Сборник лаб. раб по общей химии new. Методические указания по выполнению лабораторных работ и организации самостоятельной работы для студентов всех форм обучения

• Название: Методические указания по выполнению лабораторных работ и организации самостоятельной работы для студентов всех форм обучения
• Анкор: Сборник лаб. раб по общей химии new.doc
• Дата: 22.12.2017
• Размер: 1.56 Mb.
• Имя файла: Сборник лаб. раб по общей химии new.doc
• Тип: Методические указания; #12466
• страница: 9 из 17

Лабораторная работа № 5
Водородный показатель и гидролиз солей

Введение

Использование водородного показателя имеет большое практическое значение для оценки кислотности и щелочности всевозможных водных сред: природных, промышленных, физиологических и прочих. В связи с этим в настоящее время разработаны прецизионные инструментальные методы измерения водородного показателя и соответствующие приборы – так называемые рН-метры.

Лабораторная работа нацелена на изучение кислотно-основных свойств растворов, которые широко используются в технологии переработки пищевых продуктов и в процессах изготовления и использования различных машин и механизмов.
1. Цели и задачи

1.1. Изучить гидролиз средних солей и реакцию среды этих растворов, условия протекания реакций гидролиза в водных растворах, влияние различных факторов на степень гидролиза.

1.2. Научиться определять рН среды при помощи индикаторов, составлять уравнения гидролиза солей.
2. Теоретическая часть
2.1. Ионное произведение воды, рН - растворов

Чистая вода является слабым электролитом, так как обладает измери­мой электрической проводностью, которая объясняется небольшой диссоциацией воды на ионы водорода и гидроксид ион:

Н₂О → H⁺ +ОН^-

Тогда константа диссоциации воды:

, (1)
или . (2)

Так как степень диссоциации воды очень мала, то концентрация недиссоциированных молекул Н₂О в воде практически равна общей концентрации воды -55,55 моль/л: 1 л содержит 1000 г Н₂О, т.е. 100:18=55,55 молей.

Kg - воды – величина постоянная при данной температуре. По­этому заменив в уравнении (2) произведение двух постоянных:

,

новой константой – константой воды будем иметь:

.

Полученное уравнение показывает, что для воды и разбавленных растворов при неизменной температуре произведение концентрации ио­нов водорода и гидроксогруппы есть величина постоянная. Она назы­вается ионным произведением воды. В чистой воде при 25°С [Н⁺] = [ОН^-] = 1^.10^-7 моль/л, поэтому для указанной температуры:

= 10^-7. 10^-7 = 10^-14

Растворы, в которых концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов одинаковы, называются нейтральными растворами. При повышении температуры увеличивается, но при температу­рах, близких к комнатным, этим увеличением можно пренебречь. Зная числовое значение ионного произведения воды, можно определить концентрацию ионов водорода и гидроксид-иона:

или .

Если концентрация ионов водорода в водородном растворе известна, то тем самым определена и концентрация ионов [ОН^-]. Так, если [H⁺] =10^-14 моль/л, то [OH^-] = 10^-14/10^-4=10^-10моль/л, и наоборот, если [ОН^-] = 10^-5 моль/л, то [Н⁺] =10^-14/10^-5 =10^-9 моль/л.

Поэтому как степень кислотности, так и степень щелочности раствора можно количественно охарактеризовать концентрацией ионов водоро­да:

Нейтральный раствор [Н⁺] =10^-7 моль /л,
Кислый раствор [Н⁺] > 10^-7 моль/л,

Щелочной раствор [Н⁺] < 10^-7 моль / л.

Более удобно пользоваться десятичным логарифмом концентрации ионов водорода, взятых с обратным знаком. Эта величина называется водородным показателем и обозначается рН.

pH = - lg[H⁺] ,

если рН = 7 - среда нейтральная,

если рН < 7 - среда кислая,

если рН >7 - среда щелочная.

Приближенную реакцию раствора можно определить с помощью спе­циальных реактивов, называемых индикаторами, окраска которых ме­няется в зависимости от концентрации ионов водорода. Наиболее рас­пространенные индикаторы - метиловый оранжевый, метиловый красный, фенолфталеин, лакмус.
2.2. Гидролиз солей

Гидролизом солей называется процесс взаимодействия ионов соли с ионами воды. Обязательным условием гидролиза является образова­ние слабого электролита в результате реакции. Если слабый электро­лит не образуется, то такая соль гидролизу не подвергается. Гидролизу подвергаются соли, образованные: 1) слабыми кислотами и сильными основаниями; 2) слабыми основаниями и сильными кисло­тами; 3) слабым и основаниями и слабыми кислотами. При обычных условиях гидролиз идет только по первой стадии.

