Категории: ДомЗдоровьеЗоологияИнформатикаИскусствоИскусствоКомпьютерыКулинарияМаркетингМатематикаМедицинаМенеджментОбразованиеПедагогикаПитомцыПрограммированиеПроизводствоПромышленностьПсихологияРазноеРелигияСоциологияСпортСтатистикаТранспортФизикаФилософияФинансыХимияХоббиЭкологияЭкономикаЭлектроника |
Ионно - молекулярные реакции обменаПровести реакции между растворами электролитов согласно заданию. Для этого в пробирку налить 7 ─ 8 капель одного реактива и добавить 7 ─ 8 капель другого реактива. Отметить признаки реакции: выпадение осадка, выделение газа или изменение запаха (что свидетельствует об образовании малодиссоциирующего вещества). Затем, в соответствии с наблюдаемыми признаками, отнести реакцию к одному из 3-х типов: 1) ионообменные реакции с образованием малорастворимого вещества (осадка); 2) ионообменные реакции с выделением газа; 3) ионообменные реакции с образованием слабого электролита.
Каждую реакцию записать в 3-х формах: а) молекулярной, б) полной ионно-молекулярной, в) сокращенной ионно-молекулярной. Сделайте вывод о направлении протекания реакций ионного обмена.
Задания для опытов
Лабораторная работа №6 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.
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 гидролизаh. 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.
Практическая часть Опыты №1,2,3 выполняются следующим образом: на полоску универсальной индикаторной бумаги нанести несколько капель раствора, а затем сравнить окраску бумаги со шкалой. Оформить опыты, выбрав подходящее название для 2 и 3 опыта.
Опыт №1. Индикаторный метод определения рН растворов Измерить значения рН растворов кислот и оснований, а также 2-х солей, указанных преподавателем, результаты занести в табл.6.1. На основании измеренных значений рН рассчитать для каждого из растворов концентрации ионов Н+ и ОН-, а также указать реакцию среды (кислая, нейтральная или щелочная). Расчетные формулы и пример расчета для одного из растворов привести после таблицы.
Таблица 6.1. Значения рН водных растворов электролитов
Опыт №2. Гидролиз соли, образованной сильным основанием и слабой кислотой По характеру среды водного раствора выбрать соль, относящуюся к данному типу. Написать уравнение гидролиза соли в молекулярной и ионно-молекулярных формах. На основании измеренного значения рН данной соли и табличного значения константы диссоциации слабой кислоты рассчитать константу и степень гидролиза данной соли.
Опыт №3. Гидролиз соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой По характеру среды водного раствора выбрать соль, относящуюся к данному типу. Написать уравнение гидролиза соли в молекулярной и ионно-молекулярных формах. На основании измеренного значения рН данной соли и табличного значения константы диссоциации слабого основания рассчитать константу и степень гидролиза данной соли.
Опыт №4. Влияние разбавления на степень гидролиза Разбавить исходный 0,1М раствор одной из солей водой в 10 раз с помощью мерного цилиндра, измерить рН полученного раствора и сравнить его с измеренным ранее рН соли до разбавления. Сделать вывод о влиянии разбавления на степень гидролиза.
Опыт №5. Влияние нагревания на степень гидролиза Раствор одной из солей налить в микропробирку и нагреть до 50 – 60 0С путем помещения на водяную баню. Измерить рН нагретого раствора соли и сравнить его с измеренным ранее рН соли при комнатной температуре. Сделать вывод о влиянии температуры на степень гидролиза.
Лабораторная работа №7 |
||||||||||||||
Последнее изменение этой страницы: 2016-08-11 lectmania.ru. Все права принадлежат авторам данных материалов. В случае нарушения авторского права напишите нам сюда... |