Работа 4. Обменные реакции в растворах
Цель работы: провести ионные реакции с образованием малорастворимых соеди-нений, исследовать гидролиз солей различного типа и факторы, влияющие на степень протекания гидролиза.
Краткая теория
При взаимодействии различных электролитов происходят реакции обмена ионами:
А+В + С+D = С+В + А+D
Отличительная черта обменных реакций: элементы, входящие в состав реаги-рующих веществ, не меняют свою степень окисления. К обменным реакциям в рас-творах относятся реакции нейтрализации, гидролиза, осаждения, растворения, ком-плексообразования.
В соответствии с принципом Ле Шателье равновесие обменных реакций можно сместить в одну сторону, если какое-либо вещество будет удалено из сферы реакции по мере ее протекания.
Направление обменных реакций между двумя электролитами определяется спо-собностью их ионов образовывать малорастворимые соединения, выпадающие в осадок (например, AgCl, BaSO4); малодиссоциированные соединения (H2S, H2O) или ионы (HS, HCO3); газообразные вещества (H2S, CO2, NH3).
При записи молекулярно-ионных реакций необходимо соблюдать следующие правила:
1) сильные электролиты записывать в виде составляющих их ионов, так как в растворе эти соединения находятся в ионизированном состоянии;
2) малодиссоциированные соединения, а также малорастворимые и газообразные ве-щества следует условно записывать в молекулярной форме, так как они присутствуют в системе преимущественно в виде молекул и кристаллов.
Реакции гидролиза
В общем случае под гидролизом понимают реакции разложения вещества водой.
Гидролизу могут подвергаться химические соединения различных классов: белки, жиры, углеводы, эфиры, соли и т.д. В неорганической химии чаще всего встречаются с гидролизом солей.
Гидролизом соли называют взаимодействие соли с молекулами воды, приводящее к образованию малодиссоциированных соединений.
Возможны четыре варианта гидролиза в зависимости от типа соли.
1. Соли, образованные сильной кислотой и слабым основанием. Например,
NH4Cl + HOH ↔ NH3 • H2O + HCl или NH4+ + HOH ↔ NH3 + H3O+ (pH < 7)
2. Соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой. Например,
СН3СООNa + НОН ↔ СН3СООН + NaОН или СН3СОО + НОН ↔ СН3СООН + ОН (рН > 7)
Из примеров видно, что реакция среды в результате гидролиза определяется тем продуктом, который является более сильным электролитом.
3. Соли, образованные слабой кислотой и слабым основанием. Например, цианид аммония гидролизуется по реакции
NH4CN + HOH ↔ NH3• H2O + HCN или NH4+ + CN- + HOH ↔ NH3• H2O + HCN
Сравнение констант диссоциации кислоты [Ка(HCN) = 7,2•1010] и основания [Кb(NH3 • H2O) = 1,79•105] позволяет сделать вывод, что при гидролизе этой соли бу-дет щелочная реакция (рН > 7), т.к. Ка(HCN) < Кb(NH3 • H2O).
4. Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием. Например, NaCl, KNO3 гидролизу не подвергаются, растворы практически нейтральны (рН ≈ 7).
Соли многоосновных кислот и многокислотных оснований гидролизуются сту-пенчато, образуя при этом кислые и основные соли.
Количественно гидролиз характеризуется степенью гидролиза αг и константой гидролиза Кг.
Степень гидролиза измеряется отношением количества гидролизованного вещества к общему растворенного вещества:
αг = nг/ no,
где nг – количество гидролизованной соли, моль; no общее количество растворенной соли, моль, αг выражают в долях единицы или в процентах.
Степень гидролиза зависит от природы соли, ее концентрации и температуры. Со-гласно закону действующих масс степень гидролиза возрастает с разбавлением рас-твора. Повышение температуры, согласно принципу Ле Шателье, увеличивает степень гидролиза.
Гидролиз солей, в результате которого образуются малорастворимые или газооб-разные продукты, удаляющиеся из сферы реакции необратим, (принцип смещения равновесия).
Экспериментальная часть
Опыт 1. Ионные реакции, протекающие практически необратимо и до конца.
а) Получите гидроксиды меди (II) и никеля (II). Для этого возьмите растворы соответ-ствующих солей и растворов щелочи. Раствор щелочи приливайте по каплям к рас-твору соли до образования заметного количества осадка. Объясните результат опыта и отметьте цвет осадков. Составьте уравнения реакций.
