Методическое руководство к лабораторным занятиям по химии для студентов экономического факультета (стр. 4 из 16)
5. Записать уравнение гидролиза в молекулярном виде.
Например: Составить уравнение гидролиза хлорида меди:
1. CuCl2 D Cu2+ + 2Cl-
2. Соль образована слабым основанием, сильной кислотой, значит, гидролиз идет по катиону.
3. Cu 2+ + H2O D CuOH+ + H+
4. Cu2+ + 2Cl- + H2O D CuOH+ +2Cl- + H+
5. CuCl2 + H2O D CuOHCl + HCl
С увеличением температуры гидролиз увеличивается, с ростом концентрации соли – уменьшается. Значит, чтобы усилить гидролиз соли необходимо разбавить и нагреть раствор данной соли.
Степенью гидролиза называют отношение числа гидролизованных ионов (n) к общему числу данных ионов в растворе (N);
a г =
n N
Константа гидролиза – отношение произведения концентрации продуктов гидролиза к концентрации иона, который подвергается гидролизу.
С ростом температуры константа гидролиза увеличивается.
Константа гидролиза не зависит от концентрации веществ, участвующих в гидролизе. Например:
NH4 Cl D NH4+ + Cl-
NH4+ + H2O D NH4OH + H+
NH4+ + Cl- + H2O D NH4OH + HCl
[NH4OH] . [H+]
Kг = ____________________
[NH4+]
Так как концентрация [NH4OH] = [H+] можно записать
[H+]2 = Kг . [NH4+], отсюда [H+] = √ Kг. [NH4+]
Рассчитав концентрацию ионов водорода, можно точно определить рН среды.
Гидролиз солей (по катиону или аниону) происходит потому, что вода, хотя и является слабым электролитом, но в очень малой степени диссоциирует на ионы:
H2O D H+ + OH-
Молярные концентрации этих ионов называют – ионным произведением воды и обозначают так:
[H+] . [OH-] = KH2O = Кв и
При t = 25оС Кв = [H+] . [OH-] = 1,8 . 10-16 . 55,56 = 10-14
Для чистой воды [H+] =[OH-] = √ Кв = 10-7 моль/л
Чтобы избежать неудобств, связанных с применением чисел с отрицательными показателями степени, концентрацию водородных ионов принято выражать через водородный показатель и обозначать символом рН.
Водородным показателем рН называют десятичный логарифм концентрации ионов водорода, взятых с обратным знаком:
рН = - ℓg[H+]
Гидроксильным показателем рОН называют десятичный логарифм концентрации ионов гидроксила, взятых с обратным знаком:
рОН = - ℓg[OH-]
рН + рОН = рК H2O при t = 25оС рН + рОН = 14
Гидролиз имеет большое значение и широкое практическое применение. В живых организмах протекает гидролиз полисахаридов, белков и других органических соединений. Растущая быстрыми темпами гидролизная промышленность вырабатывает из непищевого сырья (древесины, хлопковой шелухи, соломы) ряд ценных продуктов: этиловый спирт, белковые дрожжи, глюкозу, скипидар, метиловый спирт, лигнин и др.
Гидролиз солей (например, NаЗР04 , К2СОЗ) применяют для очистки воды и уменьшения её жёсткости. В результате гидролиза минералов - алюмосиликатов - происходит разрушение горных пород. На процессе гидролиза основаны важные химические производства; гидролиз древесины, осахаривание крахмала, получение мыла и многие другие.
ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ
Опыт 1. Образование нерастворимого осадка
К раствору хлорида железа (III)прилить немного раствора едкого натра. К раствору нитрата свинца прилить раствор йодида калия, к раствору хлорида бария прилить раствор серной кислоты. Написать молекулярные и ионные уравнения проведённых реакций.
Опыт 2. Образование газообразных малодиссоциирующих веществ
Налить в пробирку раствор карбоната натрия и добавить немного серной кислоты. Написать молекулярное и ионное уравнение реакции. Какие ионы и почему исчезают из раствора?
Опыт 3. Связывание одного из ионов электролита за счет образования мало диссоциирующего вещества
Налить в пробирку несколько мл, 0.1 N раствора гидроксида натрия и 3-4 капли фенолфталеина. Наличием каких ионов обусловлено появление малинового окрашивания? Добавить в пробирку кристаллический хлорид аммония и хорошо встряхнуть. Написать в молекулярной и ионной форме уравнения реакции между гидроксидом натрия и хлоридом аммония и объяснить, почему окраска фенолфталеина почти исчезает при добавлении хлорида аммония.
Опыт 4. Гидролиз солей. Реакция среды при гидролизе
Взять в отдельные чистые пробирки немного растворов следующих солей: карбоната натрия, гидрокарбоната натрия, буры, нитрата аммония, сульфата калия, сульфат алюминия. По индикаторной бумажке определить для каждого раствора реакцию среды . Написать соответствующие молекулярные и ионные уравнение реакций гидролиза .
