Соль образована несильной кислотой.

Диссоциация:

CH₃COOK®CH₃COO^-+K⁺(необратимо). (1)

Гидролиз:

CH₃COO^-+H₂O«CH₃COOH+OH^-(обратимо). (2)

Образующиеся ОН^- группы обуславливают щелочную среду раствора (рН> 7). Однако из молекулярного уравнения гидролиза это не очевидно, так как образуются кислота и основание:

CH₃COOK+H₂O«CH₃COOH+KOH.           (3)

кислота   основание

Степень гидролиза h - доля молекул (ионов), вступивших в реакцию с водой.

Константа гидролиза - константа равновесия реакции гидролиза (2), умноженная на концентрацию воды:

К_Г=K× [H₂O]=(([CH₃COOH]× [OH^-])/([CH₃COO^-]× [H₂O]))× [H₂O]==[CH₃COOH]× [OH^-]/[CH₃COO^-] =

=([CH₃COOH]× [OH]× [H⁺])/([CH₃COO^-]× [H⁺])= K_W/K_a,

где К_а - константа кислотности (константа диссоциации уксусной кислоты), К_W - ионное произведение воды. В общем случае для соли, образованной слабой кислотой,

K_Г=K_W/K_a.

Между константой и степенью гидролиза существует простая связь:

K_Г = С× h²/(1-h),

где С - молярная концентрация соли в растворе. При h< < 1, K_Г»С× h², откуда следует

h = Ö (K_Г/C).

Зная степень гидролиза, легко рассчитать рН:

[OH^-]=h× C, [H⁺]=K_W/[OH^-].

Соль образована несильным основанием

Диссоциация:

NH₄NO₃ ® NH₄⁺ + NO₃^- (необратимо).

Гидролиз:

NH₄⁺ + H₂O « NH₄OH + H⁺ (обратимо).

Образование ионов водорода свидетельствует о том, что раствор соли кислый (рН< 7). Уравнение реакции гидролиза в молекулярном виде:

NH₄NO₃ + H₂O « NH₄OH + HNO₃.

Аналогично предыдущему случаю,

K_Г=K_W/K_b,

h = Ö (K_Г/C),

где К_b - константа диссоциации слабого основания, С - молярная концентрация соли. Однако здесь в ходе реакции гидролиза образуются протоны, поэтому

[H⁺] = h× C.

Соль образована несильной кислотой и несильным основанием

Диссоциация:

NH₄F® NH₄⁺ + F^-.

Гидролиз:

NH₄⁺ + H₂O « NH₄OH + H⁺ (обратимо),

F^- + H₂O « HF + OH^- (обратимо).

Но продукты гидролиза взаимно нейтрализуются:

H⁺ + OH^- ® H₂O (необратимо).

Следовательно, в соответствии с принципом Ле Шателье, реакции гидролиза сильно смещаются вправо для восполнения потерь H⁺ и OH^-, то есть гидролиз может идти практически до конца:

NH₄⁺ +F^- + H₂O ® NH₄OH + HF,

а pH раствора будет близок к 7. Однако, если К_а> K_b, то рН< 7 и наоборот, если K_a< K_b, то рН> 7. Константа и степень гидролиза могут быть найдены из уравнений

K_Г=K_W/(K_b× K_a),

K_Г = С× h²/(1-h),

причем в соответствии с вышесказанным, h®1.

 

4. Ступенчатые реакции гидролиза

Если соль образована слабой многоосновной кислотой или слабым основанием многовалентного металла, то гидролиз идет ступенчато с образованием кислых или основных солей. Например:

Na₂CO₃ ® 2Na⁺ + CO₃^2-.

Первая ступень:

CO₃^2- + H₂O « HCO₃^- + OH^-

или в молекулярном виде:

Na₂CO₃ + H₂O « NaHCO₃ + NaOH.

Здесь устанавливается равновесие между ионами CO₃^2- и HCO₃^-, присутствие которых характерно для второй ступени диссоциации угольной кислоты:

HCO₃^- « CO₃^2- + H⁺; K_a2=4.7× 10^-11.

Поэтому константа гидролиза по первой ступени этой соли определяется константой диссоциации угольной кислоты по второй ступени:

K_Г1 = K_W/K_a2.

Вторая ступень: здесь рассматривается взаимодействие с водой продуктов гидролиза первой ступени

HCO₃^- + H₂O « H₂CO₃ + OH^-

или в молекулярном виде

NaHCO₃ + H₂O « H₂CO₃ + NaOH.

Равновесию HCO₃^- « H₂CO₃ соответствует первая ступень диссоциации угольной кислоты

H₂CO₃ « HCO₃^- + H⁺; K_a1=4.5× 10^-7,

поэтому

K_Г2 = K_W/K_a1.

