Опыт 4. Равновесие реакций гидролиза солей

Что такое гидролиз? Какие типы гидролиза солей Вам известны?

а) Определение типа гидролиза соли. Универсальным индикатором определить рН водных растворов следующих солей: хлорида натрия, хлорида аммония, карбоната натрия, ацетата аммония.

Какие из этих солей подвергаются гидролизу? Напишите уравнения реакций гидролиза, теоретически определите характер среды в каждом растворе, сравните с данными эксперимента, объясните возможные причины расхождения.

Напишите выражения для констант гидролиза каждой соли, рассчитайте их значения, используя связь с константой диссоциации соответствующей кислоты или основания.

б) Влияние температуры на гидролиз. В пробирку налить 1-2 мл раствора ацетата натрия и добавить одну каплю фенолфталеина. Изменилась ли окраска индикатора? Нагреть пробирку с раствором соли в водяной баню с горячей водой, отметить изменение окраски. Снова охладить раствор до комнатной температуры и отметить наличие окраски.

Объясните результаты опыта, учитывая, что интервал перехода окраски фенолфталеина рН = 8-9. Как зависит степень гидролиза от температуры? Оцените знак ΔН реакции гидролиза.

в) Влияние разбавления на гидролиз. В пробирку налить несколько капель концентрированного раствора хлорида сурьмы (III) и добавить по каплям дистиллированную воду. Что наблюдается? Написать уравнение гидролиза SbCl₃, учтя образование при этом осадка оксохлорида сурьмы (III). Затем прибавить несколько капель концентрированной соляной кислоты до растворения осадка. Объяснить наблюдаемые явления.

г) Полный гидролиз. В пробирку налить 1-2 мл раствора хлорида железа (III) и добавить равный объем раствора карбоната натрия. Что наблюдается? Написать постадийные ионные реакции гидролиза иона железа (III) и карбонат-иона, а также полное ионное и молекулярное уравнение происходящей реакции. Что способствует полному протеканию реакции гидролиза?

Опыт 5. Равновесие образования и растворения малорастворимых веществ. Произведение растворимости

а) Образование осадков. Налить в пробирку по 1-2 мл раствора хлорида кальция и добавить равный объем раствора сульфата натрия. Наблюдается ли выпадение осадка?

В два стаканчика налейте по 1-2 капли исходных растворов и разбавьте 100-кратным количеством дистиллированной воды. Испытайте в пробирке, будет ли образовываться осадок при смешении этих растворов. При необходимости, процесс разбавления и испытания повторите еще раз.

Напишите ионное уравнение обратимой реакции, протекающей при образовании и осадка, выражение для константы равновесия этой реакции, учтя ее гетерогенность, и ее значение (справочник). Используя это значение, оцените, при какой минимальной концентрации исходных растворов можно ожидать выпадение осадка.

б) Сравнение растворимости. В две пробирки налейте по 1-2 мл раствора соли свинца, добавьте в одну из них раствор йодида калия, в другую – такой же объем раствора хлорида калия. Отметьте цвет и количество выпавшего осадка.

Напишите молекулярные и ионные уравнения реакций, учтя их обратимость, выражения для произведений растворимости соответствующих солей и их значения (справочник). Используя значения ПР, объясните различия в протекании опытов.

в) Растворение осадков. В пробирку налить 1-2 мл раствора оксалата натрия и прилить равный объем раствора хлорида кальция. Что наблюдается? Разделить полученный осадок на две пробирки и испытать на растворимость в соляной и уксусной кислотах. Объяснить наблюдаемые явления, пользуясь значениями констант диссоциации соответствующих кислот и произведения растворимости оксалата кальция. Какова величина константы равновесия суммарного процесса в первом и во втором случае?

г) Малорастворимые соединения в реакциях обмена. В пробирке смешать равные объемы (1-2 мл) растворов нитрата свинца и сульфата натрия. Дать осадку отстояться и слить большую часть раствора (декантация). Используя прием декантации промыть осадок дистиллированной водой. Отметить цвет осадка.

