Файл: Лабораторные работы по общей и неорганической химии.doc
Добавлен: 20.03.2024
Просмотров: 178
Скачиваний: 2
ВНИМАНИЕ! Если данный файл нарушает Ваши авторские права, то обязательно сообщите нам.
2+ в центрифугате реакцией взаимодействия с раствором (NH4)2C2O4.
Записать наблюдения, привести молекулярные и ионные уравнения реакций, рассчитать константы равновесия:
Ba(NO3)2 + K2CrO4 BaCrO4 + KNO3
Сa(NO3)2 + K2CrO4 CaCrO4 + KNO3
СaCrO4 + (NH4)2C2O4 CaC2O4 + (NH4)2CrO4
Опыт 4. Смещение равновесия химической реакции в сторону образования менее растворимого соединения (демонстрационный)
Налить в пробирку 2-3 капли раствора нитрата серебра и прибавить к нему 2-3 капли раствора хромата калия. Записать цвет полученного осадка, после чего добавить в пробирку 2-3 капли раствора хлорида натрия. Как изменяется цвет осадка? Затем прибавить к содержимому пробирки 2-3 капли раствора сульфида натрия и опять записать цвет осадка. Составить молекулярные и ионные уравнения всех превращений:
AgNO3 + K2CrO4 → Ag2CrO4 + KNO3
Ag2CrO4 + NaCl → AgCl + Na2CrO4
AgCl + Na2S → Ag2S + NaCl
Используя значения констант растворимости, вычислить растворимости полученных соединений и константы равновесия для наблюдаемых процессов. Сделать вывод о направлении химических реакций.
Вопросы для самоподготовки
1. Малорастворимые вещества - как слабые электролиты. Понятие растворимости (s).
2. Гетерогенное равновесие: осадок - насыщенный раствор. Константа растворимости Кs (или произведение растворимости ПР).
3. Связь между растворимостью (s) и константой растворимости (Кs) для малорастворимых веществ различного состава.
4. Условия образования и растворения осадка.
5. Влияние общего иона на растворимость малорастворимого вещества. Солевой эффект.
6. Константа равновесия сложных систем: осадок слабый электролит или осадок 1 осадок 2.
Задачи и упражнения
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 4
Ионное произведение воды. рН растворов.
Гидролиз солей.
Теоретическая часть
Вода является очень слабым электролитом. Диссоциация молекул воды протекает незначительно с образованием ионов водорода и гидроксид-ионов:
H2O H+ + OH-
Константа диссоциации воды имеет вид:
K = [H+][OH-]/[H2O]
Необходимо отметить, что в растворе ионы водорода не существуют в свободном виде, а образуются ионы гидроксония Н3О+.
Равновесная концентрация недиссоциированных молекул воды практически равна общей концентрации воды, поэтому
[H+][OH-]=K[H2O]=Kw
Ионное произведение воды (Kw) представляет собой постоянную величину, при температуре 25°С концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов одинаковые и равны 10-7 моль/л. Следовательно, при этой температуре Kw = 10-14.
Диссоциация молекул воды – процесс эндотермический. При увеличении температуры она увеличивается, значение Kw возрастает.
Если при 25°С [H+] = [OH-] = 10-7 моль/л, растворы называют нейтральными. В кислых растворах [H+] > [OH-], а в щелочных [H+] < [OH-].
Отрицательные десятичные логарифмы концентраций ионов H+ и OH- называются соответственно водородным и гидроксильным показателями:
pH = - lg[H+]; pОH = - lg[ОH-]
pH + pОH = Kw = 14.
При температуре 25°С pH = 7 в нейтральных растворах, в кислых 0 ≤ pH < 7, в щелочных 7 < pH ≤ 14.
При растворении в воде соли, состоящей из аниона слабой кислоты или катиона слабого основания, протекает процесс гидролиза – обменного взаимодействия соли с водой, в результате которого образуется слабая кислота или слабое основание.
В результате гидролиза соли слабой кислоты и сильного основания, образуются гидроксид-ионы, среда щелочная (7 < pH ≤ 14):
CH3COOK + H2O CH3COOH + KOH,
CH3COO- + H2O CH3COOH + OH-.