б) Исходя из соответствующих растворов, получите по обменной реакции сульфат бария. Составьте уравнения реакций.
Опыт 2. Сравните растворимости сульфатов s-элементов II группы.
К равным объемам эквимолярных растворов хлорида магния, кальция, стронция и бария в отдельных пробирках прилейте одинаковое число капель раствора сульфата натрия. Объясните различия выпавших осадков в пробирках. Укажите ПР малорас-творимых соединений. Составьте уравнения реакций.
Опыт 3. Определение pH растворов некоторых соединений (гидролиз по катиону).
Исследуйте характер среды хлоридов алюминия и натрия с помощью универсального индикатора. Сопоставьте полученные результаты.
Составьте уравнения реакций гидролиза. Результаты данного и последующих опытов сведите в таблицу.
Опыт 4. Отношение к гидролизу хлорида магния MgCl2 и хлорида бария BaCl2.
С помощью универсального индикатора установите pH 1М растворов MgCl2 и BaCl2. Объясните различие pH растворов. Составьте уравнения реакций. Результаты опыта сведите в таблицу (см. опыт 3).
Опыт 5. Определение pH растворов некоторых соединений (гидролиз по аниону).
Исследуйте характер среды 1М растворов сульфата и фосфата натрия. Объясните по-лученные результаты. Составьте уравнения реакций. Результаты сведите в таблицу (см. опыт 3).
Опыт 6. Сравнение гидролиза солей ортофосфорной кислоты: Na3PO4, Na2HPO4 и NaH2PO4.
Исследуйте pH 1М растворов Na3PO4, Na2HPO4 и NaH2PO4 с помощью универсально-го индикатора. Объясните различие pH растворов. Составьте уравнения реакций. Ре-зультаты сведите в таблицу (см. опыт 3).
Опыт 7. Смещение равновесия гидролиза. Влияние одноименных ионов и разбавления раствора.
а) Кристаллический нитрат свинца Pb(NO3)2 растворите в воде. Обратите внимание на помутнение раствора. К раствору добавьте несколько капель раствора азотной ки-слоты. Объясните образование и растворение осадка.
б) В пробирку с концентрированным раствором хлорида сурьмы SbCl3 по каплям прибавляйте воду до появления осадка. Затем прибавляйте по каплям концентриро-ванную соляную кислоту. Объясните образование и растворение осадка, если гидролиз протекает по уравнению.
в) Исследуйте pH 0,5М раствора хлорида сурьмы SbCl3. Раствор разбавьте в два раза и снова измерьте рН среды. Объясните результат опыта.
Опыт 8. Влияние нагревания на гидролиз ацетата натрия.
К раствору ацетата натрия NaCH3COO 1–2 капли фенолфталеина и нагрейте раствор до кипения. Объясните различие окраски при нагревании и охлаждении раствора. Составьте уравнения реакций.
Опыт 9. Растворение цинка в продукте гидролиза хлорида цинка (II).
В раствор хлорида цинка (II) ZnCl2 опустите кусочек цинка и нагрейте. Объясните выделение водорода. Составьте уравнения реакций.
Опыт 10. Влияние нагревания на гидролиз хлорида железа (III) FeCl3 и хлорида алю-миния (III) AlCl3.
а) Несколько капель концентрированного раствора FeCl3 внесите в пробирки с холод-ной и горячей водой. Объясните различие окраски. Составьте уравнения реакций для каждого случая.
б) Измерьте pH 0,5М раствора AlCl3 (FeCl3). Затем раствор нагрейте до 60°С и снова измерьте его pH.
Сравните результаты двух измерений и дайте объяснения. Составьте уравнения реак-ций.
Опыт 11. Взаимодействие растворов соединений, взаимно усиливающих гидролиз друг друга.
К раствору хлорида алюминия (III) AlCl3 прибавьте по каплям раствор карбоната на-трия Na2CO3 до образования осадка. Экспериментально докажите, что в результате смешивания указанных растворов образуется гидроксид алюминия (III). Объясните результаты опыта. Составьте уравнения гидролиза хлорида алюминия и карбоната натрия, а также суммарное уравнение реакции.