Опыт 5. Влияние температуры на гидролиз
Налить в пробирку немного раствора ацетата натрия и добавить 1-2 капли раствора фенолфталеина. Нагреть смесь почти до кипения и отметить изменение окраски. Охладить пробирку . Чем объясняется постепенное изменение окраски при нагревании и охлаждении? Написать молекулярное и сокращенное ионное уравнение реакции гидролиза соли.
Опыт 6. Полный гидролиз
К раствору сульфата алюминия в пробирке прилить раствор карбоната натрия. Наблюдать выделение углекислого газа и выпадение осадка гидроксида алюминия. Какие условия в данном случае способствовали полноте гидролитического разложения карбоната алюминия.
Проделать аналогичный опыт с раствором сульфата меди (II). Образующийся зелёный осадок принадлежит гидрокоокарбонату меди. Написать молекулярные и ионные уравнения реакции.
Задания:
Напишите ионные (полные и сокращенные) и молекулярные уравнения реакций гидролиза солей. Укажите реакцию среды в растворе соли.
1. Карбонат калия; сульфат алюминия.
2. Цианид натрия; сульфат меди.
3. Сульфид натрия; хлорид магния.
4. Хлорид аммония; нитрат меди.
5. Сульфид калия; хлорид железа (III).
6. Карбонат аммония; нитрат калия.
7. Фосфат калия; хлорид цинка.
8. Фторид натрия; нитрат магния.
9. Силикат калия; сульфат железа (II).
10. Сульфид кальция; сульфат аммония.
11. Карбонат натрия; нитрат хрома (III).
12. Иодид аммония; сульфид бария.
13. Фосфат аммония; сульфат магния.
14. Нитрат алюминия; ацетат натрия.
15. Силикат аммония; сульфат цинка.
Лабораторная работа № 3.
Тема: «КОМПЛЕКСНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ»
Контрольные вопросы
1. Какие соединения называются комплексными?
2. Что такое константа нестойкости комплексного иона?
3. Что такое комплексообразователь?
4. Что такое лиганды?
5. Что такое координационное число комплекcообразователя ?
6. На какие ионы диссоциируют следующие комплексные соединения: K2[PtCl6], K2[HgI4], Na2[Co(SCN)4]?
7. Как рассчитать заряд комплексного иона?
8. Какие различают виды изомерии комплексных соединений?
9. Приведите классификацию комплексных ионов.
10. Как дают названия комплексным соединениям?
ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ
Комплексными называются соединения, образующие комплексные ионы, способные существовать как в растворе, так и в кристалле:
[Ag(NH3)2]Cl ↔ [Ag(NH3)2]+ + Cl-
Комплексные соединения – это соединения, характеризующиеся наличием хотя бы одной ковалентной связи, возникшей по донорноакцепторному механизму.
В основе классических представлений о строении молекул комплексных соединений лежит координационная теория, созданная А.Вернером.
Суть теории можно свести к следующим положениям:
1) центральное место в комплексном соединении занимает комплексообразователь - обычно положительно заряженный ион (чаще всего металл).
2) вокруг комплексообразователя расположены (координированы) лиганды (старое название аденды), т.е. ионы противоположного знака или нейтральные молекулы.
3) комплексообразователь и лиганды образуют внутреннюю сферу комплексного соединения.
4) ионы, не вошедшие во внутреннюю сферу, составляют внешнюю сферу комплексного соединения.
По общепринятым обозначениям внутренняя сфера отделяется от внешней квадратными скобками. Так комплексное соединение Fе(СN)з *ЗКСN может быть изображено:
┌ СN- ┐
К+ СN- СN-
K+ Fe+
K+ СN- СN-
└ CN- ┘
Число, показывающее, сколько лигандов удерживает комплексообразователь, называют координационным числом. В приведённом примере оно равно 6.
Для написания формулы комплексного соединения надо знать:
1) заряд (степень окисления) комплексообразователя. 2) заряд лигандов.
3) координационное число.
4) ионы внешней сферы.
Типичными комплексообразователями является катионы d - элементов периодической системы Д.И.Менделеева. Это Аg+, Аи+, Си2+, Сd2+, Zn2+и др.
Важнейшими лигандами являются:
а) нейтральные молекулы: Н20,NНз, NО,СО и др.
б) анионы СN-; NО2-; и др.
Координационные числа чаще всего имеют значение 6 и 4 , реже
2 и 8 .
Некоторые комплексные соединения не имеют внешней сферы - у них отрицательный заряд ионов, входящих во внутреннюю сферу, равен положительному заряду комплексообразователя. Это