Необходимый уровень подготовки студентов. 1. Знать способы выражения концентрации растворов

1. Знать способы выражения концентрации растворов.

2. Уметь определять плотность раствора при помощи ареометра.

3. Уметь пользоваться таблицами зависимости плотности растворов от массовой доли растворенного вещества.

4. Уметь производить расчеты, необходимые для приготовления растворов заданной концентрации, выраженной различными способами.

5. Уметь готовить растворы заданной концентрации из сухого вещества и воды; из более концентрированного раствора и воды.

6. Уметь находить массу или количество растворенного вещества, исходя из концентрации раствора.

7. Уметь производить расчеты, связанные с переходом от одного способа выражения концентрации раствора к другому.

Задания для самоконтроля

1. Сколько граммов гидроксида калия нужно растворить в 600 мл воды для получения 16% раствора? Плотность раствора равна 1,15 г/мл.

2. Какой объем 4% раствора хлорида кальция (плотность см. в табл. 1) требуется для взаимодействия с 120 мл 0,1 М раствора AgNO₃?

3. Определите массовую долю растворенного вещества в 2,64 н. растворе серной кислоты. Плотность раствора серной кислоты равна 1,080 г/мл.

4. Какие объемы 12% раствора и 3% раствора хлорида натрия нужно смешать для получения 120 мл 8% раствора? При решении задачи воспользоваться данными табл. 1.

Лабораторная работа № 9

Тема: Гидролиз солей

Цель работы: изучить свойства водных растворов солей, связанные с реакцией гидролиза.

Оборудование и реактивы: штативы с пробирками, спиртовка, держатель для пробирок, индикаторы: фенолфталеин, метиловый оранжевый, лакмус, универсальная индикаторная бумага с цветной шкалой значения рН, 0,1М растворы NaCl, Na₂SO₄, Na₂CO₃, Na₂SO₃, CH₃COO(NH₄), (NH₄)₂SO₄; 1н растворы

ZnCl₂, Al₂(SO₄)₃, FeCl₃, дистиллированная вода.

Теоретические пояснения

Гидролиз (разложение водой (лат.) - в широком смысле слова – процесс обменного взаимодействия между водой и веществом. Гидролиз соединений различных классов проте­кает по-разному. Например, при гидролизе растительного сырья происходит гидролитическое расщепление полисахаридов с образованием моносахаридов:

(С₆Н₁₀О₅)_n + nН₂О = nC₆H ₁₂O₆

В данной работе рассматриваются процессы гидролиза солей.

Гидролиз соли- это химическое взаимодействие ионов соли с молекулами воды, приводящее к образованию слабого электролита. В результате гидролиза происходит смещение равновесия диссоциации воды вследствие образования малодиссоцирующих соединений, малорастворимьгх и летучих веществ. В соответствии с этим гидролизуютея только катионы слабых оснований и анионы слабых кислот, то есть три типа солей:

1) соли, образованные слабыми основаниями и сильными кислотами (гидролиз по катиону) например. NН₄CI, Mg(N0₃)₂, FeС1з;

2) соли, образованные сильными основаниями и слабыми кислотами (гидролиз но аниону), например,СН₃СООNa, Na₂CO₃, NaHCO₃;

3) соли, образованные слабыми основаниями и слабыми кислотами (гидролиз но катиону и аниону), например, CHaCOONН₄, АI₂S₃, (NH₄ )₂S.

Соли, образованные сильными основаниями и сильными кислотами (NaCI, KNO₃, NaCIO₄; и др.), гидролизу не подвер­гаются, так как при растворении их в воде. не происходит связывания ни Н⁺, ни ОН^- ионов.

Рассмотрим написание ионно-молекулярных уравнений гидролиза на примере соли FеС1з. Эта соль образована слабым основанием Fе(ОН)з и сильной кислотой HС1, следова­тельно, гидролизу подвергается только катион соли Fe³⁺. В соответствии с ионным уравнением

Fe³⁺ + HOH = [ FeOH]²⁺ + H⁺ (1)

при гидролизе происходит разрыв связи Н—ОН в молекуле воды и образуется слабый электролит [FeOH]²⁺ – (K_FeOH = 1,4- 10^-12), а ионы Н⁺ создают кислотную среду. В молекулярной форме уравнение гидролиза имеет вид:

FeCl₃+HOH = FeOHCl₂ + HCl. (2)

Уравнения 1,2 отражают первую ступень гидролиза со­ли FeCl₃. Гидролиз солей, образованных слабыми многокис­лотными основаниями и сильными кислотами (Cu(N0₃)₂, А1С1з и т. п.), или солей, образованных слабыми многооснов­ными кислотами и сильными основаниями (Na₂S, КзР0₄ и т. п.), протекает ступенчато, но при обычных условиях практически ограничивается первой ступенью. При нагрева­нии и разбавлении раствора гидролиз усиливается, и стано­вятся заметными следующие ступени гидролиза:

2-я ступень:

[FeOH]²⁺ + НОН = [Fe (ОН)₂]⁺ + Н⁺;

FeOHCl₂ +HOH = Fe(OH)₂Cl + HCl; (3)

3-я ступень:

[Fе(ОН)₂]⁺ + НОН = Fе(ОН)₃ + Н⁺;

Fе(ОН)₂С1 + НОН = Fе(ОН)₃ + НС1. (4)

Преимущественное протекание гидролиза по первой сту­пени объясняется тем, что, как будет показано ниже, чем слабее образующийся электролит, тем сильнее гидролизуется соль. Для слабых электролитов, диссоциирующих ступенча­то, всегда справедливо соотношение К₁> К₂> Кз (табл. 1).

Поэтому в данном случае [FeOН]²⁺ -наиболее слабый элек­тролит из образующихся при гидролизе, что и обуславливает преимущественное протекание гидролиза по первой ступени.

Следует подчеркнуть, что ступенчатый гидролиз солей нельзя изображать суммарным уравнением, например, Fe.³⁺+ЗН₂О = Fe(ОH)₃ + 3H⁺ , получаемым путем сложения урав­нений отдельных ступеней гидролиза (при сложении сокращается главный продукт гидролиза - ион [FeОН]²⁺).

или в молекулярной форме

Na₂S + HOH = NaHS + NaOH (6)

Если соль образована слабым основанием и слабой кислотой, например, CН₃СООNH₄. то гидролизу подвергаются катион и анион соли:

СН₃СОО^- +NH₄ + НОН = СН₃СООH +NНз • Н₂О. (7)

В подобном случае реакция среды близка к нейтральной и зависит от сравнительной силы кислоты н основания. Если К_кисл > К_осн – реакция раствора слабокислая, если К_осн > К_кис – слабощелочная, если К_осн = К_кисл, то среда нейтральная.

При гидролизе солей, образованных сильными основа­ниями и слабыми кислотами, например, Na₂S, на первой (основной) ступени анионы соли взаимодействуют с молеку­лами воды с образованием щелочной среды:

S^-2 + HOH = HS^- + OH^- (5)

Таблица 1 – Константы электролитической диссоциации (К) некоторых слабых электролитов в водных растворах при 25° С