I. Реакции образования осадков слаборастворимых веществ

1. К раствору сульфата натрия прилить раствор хлорида бария.

2. К раствору сульфата меди прилить раствор хлорида бария.

3. К раствору сульфата алюминия прилить раствор нитрата свинца.

4. К раствору сульфата меди добавить раствор гидроксида натрия. Осадок сохранить.

5. К раствору хлорида железа (III) добавить раствор гидроксида натрия. Осадок сохранить.

6. К раствору сульфата натрия добавить добавить 1 мл воды и 5 капель раствора нитрата свинца (II). Отметить цвет осадка. Осадок сохранить.

II. Реакции образования молекул слабых электролитов и газообразных веществ.

1. К раствору ацетата натрия добавить раствор серной кислоты. Обратить внимание на появившийся запах.

2. К раствору карбоната калия добавить соляной кислоты. Что происходит в растворе?

3. К раствору хлорида аммония добавить гидроксид натрия. Нагреть. Обратить внимание на появившийся запах аммиака:

                               t^o

NH₄OH ® NH₃­ + H₂O.

4. К раствору гидроксида натрия добавить соляной кислоты. Проведение реакции проконтролировать с помощью лакмусовой бумажки.

 III. Реакции образования молекул слабых электролитов при разрушении менее “прочных” веществ

1. К раствору уксусной кислоты добавить раствор NaOH. Проведение реакции проконтролировать с помощью лакмусовой бумажки.

2. К осадку гидроксида меди (II) добавить по каплям соляную кислоту до “растворения” осадка.

3. К осадку гидроксида железа (III) добавить по каплям раствор серной кислоты до “растворения” осадка.

4. Сначала ответьте на вопрос: в насыщенном растворе какого вещества концентрация ионов SO₄^2- больше - в растворе CaSO₄ или в растворе BaSO₄? А теперь посмотрите, что произойдет, если к насыщенному раствору сульфата кальция добавить 5 капель насыщенного раствора гидроксида бария (ПР(BaSO₄)=10^-10, ПР(CaSO₄)=10^-4).

IV. Цепочка последовательно протекающих реакций образования осадков более “прочных” веществ при разрушении осадков менее “прочных” веществ

1. В пробирку с осадком сульфата свинца добавить 5 капель раствора хромата калия. Отметить изменение цвета осадка. Осадок взболтать, отфильтровать и промыть на фильтре водой. После этого к осадку на фильтре прилить несколько капель насыщенного раствора сероводорода или сульфида натрия. Отметить новое изменение цвета осадка. Объяснить явления, наблюдаемые при проведении опытов. При этом следует учесть результат выполнения упражнений из вводной части.

2. Составить уравнения реакций в молекулярной и ионно-молекулярной формах. В каких направлениях протекают реакции в системах:

PbSO₄¯ + CrO₄^-2 = PbCrO₄¯ + SO₄^2-.

                     ПР =?               ПР =?

PbCrO₄¯ + H₂S = PbS¯ + 2H⁺ + CrO₄^2-.

                ПР =? К(H₂S) =? ПР =? 

 

Контрольные вопросы

1. В каких опытах проведенные реакции являются реакциями нейтрализации?

2. Указать ионно - молекулярное уравнение реакции нейтрализации любой сильной кислоты любым сильным основанием.

3. Указать особенности ионно - молекулярных уравнений реакций нейтрализации с участием слабых кислот и оснований.

4. Какие физико-химические константы веществ можно использовать в качестве критерия их “прочности” при решении вопроса о направлении самопроизвольно протекающих реакций в растворах?

5. Объяснить химизм потемнения старых картин, написанных масляными красками, в которых свинцовые белила со временем чернеют под действием содержащихся в воздухе следов сероводорода.

Водородный показатель

Введение

Вода является весьма слабым электролитом. Диссоциация воды может быть выражена уравнением

Н₂О «Н⁺+ОН^- .

Константа диссоциации определяется уравнением

K = [H⁺]×[OH^-] /[H₂O].

