Методические рекомендации к лабораторным работам по курсу "химия" (стр. 5 из 17)

Оборудование: кристаллические вещества: NaCl, Na₂SO₄, Na₂SO₃, Na₃PO₄, Al₂(SO₄)₃, Zn(NO₃)₂, (NH₄)₂CO₃. Растворы: K₂CrO₄, AgNO₃, KCl, Na₂S, CH₃COONa, фенолфталеин, SbCl₃, HCl (2н), Al₂(SO₄)₃, Na₂CO₃, NaOH (2н). Вода дистиллированная кипяченая, универсальный индикатор, стеклянные палочки, водяная баня, пробиркодержатель.

Литература: Н.Л.Глинка. Общая химия. §§ 89-92.

Теоретическая часть

Произведение растворимости. В насыщенном растворе электролита произведение концентраций его ионов есть величина постоянная при данной температуре и называется произведением растворимости (K_s).

Для системы А_aВ_b = аА^b+ + bB^a-

твердое в-во раствор

K_s (А_aВ_b) = [А^b+]^a × [B^a-]^b

Например, в насыщенном растворе BaSO₄ (минерал "тяжелый шпат") устанавливается равновесие

BaSO₄(тв) = Ba²⁺(р-р) + SO₄^2-(р-р)

K_s (BaSO₄) ^25oC = [Ba²⁺] × [SO₄^2-] = 1,1×10^-10 (см. табл.)

Зная значение K_s, можно рассчитать растворимость вещества (s, моль/л).

Пример 1. Определить растворимость BaSO₄ при 25⁰С:

BaSO₄ = Ba²⁺ + SO₄^2-

s s s

K_s(BaSO₄) = [Ba²⁺]×[SO₄^2-] = s×s = s²

моль/л

Пример 2. Определить растворимость Cu₂S (минерал куприт):

Cu₂S = 2Cu⁺ + S^2-

s 2s s

K_s(Сu₂S) = 2,5×10^-48 K_s (Сu₂S) = [Cu⁺]²×[S^2-] = (2s)² × s = 4s³

моль/л

Условие образования осадков - произведение концентраций ионов электролита в растворе больше, чем K_s.

Условие растворения осадков - произведение концентраций ионов электролита в растворе меньше, чем K_s.

В насыщенном растворе произведение концентраций ионов электролита в растворе равно K_s. Для растворения осадка надо уменьшить концентрацию одного из ионов в растворе ("связать ион"). Этого можно достигнуть различными способами.

а) Связывание иона в слабый растворимый электролит:

Mg(OH)₂ (тв) + 2NH⁴⁺ (р-р) = Mg²⁺ (р-р) + 2NH₄OH

Fe(OH)₃ (тв ) + 3H⁺ (р-р) = Fe³⁺ (р-р) + 3H₂O

б) Связывание иона в газообразное вещество:

CaCO₃ (тв) + 2H⁺ (р-р) = Ca²⁺ (р-р) + CO₂ + H₂O

FeS (тв) + 2H⁺ (р-р) = Fe²⁺ (р-р) + H₂S

в) Связывание иона в комплексное соединение с большой константой устойчивости:

AgCl (тв) + 2NH₃ = [Ag(NH₃)₂]⁺ (р-р) + Cl^- (р-р)

г) Связывание иона в менее растворимое соединение:

2AgCl (тв) + S^2- (р-р) = Ag₂S (тв) + 2Cl^- (р-р)

K_s (AgCl) = 1,8×10^-10 K_s (Ag₂S) = 6,0×10^-50

Водородный показатель. Вода - слабый электролит.

HOH = H⁺ + OH^- - Q

(Ионы H⁺ и OH^- в растворе существуют в гидратированной форме: (H₃О⁺)×nH₂O и (OH^-)×nH₂O)

К_д= [H⁺]×[OH-]/[HOH]

Так как [HOH] » const, то

К_w = К_д×[HOH] = [H⁺]×[OH^-] = 10^-14 (при 20 ⁰С)

К_w называется ионным произведением воды. В воде [H⁺] = [OH^-]. Следовательно, из последнего уравнения получаем:

(моль/л)

Концентрацию ионов водорода в воде или растворах удобно выражать с помощью водородного показателя рН.

рН = - lg[H⁺]

Для воды рН = - lg[H⁺] = - lg10^-7 = 7.

Используется также гидроксильный показатель рОН

рОН = - lg[ОH^-]

Из представленных уравнений видно, что рН + рОН = 14

Растворы, рН которых равен 7, называются нейтральными, рН которых меньше 7 - кислыми, рН которых больше 7 - щелочными.

Таблица

Характерис- Тика	Среда
	Кислая		Нейтральная	Щелочная
[H+]	пример	пример
PH	>10-7	10-2	10-7	<10-7	10-8
[OH-]	<7	2	7	>7	8
POH	<10-7	10-9	10-7	>10-7	10-3
Kw	>7	9	7	<7	3
pH + pOH

При нагревании диссоциация молекул воды в соответствии с принципом Ле Шателье увеличивается.

Гидролиз солей - процесс взаимодействия ионов соли с полярными молекулами воды, в результате которого образуется слабый электролит.