Цель работы: провести ионные реакции с образованием малорастворимых соеди-нений, исследовать гидролиз солей различного типа и факторы, влияющие на степень протекания гидролиза.
Краткая теория
При взаимодействии различных электролитов происходят реакции обмена ионами:
А+В + С+D = С+В + А+D
Отличительная черта обменных реакций: элементы, входящие в состав реаги-рующих веществ, не меняют свою степень окисления. К обменным реакциям в рас-творах относятся реакции нейтрализации, гидролиза, осаждения, растворения, ком-плексообразования.
В соответствии с принципом Ле Шателье равновесие обменных реакций можно сместить в одну сторону, если какое-либо вещество будет удалено из сферы реакции по мере ее протекания.
Направление обменных реакций между двумя электролитами определяется спо-собностью их ионов образовывать малорастворимые соединения, выпадающие в осадок (например, AgCl, BaSO4); малодиссоциированные соединения (H2S, H2O) или ионы (HS, HCO3); газообразные вещества (H2S, CO2, NH3).
При записи молекулярно-ионных реакций необходимо соблюдать следующие правила:
1) сильные электролиты записывать в виде составляющих их ионов, так как в растворе эти соединения находятся в ионизированном состоянии;
2) малодиссоциированные соединения, а также малорастворимые и газообразные ве-щества следует условно записывать в молекулярной форме, так как они присутствуют в системе преимущественно в виде молекул и кристаллов.
Реакции гидролиза
В общем случае под гидролизом понимают реакции разложения вещества водой.
Гидролизу могут подвергаться химические соединения различных классов: белки, жиры, углеводы, эфиры, соли и т.д. В неорганической химии чаще всего встречаются с гидролизом солей.
Гидролизом соли называют взаимодействие соли с молекулами воды, приводящее к образованию малодиссоциированных соединений.
Возможны четыре варианта гидролиза в зависимости от типа соли.
1. Соли, образованные сильной кислотой и слабым основанием. Например,
NH4Cl + HOH ↔ NH3 • H2O + HCl или NH4+ + HOH ↔ NH3 + H3O+ (pH < 7)
2. Соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой. Например,
СН3СООNa + НОН ↔ СН3СООН + NaОН или СН3СОО + НОН ↔ СН3СООН + ОН (рН > 7)
Из примеров видно, что реакция среды в результате гидролиза определяется тем продуктом, который является более сильным электролитом.
3. Соли, образованные слабой кислотой и слабым основанием. Например, цианид аммония гидролизуется по реакции
NH4CN + HOH ↔ NH3• H2O + HCN или NH4+ + CN- + HOH ↔ NH3• H2O + HCN
Сравнение констант диссоциации кислоты [Ка(HCN) = 7,2•1010] и основания [Кb(NH3 • H2O) = 1,79•105] позволяет сделать вывод, что при гидролизе этой соли бу-дет щелочная реакция (рН > 7), т.к. Ка(HCN) < Кb(NH3 • H2O).
4. Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием. Например, NaCl, KNO3 гидролизу не подвергаются, растворы практически нейтральны (рН ≈ 7).
Соли многоосновных кислот и многокислотных оснований гидролизуются сту-пенчато, образуя при этом кислые и основные соли.
Количественно гидролиз характеризуется степенью гидролиза αг и константой гидролиза Кг.
Степень гидролиза измеряется отношением количества гидролизованного вещества к общему растворенного вещества:
αг = nг/ no,
где nг – количество гидролизованной соли, моль; no общее количество растворенной соли, моль, αг выражают в долях единицы или в процентах.
Степень гидролиза зависит от природы соли, ее концентрации и температуры. Со-гласно закону действующих масс степень гидролиза возрастает с разбавлением рас-твора. Повышение температуры, согласно принципу Ле Шателье, увеличивает степень гидролиза.
Гидролиз солей, в результате которого образуются малорастворимые или газооб-разные продукты, удаляющиеся из сферы реакции необратим, (принцип смещения равновесия).
Экспериментальная часть
Опыт 1. Ионные реакции, протекающие практически необратимо и до конца.
а) Получите гидроксиды меди (II) и никеля (II). Для этого возьмите растворы соответ-ствующих солей и растворов щелочи. Раствор щелочи приливайте по каплям к рас-твору соли до образования заметного количества осадка. Объясните результат опыта и отметьте цвет осадков. Составьте уравнения реакций.