1. Гидролиз солей, образованных слабыми кислотами и сильными ос­нованиями:

	↓CH3COONa + H2О = CH3COOH + NaOH	pH > 7
	CH3COO- + H2О = СH3CООН + ОН-
	Na2CO3 + H2O = NaHCO3 + NaOH	I ступень
	СО32- + Н2О = HСО3-	pH > 7
	NaHCO3 + Н2О = H2СО3 + NaOH	II ступень
	НСО3- + Н2О = H2CO3 + ОН-	pH > 7

2. Гидролиз солей, образованных слабыми основаниями и сильными кислотами:

	NH4Cl + H2O =NH4OH + HCl	pH < 7
	NH4+ + H2O = NH4OH + H+
	Cu(NO3)2 +Н2О = CuOHNO3 + HNO3	I ступень
	Си2+ + Н2О = СuОН+ + Н+	pH < 7
	CuOHNO3 + Н2О = Сu(ОН)2 + HNO3	II ступень
	СuОН+ + Н2О = Сu(ОН)2 + Н+	pH < 7

3. Гидролиз солей, образованных слабыми основаниями и слабыми кислотами:

	NH4CN +H2O = NH4OH + HCN	pH = 7
	NH4+ + CN- + H2O = NH4OH + HCN

В данном случае .

Соли очень слабых кислот и нерастворимых оснований не могут существовать, так как подверга­ются глубокому полному гидролизу:
Cr₂S₃ + 6Н₂О = Сr(ОН)₃ + 3H₂S.
Соли, образованные сильными основаниями и сильными кислотами, не содержат ионов, способных связывать ионы воды в слабые элек­тролиты, и практически гидролизу не подвергаются.

Гидролиз соли, образованной слабой кислотой НА и сильным осно­ванием, характеризуется константой гидролиза К:
К_Г = [ОН^-] [НА] / [А^-] = К_H2O/ К_кисл.,

где К_H2O – ионное произведение воды.
Последнее соотношение показывает, что чем слабее кислота, т.е. чем меньше константа ее диссоциации, тем больше константа гидролиза образованной ею соли.

Аналогично для соли слабого основания МОН и сильной кислоты:
К_Г = [Н⁺] [МОН] / М⁺ = К_H2O / К_осн.
Отсюда следует, что К_Г тем больше, чем меньше К_осн, т.е. чем слабее основание МОН.

Степенью гидролиза h называется доля электролита, подвергшаяся гидролизу. Она связана с константой гидролиза К_Г уравнением, аналогичным закону разбавления Оствальда для диссоциации слабого элек­тролита:

K_Г = h² C_M / (1 - h).

Чаще всего гидролизованная часть соли очень мала, а концентрация продуктов гидролиза незначительна. В подобных случаях h << 1, и в знаменателе последней формулы этой величиной можно пренебречь. Тогда связь между К_Г и h выразится более простыми соотношениями:

К_Г = h² См или h = .

Из последнего уравнения следует, что степень гидролиза данной соли тем больше, чем меньше ее концентрация, иначе говоря, при раз­бавлении раствора гидролизующейся соли степень ее гидролиза воз­растает.
Примеры решения задач

1. Концентрация ионов водорода в растворе равна 4^.10^-3 моль/л. Определить рН раствора.

Решение.

Округляя значение логарифма до 0,01, получим:

рН= - lg(4^.10^-3) = 2,40.
2. Чему равна концентрация гидроксид-ионов в растворе, рН кото­рого равен 10,80.

Решение.

Из соотношения рН + рОН = 14 находим:

рОН = 14 - рН = 14 - 10,80 = 3,20.

Отсюда, -lg [ОН^-] = 3,20 или lg [ОН^-] = -3,2. Этому значению лога­рифма соответствует значение [ОН^-] = 6,31^.10^-4 моль/л.
3. Вычислить степень гидролиза ацетата калия в 0,1М растворе и рН раствора.

Решение.

Уравнение реакции гидролиза:

СН₃СОО^- + Н₂О СН₃СООН + ОН^-.

Для вычисления степени гидролиза найдем, прежде всего, константу гидролиза. Для этого воспользуемся значением константы диссоциа­ции уксусной кислоты (1,8 ^. 10^-5), взятой в справочнике:

K_Г = K_H2O / K_кисл. = 10^-14 / (1,8^.10^-5) = 5,56^.10^-10.

Теперь найдем степень гидролиза:

h = =5,56^.10^-10 / 0,1 = 7,5^.10^-5.

Для вычисления рН следует принять во внимание, что в результате гидролиза каждого аниона СН₃СОО ^- образуется один гидроксид-ион. Если исходная концентрация гидролизующихся анионов С_М моль/л, а гидролизу подверглась доля h этих ионов, то при этом образовалось hС_М моль/л ионов ОН^-. Таким образом:

[OH^-] = hC_M = 7,5^.10^{-5 .} 0,1 = 7,5^.10^-6 моль/л.

