее в воде, а HCN– слабая кислота, распадающаяся на ионы лишь в очень малой степени. Раствор приобретает щелочную реакцию вследствие наличия в нём свободных гидроксильных ионов, т.е. [OH⁻]>[H⁺] и pH>7. Таким образом, водные растворы всех солей, образованных сильным основанием и слабой кислотой, характеризуются щелочной реакцией среды. 2. Соль образована слабым основанием и сильной кислотой. Например, NH₄Cl, AlCl₃, CuSO₄ и др. В этом случае в процессе гидролиза главную роль играет катион соли. Анион же соли не связывает H⁺ ионов воды и практически в реакции гидролиза не участвует. Например NH₄Cl + HOH ⇄ NH₄ОН+ HCl или в ионном виде NH₄⁺ + HOH ⇄NH₄OH + H⁺.
NH₄OH – основание слабое, малодиссоциирующее; HCl – кислота сильная, распадается на ионы в высокой степени. Вследствие этого в растворе [H⁺]>[OH⁻] и pH<7; раствор приобретает кислую реакцию. 3. Соль образована слабым основанием и слабой кислотой NH₄CN, Al₂S₃, (CH₃COO)₃Fe, CuS и т.д. В этом случае в реакции гидролиза участвуют и катион (К+), и анион (А-) соли, они связывают ионы H+ и OH⁻ из молекулы воды:
КА + НОН ⇄ КОН + НА K⁺ + A⁻ + HOH ⇄ KOH + AH.
Среда раствора может стать кислой (если основание, образовавшееся в результате гидролиза, является более слабым, чем кислота, т.е. константы диссоциации основания и кислоты отвечают соотношению Кдис(КОН)<Кдис(АН)), либо щелочной (если основание окажется более сильным, чем кислота, т.е. Кдис(КОН)>Кдис(АН)), либо будет нейтральной в случае равной силы кислоты и основания: Кдис(КОН)≈Кдис(АН). Например, CH₃COONH₄ + HOH ⇄ CH₃COOH + NH₄OH.
Константы диссоциации уксусной кислоты (1,76 · 10⁻⁵) и гидроксида аммония (1,79 · 10⁻⁵) близки между собой. Поэтому pH раствора остаётся приблизительно равным 7. Соли, которые образованы слабым нерастворимым или летучим основанием и слабой летучей или нерастворимой кислотой подвергаются необратимому (полному) гидролизу. Такие соли не могут существовать в водных растворах. Например,
Al2S3 + 6 H2O ® 2 Al(OH)3¯ + 3 H2S; Fe2(CO3)3 + 6 H2O ® 2 Fe(OH)3¯ + 3 H2 CO3 (CO2 + H2O); (NH4)2SiO3 + 2 H2O ® 2 NH4OH (NH3 + H2O) + H2SiO3¯.
Полный гидролиз происходит также при совместном присутствии в водном растворе двух типов солей (соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой, и соли, образованной сильным основанием и слабой кислотой). Например,
2 AlCl3 + 3 Na2 CO3 + 6 H2O ® 2 Al(OH)3¯ + 3 H2 CO3 (CO2 + H2O) + 6 NaCl.
4. Соли, образованные сильными основаниями и сильными кислотами, гидролизу не подвергаются, т.к. ионы не образуют слабых электролитов с водой.
Примеры таких солей: NaCl, KNO₃, BaCl₂, Na₂SO₄. Реакция в растворах таких солей практически нейтральна (pH = 7). Соли, образованные многозарядным катионом или многозарядным анионом, гидролизуются ступенчато с образованием малодиссоциированных гидроксокатионов или гидроанионов. При комнатной температуре, как правило, гидролиз идёт по первой ступени. I. Гидролиз по многозарядному катиону Соль диссоциирует в растворе на ионы CuSO₄ = Cu²⁺ + SO₄²⁻.
Первая ступень гидролиза Cu²⁺ + H₂O ⇄ CuOH⁺ + H⁺, 2 CuSO₄ + 2 H₂O ⇄ (CuOH)₂SO₄ + H₂SO₄. Вторая ступень гидролиза CuOH⁺ + H₂O ⇄ Cu(OH)₂ + H⁺, (CuOH)₂ SO₄ + 2 H₂O ⇄ 2 Cu(OH)₂ + H₂SO₄.
II. Гидролиз по многозарядному аниону Соль диссоциирует в растворе на ионы Na₃PO₄ = 3Na⁺ + PO₄³⁻. Первая ступень гидролиза PO₄³⁻ + H₂O ⇄ HPO₄²⁻ + OH⁻, Na₃PO₄ + H₂O ⇄ Na₂HPO₄ + NaOH. Вторая ступень гидролиза HPO₄²⁻ + H₂O ⇄ H₂PO₄⁻ + OH⁻, Na₂HPO₄ + H₂O ⇄ NaH₂PO₄ + NaOH. Третья ступень гидролиза H₂PO₄⁻ + H₂O ⇄ H₃PO₄ + OH⁻, NaH₂PO₄ + H₂O ⇄ H₃PO₄ + NaOH.
Полнота гидролиза характеризуется степенью гидролиза, которая показывает отношение числа гидролизованных молекул к общему числу растворенных молекул.
Лабораторная работа Гидролиз солей Цель работы Изучение реакций гидролиза солей различных типов и смещения гидролитического равновесия.
Оборудование и реактивы Штатив с пробирками. Пробиркодержатель. Чашка Петри. Спиртовка. Растворы (0,001-1 М): щёлочи, соляной кислоты, хлорида магния, сульфата меди, хлорида натрия, ацетата натрия, хлорида алюминия. Индикаторы: метиловый оранжевый, фенолфталеин, универсальная индикаторная бумага.
|
|||||||
Последнее изменение этой страницы: 2016-08-10; просмотров: 414; Нарушение авторского права страницы; Мы поможем в написании вашей работы! infopedia.su Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав. Обратная связь - 18.226.4.129 (0.007 с.) |