Различают 4 случая гидролиза солей.

а) Гидролиз солей, образованных сильным основанием и сильной кислотой. NaNO₃ + HOH = NaOH + HNO₃

Na⁺ + NO₃^- + HOH = Na⁺ + OH^- + H⁺ + NO₃ ^-

HOH = H⁺ + OH^-

Гидролиз не идет, рН = 7.

б) Гидролиз солей, образованных сильным основанием и слабой кислотой.

1. СH₃СOONa + HOH = СH₃СOOН + NaOH

Na⁺ + СH₃СOO^- + HOH = СH₃СOOН + Na⁺ + OH^-

СH₃СOO^- + HOH = СH₃СOOН + OH^-

2. Na₃PO₄ + HOH = Na₂HPO₄ + NaOH

3Na⁺ + PO₄^3- + HOH = 3Na⁺ + HPO₄^2-+ OH^-

PO₄^3- + HOH = HPO₄^2- + OH^-

рН раствора >7, то есть образуется щелочная среда.

Гидролиз идет частично по I ступени.

в) Гидролиз солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой.

1. NH₄Cl + HOH = NH₄OH + HCl

NH₄⁺ + Cl^- + HOH = NH₄OH + H⁺ + Cl^-

NH₄⁺ + HOH = NH₄OH + H⁺

2. CuCl₂ + HOH = CuOHCl + HCl

Cu²⁺ + 2Cl^- + HOH = CuOH⁺ + 2Cl^- + H⁺

Cu²⁺ + HOH = CuOH⁺ + H⁺

рН раствора <7, то есть образуется кислая среда.

Гидролиз идет частично по I ступени.

г) Гидролиз солей, образованных слабым основанием и слабой кислотой. Например, Al₂S₃. Эта соль в водном растворе не существует, гидролиз идет полностью и до конца. В таблице растворимости для таких соединений стоит черта.

Al₂S₃ + 6HOH ® 2Al(OH)₃ + 3H₂S

Если в таблице растворимости для солей, образованных слабыми основаниями и слабыми кислотами, стоит "Р", это означает, что они существуют, но сильно гидролизуются.

(NH₄)₂CO₃ + HOH = NH₄HCO₃ + NH₄OH

рН раствора определяется исходя из значений констант диссоциаций слабых кислоты и основания

Процесс гидролиза характеризуется степенью гидролиза (h) и константой гидролиза (К_г).

h = (число гидролизованных молекул соли)/(общее число молекул соли в растворе)

К_г = К_w/К_дис. _{слабого электролита}

В случае ступенчатого гидролиза процесс идет в основном только по первой ступени. Например, Na₂CO₃ - соль сильного основания и слабой кислоты.

1 ступень: Na₂CO₃ + HOH = NaHCO₃ + NaOH

2Na⁺ + CO₃^2- + HOH = Na⁺ + HCO₃^- + Na⁺ + OH^-

CO₃^2- + HOH = HCO₃^- + OH^-

рН > 7, К_г¹ = К_w/К_HCO3 ^- = 10^-14/10^-12 =10^-2

2 ступень: NaHCO₃ + HOH = H₂CO₃ + NaOH

Na⁺ + HCO₃^- + HOH = H₂CO₃ + Na⁺ + OH^-

HCO₃^- + HOH = H₂CO₃ + OH^-

рН > 7, К_г² = К_w/К_H2CO3 = 10^-14/10^-5 =10^-9

Сравнивая К¹и К², видим, что вторая ступень гидролиза идет в очень малой степени.

В соответствии с принципом Ле Шателье гидролиз солей можно усилить нагреванием и разбавлением раствора.

Экспериментальная часть

Опыт 1. Растворение осадка в результате связывания

одного из ионов в менее растворимое соединение

Описание опыта

Последовательно проводят три реакции. В первой взаимодействием K₂CrO₄ и AgNO₃ получают кирпично-красный осадок Ag₂CrO₄. При добавлении к реакционной системе избытка KCl осадок Ag₂CrO₄ растворяется и образуется белый осадок AgCl и, наконец, при добавлении к системе раствора Nа₂S белый осадок AgCl растворяется и образуется черный осадок Ag₂S.

Порядок выполнения опыта

1. В пробирку налить 1 мл раствора K₂CrO₄ и по каплям добавить раствор AgNO₃.

2. К раствору с осадком прилить избыток раствора KCl.

3. В ту же пробирку прилить несколько капель раствора Nа₂S.

Задание

1. Напишите уравнения проведенных реакций в молекулярном и ионном виде. Укажите признаки реакций.

2. Выпишите из справочника значения K_s Ag₂CrO₄, AgCl, Ag₂S и рассчитайте растворимость (s, моль/л) этих солей. Сравните растворимость солей.

3. Рассчитайте концентрацию [Ag⁺] в насыщенных растворах Ag₂CrO₄, AgCl и Ag₂S.

4. Объясните, почему происходит растворение Ag₂CrO₄ при добавлении избытка раствора KCl. Напишите схему равновесий в растворе и укажите направление смещения равновесия.