Следовательно,

рОН = - lg [ОH^-] = - lg (7,5^.10^-6) = 5,12.

Отсюда,

рН= 14 – рОН = 14 - 5,12 = 8,88.
4. Определить рН 0,1 М раствора ортофосфата калия.

Решение.

Будем считать, что гидролиз практически протекает только по пер­вой ступени:

К₃РО₄ + Н₂О = К₂НРО₄ + КОН

РO₄^3- + Н₂O = НРО₄^2- + ОН^-.

Константа гидролиза по этой ступени определяется константой диссоциации образовавшейся слабой кислоты НРО₄^2-, т.е. третьей константой диссоциации ортофосфорной кислоты (1,3^.10^-12):

К_Г = К_H2O / К_Д3 = 10^-14 / (1,3^.10^-12) = 7,7^.10^-3.

Находим степень гидролиза:

h = = 7,7^.10^-3 / 0,1 = 2,8^.10^-2.

Концентрация образовавшихся гидроксид-ионов равна hС_M, т.е. [ОН ^-] = 2,8^.10^-3, откуда pOH = - lg (2,8^.10^-3) = 2,55.

Окончательно получаем: рН = 14 - рОН = 11,45.

5.Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гид­ролиза солей: a) KCN, б) Na₂CO₃; в) ZnSO₄. Определите реакцию среды растворов этих солей.
Решение.

а) Цианид калия KCN – соль слабой одноосновной кислоты HCN и сильного основания КОН. При растворении в воде молекулы KCN полностью диссоциируют на катионы К⁺ и анионы CN^-. Катионы К⁺ не могут связывать ионы ОН^- воды, так как КОН – сильный электро­лит. Анионы же CN^- связывают ионы Н⁺ воды, образуя молекулы сла­бого электролита HCN. Соль гидролизуется по аниону. Ионно-молекулярное уравнение гидролиза:

CN^- + Н₂О = HCN + ОН^-

или в молекулярной форме.

KCN + Н₂О = HCN + КОН.

В результате гидролиза в растворе появляется некоторый избыток ионов ОН^-, поэтому раствор KCN имеет щелочную реакцию (рН > 7).
б) Карбонат натрия Na₂CO₃ – соль слабой многоосновной кислоты и сильного основания. В этом случае анионы соли СО₃^2-, связывая водо­родные ионы воды, образуют анионы кислой соли НСО^3-. В обычных условиях гидролиз идет по первой ступени. Соль гидролизуется по аниону. Ионно-молекулярное уравнение гидролиза

СО + Н₂О = НСО + OH^-

или в молекулярной форме

Na₂CO₃ + Н₂О = NaHCO₃ + NaOH.

В растворе появляется избыток ионов ОН^-, поэтому раствор Na₂CO₃ имеет щелочную реакцию (рН >7).
в) Сульфат цинка ZnSO₄ – соль слабого многокислотного основа­ния Zn(OH)₂ и сильной кислоты H₂SO₄. В этом случае катионы Zn²⁺ связывают гидроксильные ионы воды, образуя катионы основной соли ZnOH⁺. В обычных условиях гидролиз идет по первой ступени. Соль гидролизуется по катиону. Ионно-молекулярное уравнение гидролиза:

Zn²⁺ + Н₂О = ZnOH⁺ + Н⁺,

или в молекулярной форме:

2ZnSO₄ + 2Н₂О = (ZnOH)₂SO₄ + H₂SO₄.

В растворе появляется избыток ионов водорода, поэтому раствор ZnSО₄ имеет кислую реакцию (рН < 7).
6.Какие продукты образуются при смешивании растворов Аl(NО₃)₃ и К₂СО₃? Составьте ионно-молекулярное и молекулярное уравне­ния реакции. Решение.

Соль Аl(NО₃)₃ гидролизуется по катиону, а К₂СО₃ – по аниону:

Аl³⁺ + Н₂О = AlОH²⁺ + H⁺.

СО₃^{2 -} + Н₂О = НСО₃^- + ОН^-.

Если растворы этих солей находятся в одном сосуде, то идет вза­имное усиление гидролиза каждой из них, т.к. ионы Н⁺ и ОН^- обра­зуют молекулу слабого электролита Н₂О. При этом гидролитическое равновесие сдвигается вправо и гидролиз каждой из взятых солей идет до конца с образованием Al(ОН)₃ и СО₂. Ионно-молекулярное урав­нение:

2Аl³⁺ + 3СО₃^{2 -} + 3Н₂О = 2Аl(ОН)₃ + 3СО₂,

или молекулярное уравнение:

2Al(NO₃)₃ + 3К₂СО₃ +3ЗН₂О = 2Аl(ОН)₃ + 3СО₂ + 6KNO₃.