Кратое ионное уравнение характеризует гидролиз соли:
Кг = [CH3COOH][OH-]/[CH3COO-] = Kw/Kкисл, Кг – константа гидролиза.
При гидролизе соли сильной кислоты и слабого основания
, возрастает концентрация ионов водорода, среда кислая (0 ≤ pH < 7):
AlCl3 + H2O AlOHCl2 + HCl,
Al3+ + H2O AlOH2+ + H+.
Кг = [AlOH2+][ H+]/[ Al3+] = Kw/Kосн
При взаимодействии с водой соли слабой кислоты и слабого основания, образуются как гидроксид-ионы, так и ионы водорода. В этом случае среда раствора зависит от силы кислоты и основания, образующих соль. Если Ккисл ≈ Косн, то pH ≈ 7; Ккисл > Косн, среда будет слабокислой; Ккисл < Косн, среда будет слабощелочной:
CH3COONH4 + H2O CH3COOH + NH4OH,
так как константы диссоциации уксусной кислоты и аммиака практически равны K(CH3COOH) = 1,74∙10-5, а K(NH3∙H2O) = 1,76∙10-5, pH ≈ 7.
Соли сильного основания и сильной кислоты гидролизу не подвергаются.
Степень гидролиза (h) – количество электролита, подвергшегося гидролизу:
Кг = h2∙Cм, h = √(Kг/Cм).
Степень гидролиза соли тем больше, чем меньше ее концентрация. Следовательно, при разбавлении раствора соли, степень гидролиза возрастает.
Экспериментальная часть
Опыт 1. Определение реакции среды при гидролизе солей
В отдельных пробирках растворить в 1-2 мл дистиллированной воды несколько кристаллов следующих солей: карбоната натрия, фосфата натрия, хлорида натрия, сульфата алюминия, хлорида железа(III), карбоната аммония. На предметное стекло положить кусочки универсальной индикаторной бумаги. С помощью чистой стеклянной палочки смочить индикаторную бумагу раствором каждой из солей. По цвету индикаторной бумаги определить рН раствора, предварительно определив рН дистиллированной воды. Результаты эксперимента записать в таблице. Написать уравнения I стадии реакций гидролиза солей в молекулярном и ионном виде.
Опыт 2. Влияние температуры на гидролиз
Реакция гидролиза - это эндотермический процесс, поэтому в соответствии с принципом Ле Шателье повышение температуры раствора соли увеличивает степень гидролиза. Для определения рН раствора ацетата натрия готовят ее раствор и прибавляют к нему индикатор (фенолфталеин). По изменению интенсивности окраски индикатора при нагревании или охлаждении раствора судят об увеличении или уменьшении концентрации ионов ОН- и, следовательно, об изменении степени гидролиза.
Порядок выполнения опыта.
Налить в пробирку 1-2 мл раствора ацетата натрия и прилить к нему 1-2 капли фенолфталеина. Нагреть раствор на водяной бане. Как меняется интенсивность окраски раствора фенолфталеина? Написать уравнения гидролиза ацетата натрия в молекулярной и ионной формах. Записать наблюдения и объяснить изменение окраски фенолфталеина при нагревании.
Опыт 3. Влияние разбавления на гидролиз хлорида сурьмы
Степень гидролиза солей зависит от их природы. В случае гидролиза SbCl3 идут следующие процессы:
1) SbCl3 + HOH = Sb(OH)Cl2 + HCl
Sb3+ + HOH = Sb(OH)2+ + H+
2) Sb(OH)Cl2 + (HOH) = SbOCl + HCl
Sb(OH)2+ + НОН = Sb(OH)2+ + H+
Sb(OH)2+ + Cl- = SbOCl + H+ + H2O
В результате гидролиза по второй ступени образуется Sb(OH)2Cl - неустойчивое вещество, которое разлагается с образованием осадка оксохлорида сурьмы SbOCl. Это приводит к смещению равновесия гидролиза вправо. Поэтому растворы SbCl3 готовят только в сильнокислой среде, что останавливает гидролиз на первой ступени.