Однако второй ступенью гидролиза по сравнению с первой можно пренебречь, так как K_a1> > K_a2.

Аналогично, гидролиз нитрата свинца (II) можно представить в виде схемы

Pb(NO₃)₂ ® Pb²⁺ + 2 NO₃^-;

первая ступень:

Pb²⁺ + H₂O « PbOH⁺ + H⁺

или

Pb(NO₃)₂ + H₂O « Pb(OH)NO₃ + HNO₃,

K_Г1 = K_W/K_b2;

вторая ступень:

PbOH⁺ + H₂O « Pb(OH)₂ + H⁺

или

Pb(OH)NO₃ + H₂O « Pb(NO₃)₂ + HNO₃,

K_Г2 = K_W/K_b1, причем К_Г1> > К_Г2.

 

Лабораторная работа

Реактивы

Индикаторы: универсальная индикаторная бумага, раствор лакмуса, раствор фенолфталеина.

Растворы: 1 М ацетат натрия, 1 М хлорид сурьмы (III), 0.1 М хлорид железа (III), 2 М НСl, насыщенный раствор сульфида натрия.

Кристаллические соли: ацетат натрия, карбонат калия, хлорид натрия, хлорид аммония, сульфат цинка, фосфат натрия, сульфит натрия, сульфат натрия.

Металлический магний.

 

Выполнение работы

Опыт 1. Анализ рН растворов различных солей.

В семь пробирок налить на 1/3 их объема дистиллированной воды. В каждую пробирку добавить две капли нейтрального раствора лакмуса. Одну пробирку оставить в качестве контрольной, в остальные добавить по несколько кристалликов солей или несколько капель насыщенных растворов CH₃COONa, Na₂S, K₂CO₃, Na₃PO₄, NH₄Cl, NaCl. Содержимое пробирок встряхнуть. По изменению окраски лакмуса сделать вывод о рН раствора соли. Результаты занести в таблицу

 

 

Формула соли	Окраска лакмуса	РН раствора

 

Составить ионно-молекулярные и молекулярные уравнения возможного гидролиза солей.

Опыт 2. Влияние силы кислоты, образующей соль, на степень гидролиза соли.

В 3 пробирки налить дистиллированной воды на 2/3 их объема. В первую пробирку внести несколько кристалликов сульфита натрия, во вторую - карбоната натрия, в третью - сульфата натрия. В каждую пробирку добавить по одной капле фенолфталеина.

Обратить внимание на интенсивность окраски растворов. Для какой соли степень гидролиза больше? (Подсказка: обратитесь к таблице констант диссоциации в конце данного практикума.) Написать уравнения гидролиза солей по первой ступени.

Опыт 3. Влияние температуры на степень гидролиза соли.

Налить в пробирку 2 мл раствора хлорида железа (III). Нагреть раствор до кипения. Отметить и объяснить изменения в растворе. Написать схему гидролиза.

Опыт 4. Влияние рН раствора на степень гидролиза.

Налить в пробирку 2 мл раствора хлорида железа (III). Добавить 2 капли раствора лакмуса. Оценить рН раствора. Написать уравнение гидролиза с образованием гидроксокатиона.

Положить в пробирку с исследуемым раствором магниевую стружку. Какой газ образуется? Каков состав образующегося осадка? Оценить изменение рН раствора в ходе реакции. Как влияет уменьшение концентрации ионов водорода на полноту протекания гидролиза исследуемой соли? Написать уравнения наблюдаемых реакций.

Опыт 5. Влияние концентрации раствора соли на степень гидролиза.

Налить в пробирку 3-4 мл раствора хлорида сурьмы (III). Постепенно, по каплям, прибавлять воду до выпадения осадка хлорида оксосурьмы SbOCl.

Написать уравнения гидролиза исследуемой соли. (Подсказка: хлорид оксосурьмы образуется при отщеплении молекулы воды от хлорида дигидроксосурьмы Sb(OH)₂Cl - продукта второй ступени гидролиза.) Как влияет разбавление на степень гидролиза? Добавлением какого реактива можно снизить степень гидролиза исследуемой соли? Проверить свое предположение на опыте.

Контрольные вопросы

Что такое гидролиз? В чем его отличие от диссоциации и гидратации?

Каковы количественные характеристики полноты протекания гидролиза?

Как влияет на полноту протекания гидролиза природа веществ и внешние условия?

До какой степени при обычных условиях протекает гидролиз многозарядных катионов и анионов?

Какая соль больше подвержена гидролизу: NH₄Cl или NaF? Напишите схемы гидролиза. Рассчитайте рН 0.1 М растворов этих солей.

Как усилить или подавить гидролиз?

 

Окислительно-восстановительные реакции.