К чистому осадку в пробирке добавить 0,5 мл раствора сульфида аммония и хорошо перемешать стеклянной палочкой. Как изменился цвет осадка? Снова отделить и промыть осадок декантацией, после чего добавить к нему раствор сульфата натрия. Происходит ли обратное изменение цвета осадка?

Написать ионные уравнения реакций, учитывая их обратимость. Пользуясь величинами произведения растворимости солей, объяснить переход одного осадка в другой.

 

Общий вывод к работе: С какими видами равновесий в растворах электролитов Вы ознакомились? Как называются константы этих равновесий? Какие еще равновесия могут устанавливаться в растворах электролитов?

Контрольные вопросы

1. Чем объясняется различная электропроводность водного и спиртового растворов одной и той же соли при равенстве концентраций?

2. От каких факторов зависит степень электролитической диссоциации? Как ее увеличить? Как уменьшить?

3. Почему для характеристики диссоциации сильных электролитов применяют термин «кажущаяся степень диссоциации»?

4. Как уменьшить концентрацию ионов водорода в растворе соляной кислоты?

5. Написать уравнения диссоциации сернистой и мышьяковой кислот и выразить в общем виде их константы диссоциации.

6. Вычислить константу диссоциации уксусной кислоты, если ее степень диссоциации в 0,1Н растворе равна 1,32 %.

7. В каком растворе и во сколько раз содержится больше ионов водорода: в 1 л 0,1Н раствора CH₃COOH или в 2 л 0,1Н раствора HCN?

8. Удельная электропроводность 0,6Н раствора бинарного электролита равна 0,069, а эквивалентная электропроводность при предельном разбавлении равна 129,6. Вычислить степень диссоциации электролита.

9. Вычислить концентрацию гидроксид-ионов в растворе хлорной кислоты, содержащем 2,5·10^-3 моль/л HClO₄ при 298 К. Изменится ли эта концентрация при нагревании раствора до 373 К?

10. В 0,1Н растворах степень диссоциации щавелевой кислоты равна 31%, а соляной 92%. При какой концентрации раствора степень диссоциации щавелевой кислоты достигнет степени диссоциации соляной кислоты?

11. Вычислить концентрации ионов водорода в растворе муравьиной кислоты, если она диссоциирована в нем на 10%. Константа диссоциации равна 2·10^-4.

12. Вычислить рН 3,6%-ного раствора HCl с учетом и без учета коэффициентов активностей (f_HCl=0,809).

13. Вычислить ионную силу раствора, содержащего в 1 л 0,2 моль KCl и 0,1 моль Al₂(SO₄)₃.

14. Написать молекулярные и ионные уравнения растворения в соляной кислоте следующих малорастворимых в воде веществ: а) Cr(OH)₃; б) Zn(OH)₂.

15. Смешаны растворы веществ: а) Na₂CO₃ и BaCl₂; б) FeSO₄ и (NH₄)₂S. Составить молекулярные и ионные уравнения реакций взаимодействия этих веществ.

16. Найти активности ионов К⁺ и Cl^- в 0,01М растворе хлорида калия.

17. Во сколько раз уменьшится активность иона Na⁺ в 0,001М растворе хлорида натрия, если к 1 л этого раствора прибавить 0,01 моля соли сульфата алюминия?

18. Вычислить процент гидролиза NaHS в 0,01Н растворе.

19. Вычислить степень гидролиза цианида калия при концентрациях 0,1 и 0,001Н, если константа диссоциации HCN равна 7,2·10^-10.

20. Написать ионные и молекулярные уравнения гидролиза солей: а) (NH₄)₂CO₃; б) Na₃PO₄; в) FeCl₃; г) CuSO₄.

21. Написать уравнения следующих реакций (с учетом возможности необратимого гидролиза образующихся солей):

а) Fe₂(SO₄)₃ + K₂CO₃ ®

б) Al₂(SO₄)₃ + (NH₄)₂S ®