Поскольку в разбавленных растворах концентрация воды практически постоянна, то

Kw = K×[H₂O] =[H⁺]×[OH^-] = const.

Величина, обозначаемая Kw, называется ионным произведением воды. Она зависит только от температуры. При 25^оС

Kw = [H⁺]×[OH^-] = 1× 10^-14.

Постоянство Kw означает, что в любом водном растворе (нейтральном, кислом или щелочном) представлены оба вида ионов, т.е. ионы водорода и гидроксильные ионы. Характер среды определяется теми ионами, концентрация которых больше. Понятия кислая, нейтральная и щелочная среда приобретают количественный смысл:

если [H⁺]=[OH^-]=Ö1× 10^-14 = 10 ^{- 7} моль/л - среда нейтральная;

если [H⁺] > 10^-7 моль/л - среда кислая;

если [H⁺] < 10^-7 моль/л - среда щелочная.

    Для характеристики среды удобнее пользоваться не значениями концентраций, а их логарифмами, взятыми с обратным знаком. Эти величины называются соответственно водородным и гидроксильным показателями и обозначаются символами рН и рОН:

рН = - lg[H⁺]; pOH = - lg[OH^-]

 

соответственно

рН + рОН = 14.

Для экспериментального определения кислотности или основности среды используют слабые органические кислоты и основания, которые называются индикаторами. Окраска индикаторов в недиссоциированном состоянии отличается от окраски их ионов. Диссоциацию на ионы такого индикатора, например, метилового оранжевого, можно представить в общем виде следующим образом:                                       

RH «H⁺+R^-

красный   желтый

При увеличении [H⁺] равновесие сместится влево, в сторону красной окраски, при уменьшении [H⁺], т.е. при добавлении [OH^-] - соответственно вправо, в сторону желтой окраски.

Интервалы перехода окраски некоторых индикаторов

Индикатор	Интервал перехода рН	Изменение цвета
Метиловый оранжевый Метиловый красный Лакмус Ф\ф	3,2-4,4         4,4-6,2         5,0-8,0 8,2-10,0	От красного до желтого   От красного до желтого   От красного до синег От бесцветного до малинового

На основе свойств кислотно-основных индикаторов создан универсальный индикатор. Смесь простых индикаторов подобрана так, что окраска раствора с каплей такой смеси изменяется непрерывно с изменением рН в широком интервале. Промышленность выпускает универсальную бумагу. По изменению окраски такой индикаторной бумаги с помощью цветовой шкалы определяют рН раствора. Для измерения рН наряду с химическими индикаторами используется специальный прибор - рН-метр. РН-метр состоит из милливольтметра и двух электродов. В исследуемый раствор опускают два электрода - стандартный и индикаторный. Потенциал стандартного электрода j_станд. постоянен в любом растворе, потенциал индикаторного электрода j_инд. зависит от рН раствора. Милливольтметр рН-метра отградуирован не в вольтах, а в единицах рН. Поэтому при измерении разности потенциалов (j_станд. - j_инд.) по шкале милливольтметра определяется рН раствора.

 

Лабораторная работа

Реактивы:

1. Соляная кислота - 0.2 N

2. Гидроксид калия - 0.2 N

3. Метиловый оранжевый

4. Фенолфталеин

5. Метиловый красный

6. Лакмус

7. Уксусная кислота - конц.

8. Уксусная кислота разной концентрации: 0.1 М; 0.2 М; 1 М и т.д.

9. Гидроксид аммония разной концентрации: 0.1 М; 0.2 М; 1 М и т.д.

            

Опыт 1.

В 3 пробирки налить по 1 мл дистиллированной воды. Во вторую пробирку добавить 2 - 3 капли соляной кислоты, а в третью 2 - 3 капли гидроксида калия. С помощью универсальной бумаги определить рН растворов в каждой пробирке, затем в каждую пробирку добавить по 1-2 капли раствора метилового оранжевого. Отметить в таблице (см. следующую страницу) цвет индикатора и рН по универсальной бумаге. Повторить опыт для индикаторов, указанных в таблице.