SbOCl + HCl = Sb(OH)Cl2
Порядок выполнения опыта.
Налить в пробирку примерно 1 мл SbCl3. Добавить к раствору SbCl3 примерно 5 капель дистиллированной воды. Добавить в реакционную смесь 1 мл соляной кислоты (2н). Добавить к раствору еще 1-2 мл дистиллированной воды. Записать наблюдения и уравнения реакции гидролиза SbCl3. Объяснить причины образования и растворения осадка SbOCl.
Опыт 4. Взаимное усиление гидролиза
Гидролиз соли усиливается, если связать один из ионов, образующийся в результате гидролиза, в слабый электролит. В результате гидролиза соли слабого основания и сильной кислоты в растворе образуются свободные ионы Н
Записать наблюдения, привести молекулярные и ионные уравнения реакций, рассчитать константы равновесия:
Ba(NO3)2 + K2CrO4 BaCrO4 + KNO3
Сa(NO3)2 + K2CrO4 CaCrO4 + KNO3
СaCrO4 + (NH4)2C2O4 CaC2O4 + (NH4)2CrO4
Опыт 4. Смещение равновесия химической реакции в сторону образования менее растворимого соединения (демонстрационный)
Налить в пробирку 2-3 капли раствора нитрата серебра и прибавить к нему 2-3 капли раствора хромата калия. Записать цвет полученного осадка, после чего добавить в пробирку 2-3 капли раствора хлорида натрия. Как изменяется цвет осадка? Затем прибавить к содержимому пробирки 2-3 капли раствора сульфида натрия и опять записать цвет осадка. Составить молекулярные и ионные уравнения всех превращений:
AgNO3 + K2CrO4 → Ag2CrO4 + KNO3
Ag2CrO4 + NaCl → AgCl + Na2CrO4
AgCl + Na2S → Ag2S + NaCl
Используя значения констант растворимости, вычислить растворимости полученных соединений и константы равновесия для наблюдаемых процессов. Сделать вывод о направлении химических реакций.
Вопросы для самоподготовки
1. Малорастворимые вещества - как слабые электролиты. Понятие растворимости (s).
2. Гетерогенное равновесие: осадок - насыщенный раствор. Константа растворимости Кs (или произведение растворимости ПР).
3. Связь между растворимостью (s) и константой растворимости (Кs) для малорастворимых веществ различного состава.
4. Условия образования и растворения осадка.
5. Влияние общего иона на растворимость малорастворимого вещества. Солевой эффект.
6. Константа равновесия сложных систем: осадок слабый электролит или осадок 1 осадок 2.
Задачи и упражнения
-
Используя табличные значения констант растворимости (Кs), вычислить растворимость (s) следующих солей: а) AgBr; б) Ag2CrO4; в) CdS; г) CaC2O4; д) Ba3(PO4)2. -
Вычислить константы растворимости для следующих веществ, если: а) s(MnS) = 1,5∙10-10; б) s(Al(OH)3) = 3,6∙10-5; в) s(BaCO3) = 9∙10-4; г) s(AgI) = 7,4∙10-3. -
Рассчитать значение Кs для ортофосфата серебра, если в 1 л насыщенного раствора содержится 0,0065 г соли. -
Произведение растворимости йодида свинца при 20°С равно 8∙10-9. Вычислить растворимость соли и содержание соли в г/л при указанной температуре. -
Во сколько раз растворимость оксалата кальция СаС2О4 в 0,1 М растворе оксалата аммония (NH4)2С2О4 меньше, чем в воде. Кs (СаС2О4) = 2,6 10-9. -
Смешаны равные объемы 0,01 М. растворов хлорида кальция и сульфата натрия. Образуется ли осадок сульфата кальция? -
Произведение растворимости MgS при температуре 25°С равно 2,0·10–15. Образуется ли осадок сульфида магния при смешении равных объемов 0,004 Н раствора нитрата магния и 0,0006 Н раствора сульфида натрия? Степени диссоциации этих электролитов принять за 1. -
Образуется ли осадок при смешивании: а) 10 мл 0,1 М раствора СаCl2 и 90 мл 0,01 М раствора К2C2O4; б) 200 мл 0,001 М BaCl2 и 50 мл 0,0005 М раствора Na2CO3. -
Определить массу ионов свинца в: а) 100 л насыщенного раствора PbS; б) в 500 мл насыщенного раствора PbI2; в) в 50 л насыщенного раствора PbSO4. -
Какой объем воды необходим для растворения: а) 20 г BaCO3; б) 1,0 г Ag2S; в) 10 г Ca3(PO4)2. -
Напишите молекулярные и ионные уравнения реакций взаимодействия BaC2O4 с соляной и уксусной кислотами. Вычислите константы равновесия и определите возможность протекания этих реакций. -
К раствору, содержащему 0,05 моль/л ионов Ca2+ и Ba2+ прибавляют по каплям раствор Na2CrO4. Какой осадок образуется первым? При какой концентрации хромата натрия это произойдет? Разбавлением растворов при смешивании пренебречь. -
Почему для разделения ионов Ca2+ и Ba2+ используется раствор хромата калия, но нельзя использовать растворы оксалата аммония или карбоната натрия?
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 4
Ионное произведение воды. рН растворов.
Гидролиз солей.
Теоретическая часть
Вода является очень слабым электролитом. Диссоциация молекул воды протекает незначительно с образованием ионов водорода и гидроксид-ионов:
H2O H+ + OH-
Константа диссоциации воды имеет вид:
K = [H+][OH-]/[H2O]
Необходимо отметить, что в растворе ионы водорода не существуют в свободном виде, а образуются ионы гидроксония Н3О+.
Равновесная концентрация недиссоциированных молекул воды практически равна общей концентрации воды, поэтому
[H+][OH-]=K[H2O]=Kw
Ионное произведение воды (Kw) представляет собой постоянную величину, при температуре 25°С концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов одинаковые и равны 10-7 моль/л. Следовательно, при этой температуре Kw = 10-14.
Диссоциация молекул воды – процесс эндотермический. При увеличении температуры она увеличивается, значение Kw возрастает.
Если при 25°С [H+] = [OH-] = 10-7 моль/л, растворы называют нейтральными. В кислых растворах [H+] > [OH-], а в щелочных [H+] < [OH-].
Отрицательные десятичные логарифмы концентраций ионов H+ и OH- называются соответственно водородным и гидроксильным показателями:
pH = - lg[H+]; pОH = - lg[ОH-]
pH + pОH = Kw = 14.
При температуре 25°С pH = 7 в нейтральных растворах, в кислых 0 ≤ pH < 7, в щелочных 7 < pH ≤ 14.
При растворении в воде соли, состоящей из аниона слабой кислоты или катиона слабого основания, протекает процесс гидролиза – обменного взаимодействия соли с водой, в результате которого образуется слабая кислота или слабое основание.
В результате гидролиза соли слабой кислоты и сильного основания, образуются гидроксид-ионы, среда щелочная (7 < pH ≤ 14):
CH3COOK + H2O CH3COOH + KOH,
CH3COO- + H2O CH3COOH + OH-.
Кратое ионное уравнение характеризует гидролиз соли:
Кг = [CH3COOH][OH-]/[CH3COO-] = Kw/Kкисл, Кг – константа гидролиза.
При гидролизе соли сильной кислоты и слабого основания
, возрастает концентрация ионов водорода, среда кислая (0 ≤ pH < 7):
AlCl3 + H2O AlOHCl2 + HCl,
Al3+ + H2O AlOH2+ + H+.
Кг = [AlOH2+][ H+]/[ Al3+] = Kw/Kосн
При взаимодействии с водой соли слабой кислоты и слабого основания, образуются как гидроксид-ионы, так и ионы водорода. В этом случае среда раствора зависит от силы кислоты и основания, образующих соль. Если Ккисл ≈ Косн, то pH ≈ 7; Ккисл > Косн, среда будет слабокислой; Ккисл < Косн, среда будет слабощелочной:
CH3COONH4 + H2O CH3COOH + NH4OH,
так как константы диссоциации уксусной кислоты и аммиака практически равны K(CH3COOH) = 1,74∙10-5, а K(NH3∙H2O) = 1,76∙10-5, pH ≈ 7.
Соли сильного основания и сильной кислоты гидролизу не подвергаются.
Степень гидролиза (h) – количество электролита, подвергшегося гидролизу:
Кг = h2∙Cм, h = √(Kг/Cм).
Степень гидролиза соли тем больше, чем меньше ее концентрация. Следовательно, при разбавлении раствора соли, степень гидролиза возрастает.
Экспериментальная часть
Опыт 1. Определение реакции среды при гидролизе солей
В отдельных пробирках растворить в 1-2 мл дистиллированной воды несколько кристаллов следующих солей: карбоната натрия, фосфата натрия, хлорида натрия, сульфата алюминия, хлорида железа(III), карбоната аммония. На предметное стекло положить кусочки универсальной индикаторной бумаги. С помощью чистой стеклянной палочки смочить индикаторную бумагу раствором каждой из солей. По цвету индикаторной бумаги определить рН раствора, предварительно определив рН дистиллированной воды. Результаты эксперимента записать в таблице. Написать уравнения I стадии реакций гидролиза солей в молекулярном и ионном виде.
| № | Соль | рН раствора | Реакция среды |
| 1 | H2O | | |
| 2 | Na2CO3 | | |
| 3 | Na3PO4 | | |
| 4 | NaCl | | |
| 5 | Al2(SO4)3 | | |
| 6 | FeCl3 | | |
| 7 | (NH4)2CO3 | | |
Опыт 2. Влияние температуры на гидролиз
Реакция гидролиза - это эндотермический процесс, поэтому в соответствии с принципом Ле Шателье повышение температуры раствора соли увеличивает степень гидролиза. Для определения рН раствора ацетата натрия готовят ее раствор и прибавляют к нему индикатор (фенолфталеин). По изменению интенсивности окраски индикатора при нагревании или охлаждении раствора судят об увеличении или уменьшении концентрации ионов ОН- и, следовательно, об изменении степени гидролиза.
Порядок выполнения опыта.
Налить в пробирку 1-2 мл раствора ацетата натрия и прилить к нему 1-2 капли фенолфталеина. Нагреть раствор на водяной бане. Как меняется интенсивность окраски раствора фенолфталеина? Написать уравнения гидролиза ацетата натрия в молекулярной и ионной формах. Записать наблюдения и объяснить изменение окраски фенолфталеина при нагревании.
Опыт 3. Влияние разбавления на гидролиз хлорида сурьмы
Степень гидролиза солей зависит от их природы. В случае гидролиза SbCl3 идут следующие процессы:
1) SbCl3 + HOH = Sb(OH)Cl2 + HCl
Sb3+ + HOH = Sb(OH)2+ + H+
2) Sb(OH)Cl2 + (HOH) = SbOCl + HCl
Sb(OH)2+ + НОН = Sb(OH)2+ + H+
Sb(OH)2+ + Cl- = SbOCl + H+ + H2O
В результате гидролиза по второй ступени образуется Sb(OH)2Cl - неустойчивое вещество, которое разлагается с образованием осадка оксохлорида сурьмы SbOCl. Это приводит к смещению равновесия гидролиза вправо. Поэтому растворы SbCl3 готовят только в сильнокислой среде, что останавливает гидролиз на первой ступени.
SbOCl + HCl = Sb(OH)Cl2
Порядок выполнения опыта.
Налить в пробирку примерно 1 мл SbCl3. Добавить к раствору SbCl3 примерно 5 капель дистиллированной воды. Добавить в реакционную смесь 1 мл соляной кислоты (2н). Добавить к раствору еще 1-2 мл дистиллированной воды. Записать наблюдения и уравнения реакции гидролиза SbCl3. Объяснить причины образования и растворения осадка SbOCl.
Опыт 4. Взаимное усиление гидролиза
Гидролиз соли усиливается, если связать один из ионов, образующийся в результате гидролиза, в слабый электролит. В результате гидролиза соли слабого основания и сильной кислоты в растворе образуются свободные ионы Н