б) Исходя из соответствующих растворов, получите по обменной реакции сульфат бария. Составьте уравнения реакций.
Опыт 2. Сравните растворимости сульфатов s-элементов II группы.
К равным объемам эквимолярных растворов хлорида магния, кальция, стронция и бария в отдельных пробирках прилейте одинаковое число капель раствора сульфата натрия. Объясните различия выпавших осадков в пробирках. Укажите ПР малорас-творимых соединений. Составьте уравнения реакций.
Опыт 3. Определение pH растворов некоторых соединений (гидролиз по катиону).
Исследуйте характер среды хлоридов алюминия и натрия с помощью универсального индикатора. Сопоставьте полученные результаты.
Составьте уравнения реакций гидролиза. Результаты данного и последующих опытов сведите в таблицу.
Опыт 4. Отношение к гидролизу хлорида магния MgCl2 и хлорида бария BaCl2.
С помощью универсального индикатора установите pH 1М растворов MgCl2 и BaCl2. Объясните различие pH растворов. Составьте уравнения реакций. Результаты опыта сведите в таблицу (см. опыт 3).
Опыт 5. Определение pH растворов некоторых соединений (гидролиз по аниону).
Исследуйте характер среды 1М растворов сульфата и фосфата натрия. Объясните по-лученные результаты. Составьте уравнения реакций. Результаты сведите в таблицу (см. опыт 3).
Опыт 6. Сравнение гидролиза солей ортофосфорной кислоты: Na3PO4, Na2HPO4 и NaH2PO4.
Исследуйте pH 1М растворов Na3PO4, Na2HPO4 и NaH2PO4 с помощью универсально-го индикатора. Объясните различие pH растворов. Составьте уравнения реакций. Ре-зультаты сведите в таблицу (см. опыт 3).
Опыт 7. Смещение равновесия гидролиза. Влияние одноименных ионов и разбавления раствора.
а) Кристаллический нитрат свинца Pb(NO3)2 растворите в воде. Обратите внимание на помутнение раствора. К раствору добавьте несколько капель раствора азотной ки-слоты. Объясните образование и растворение осадка.
б) В пробирку с концентрированным раствором хлорида сурьмы SbCl3 по каплям прибавляйте воду до появления осадка. Затем прибавляйте по каплям концентриро-ванную соляную кислоту. Объясните образование и растворение осадка, если гидролиз протекает по уравнению.
в) Исследуйте pH 0,5М раствора хлорида сурьмы SbCl3. Раствор разбавьте в два раза и снова измерьте рН среды. Объясните результат опыта.
Опыт 8. Влияние нагревания на гидролиз ацетата натрия.
К раствору ацетата натрия NaCH3COO 1–2 капли фенолфталеина и нагрейте раствор до кипения. Объясните различие окраски при нагревании и охлаждении раствора. Составьте уравнения реакций.
Опыт 9. Растворение цинка в продукте гидролиза хлорида цинка (II).
В раствор хлорида цинка (II) ZnCl2 опустите кусочек цинка и нагрейте. Объясните выделение водорода. Составьте уравнения реакций.
Опыт 10. Влияние нагревания на гидролиз хлорида железа (III) FeCl3 и хлорида алю-миния (III) AlCl3.
а) Несколько капель концентрированного раствора FeCl3 внесите в пробирки с холод-ной и горячей водой. Объясните различие окраски. Составьте уравнения реакций для каждого случая.
б) Измерьте pH 0,5М раствора AlCl3 (FeCl3). Затем раствор нагрейте до 60°С и снова измерьте его pH.
Сравните результаты двух измерений и дайте объяснения. Составьте уравнения реак-ций.
Опыт 11. Взаимодействие растворов соединений, взаимно усиливающих гидролиз друг друга.
К раствору хлорида алюминия (III) AlCl3 прибавьте по каплям раствор карбоната на-трия Na2CO3 до образования осадка. Экспериментально докажите, что в результате смешивания указанных растворов образуется гидроксид алюминия (III). Объясните результаты опыта. Составьте уравнения гидролиза хлорида алюминия и карбоната натрия, а также суммарное уравнение реакции.
Последнее изменение: Воскресенье 11 Сентябрь 2011, 18:50