Опыт 2.

Налить в пробирку 4 мл Н₂О, прибавить 1 - 2 капли концентрированной уксусной кислоты и 2 капли метилового оранжевого. Какую окраску принимает раствор и почему? Дать в журнале письменное объяснение. Составить уравнение электролитической диссоциации уксусной кислоты и уравнение для константы ее диссоциации.

			Реакция раствора
Индикатор	рН< 7		рН = 7		рН>7
	цвет	универ. РН	цвет	унвер. РН	цвет	универ. РН
1.Метиловый оранжевый 2.Метиловый красный 3.Фенолфталеин 4. Лакмус

 

Разделить полученный раствор на две пробирки; в одну добавить несколько кристаллов ацетата натрия, взболтать и сравнить окраску растворов в обеих пробирках. Концентрация каких ионов изменилась? Как изменился рН среды? Используйте универсальный индикатор.

Опыт 3.

Получить стаканчик с раствором уксусной кислоты или гидроксида аммония. Вместе с лаборантом определить рН раствора с помощью рН-метра. Рассчитать концентрацию ионов водорода, концентрацию гидроксогрупп, степень и константу диссоциации вещества. Концентрацию вещества узнать у преподавателя.

 

Контрольные вопросы

1. Можно ли с помощью фенолфталеина отличить кислую среду от нейтральной?

2. Почему кислотно-основные индикаторы при изменении рН меняют окраску раствора?

3. С помощью какого способа можно точно оределить рН: универсальный индикатор, основно-кислотный индикатор, рН-метр?

4. При какой концентрации бромноватистой кислоты (К = 2,5 × 10^-9) рН ее раствора равен 5?

5. Определить в каком растворе больше рН: 0,01 М растворе НС1 или 0.1 М растворе НCN? К_HCN= 7.9 × 10^-10.

Гидролиз солей

Введение

В общем случае гидролиз – это разложение веществ водой. Гидролиз солей есть особая обменная реакция, протекающая между солью и растворителем - водой, приводящая к образованию малодиссоциирующих молекул или ионов.

Любую соль можно представить как продукт взаимодействия кислоты и основания, например,

NaCl:      NaOH + HCl ® NaCl + H₂O;

CH₃COOK: CH₃COOH + KOH ® CH₃COOK + H₂O;

NH₄NO₃:    NH₄OH + HNO₃ ® NH₄NO₃ + H₂O;

Соль, растворенная в воде, как правило, полностью диссоциирована на ионы:

NaCl ® Na⁺ + Cl^-;

CH₃COOK ® CH₃COO^- + K⁺;

NH₄NO₃ ® NH₄⁺ + NO₃^-.

Молекулы воды, окружающие ионы, могут быть для них источниками Н⁺ или ОН^-:

CH₃COO^- + H₂O «CH₃COOH + OH^-;

NH₄⁺ + H₂O «NH₄OH + H⁺.

Однако на такое расщепление молекул воды способны не все ионы, а лишь анионы несильных кислот и катионы несильных оснований, которые с трудом теряют Н⁺ и ОН^-:

CH₃COOH «CH₃COO^- + H⁺ - слабая кислота;

NH₄OH «NH₄⁺ + OH^- - слабое основание.

NaOH и HCl - сильные основание и кислота, то есть они легко теряют ОН^- и Н⁺ в растворе:

NaOH ® Na⁺ + OH^-,

HCl ® H⁺ + Cl^-.

Обратные процессы не идут, следовательно, тем более не пойдут реакции:

Na⁺ + H₂O ® NaOH + H⁺,

Cl^- + H₂O ®HCl + OH^-.

Суммируя вышесказанное, можно заключить, что гидролизу подвержены соли, образованные несильными кислотами и несильными основаниями. Ниже приведены примеры процессов гидролиза солей.