ВВЕДЕНИЕ

Окислительно-восстановительными реакциями ( ОВР ) называются реакции, протекающие с изменением степеней окисления атомов. Изменение степеней окисления происходит вследствие перехода электронов от одних атомов к другим. Процесс потери электронов, сопровождающийся повышением степени окисления атомов, называется окислением:

Fe - 2e ® Fe²⁺.  (1)

Процесс присоединения электронов, сопровождающийся понижением степени окисления атомов, называется восстановлением:

S + 2e ® S^2-.  (2)

В ОВР атом, принимающий электроны, называется окислитель, а атом, отдающий электроны, - восстановитель. Следовательно, окислитель принимает электроны и восстанавливается, а восстановитель отдает электроны и окисляется.

В любой ОВР, как и в любом другом химическом или физическом процессе, должны выполняться законы сохранения вещества (атомов) и заряда (электронов). Следовательно, в ОВР число отданных электронов должно быть равно числу принятых электронов. На этом положении основаны методы расстановки коэффициентов в ОВР. Наиболее распространенным методом является метод полуреакций. Рассмотрим его на примерах.

Пример 1: C + HNO₃ ® CO₂ + NO + H₂O.

1). указываем степень окисления у тех элементов, которые ее изменяют в ходе реакции:

C⁰ + HN⁺⁵O₃ ® C⁺⁴O₂ + N⁺²O +H₂O.

Отсюда видно, что С⁰-восстановитель, аN⁺⁵-окислитель. 

2). В растворе атом-окислитель находится в составе иона NO₃^-, а атом-восстановитель в виде простого вещества С; продукт восстановления - молекула NO, а продукт окисления - молекула CO₂. Следовательно, реально мы имеем переходы:

C ® CO₂,

NO₃^- ® NO.

Однако в этих переходах не выполняются законы сохранения вещества и зарядов. Углерод должен получить два атома кислорода. Так как реакция протекает в водном растворе, источником кислорода могут быть молекулы воды. Две молекулы воды отдадут два иона кислорода О^-2, однако в качестве побочных продуктов будут четыре иона водорода Н⁺. Ионы кислорода связываются с углеродом с образованием СО₂:

С + 2Н₂О ® СО₂ + 4Н⁺.

В этой полуреакции уже выполнен закон сохранения вещества, однако не выполнен закон сохранения зарядов: суммарный заряд частиц слева от стрелки равен нулю, а справа +4. Следовательно, для соблюдения закона сохранения зарядов из левой части уравнения необходимо вычесть 4 электрона:

С + 2Н₂О - 4е^- ® СО₂ + 4Н⁺.

При составлении полуреакции перехода NO₃^- в NO следует воспользоваться «услугами» ионов водорода, которые присутствуют в растворе (HNO₃®H⁺ + NO₃^-):

NO₃^- + 4H⁺ + 3e^-® NO + 2H₂O

3).Для двух полученных полуреакций

С + 2Н₂О - 4е^- ® СО₂ + 4Н⁺,

NO₃^- + 4H⁺ + 3e^-® NO + 2H₂O

добьемся равенства чисел отданных и принятых электронов. Очевидно, что для этого первую полуреакцию нужно умножить на 3, а вторую на 4:

С + 2Н₂О - 4е^- ® СО₂ + 4Н⁺ ´ 3,

NO₃^- + 4H⁺ + 3e^-® NO + 2H₂O ´ 4.

Сделаем это и сложим обе полуреакции, произведя необходимые сокращения:

3С+4NO₃^- + 4H⁺® 3СО₂ + 4NO + 2H₂O.

В результате мы получили ионное уравнение реакции. Ее молекулярный вид:

3С+4 НNO₃ ® 3СО₂ + 4NO + 2H₂O.

Все коэффициенты в нем уже присутствуют.

Пример 2.

3H₂S^-2+K₂Cr⁺⁶₂O₇+4H₂SO₄®3S⁰+Cr⁺³₂(SO₄)₃+K₂SO₄+ 7H₂O

Н₂S - 2e^- ® S +2H⁺´ 3,

Cr₂O₇^2-+14H⁺+6e® 2Cr⁺³ +7H₂O ´ 1.

 

Лабораторная работа.

Цель работы: Проведение качественных опытов, раскрывающих окислительныеи восстановительные свойства отдельных веществ.

Оборудование и реактивы

Пробирки конические. Сульфит нат­рия. Растворы: серной кисло­ты (2 М), перманганата калия (0, 05М), дихромата калия (0, 05М), гидроксида натрия (конц.), сульфита натрия (0, 1М), иодида калия (0, 1М), нитрита натрия (0, 1М), серной кислоты (конц.), судьфида натрия (0, 1М). Бромная вода. Аммиак (25%-ный).Пероксида водорода(3%-ный).

⇐ Предыдущая12345Следующая ⇒

Поделиться: