Водородный показатель. Гидролиз солей

Теоретические основы. Вода - слабый электролит, диссоциирует в незначительной степени с образованием ионов водорода Н⁺ и гидроксил-анионов ОН : Н₂О Н⁺ + ОН .

Состояние равновесия этой реакции характеризуется константой, которая называется ионное произведение воды:

К = [Н⁺ ] [ОН ] = 10 ¹⁴ (при 22⁰С),

где [Н⁺ ] и [ОН ] - равновесные концентрации ионов.

Обычно вместо величин [Н⁺] и [ОН ] используют их отрицательные десятичные логарифмы. Эти величины называют соответственно водородным и гидроксильным показателями:

рН = - lg [Н⁺ ]

рОН = - lg [ОН ]

рК = рН + рОН = 14

Нейтральные растворы не имеют избытка ионов Н⁺ или ОН : [Н⁺ ] = [ОН ] = 10 ⁷ ; рН = рОН = 7

Кислые растворы содержат избыток ионов Н⁺:

[Н⁺ ]> [ОН ]; рН< рОН; рН<7; рОН>7

Щелочные растворы содержат избыток ионов ОН :

[Н⁺ ]< [ОН ]; рН> рОН; рН>7; рОН<7

Если растворенная в воде соль содержит ионы-остатки слабых кислот или слабых оснований, то происходит процесс гидролиза соли - обменной реакции ионов соли с молекулами воды, приводящей к образованию молекул и ионов новых слабых электролитов.

Основные правила написания реакций гидролиза:

1. Гидролизу подвергаются анионы слабых кислот и катионы слабых оснований, входящих в состав соли.

2. Гидролиз - процесс ступенчатый. На каждой ступени один гидролизующийся ион реагирует с одной молекулой воды.

3. В обычных условиях гидролиз протекает только по первой ступени. Гидролиз усиливается при нагревании и разбавлении растворов солей.

4. Гидролиз - процесс, как правило, обратимый, его равновесие можно смещать. Добавление одноименных ионов (Н⁺ или ОН ), выделяющихся в процессе гидролиза, смещает равновесие в сторону уменьшения гидролиза. Добавление противоположных ионов, связывающих выделяющиеся ионы Н⁺ и ОН в молекулы воды, смещает равновесие в сторону усиления гидролиза.

Типы реакций гидролиза.

1. Соль образована ионами сильного основания и сильной кислоты (например, NaCl, KNO₃ и др.).

NaCl + H₂O гидролиз не идет (NaOH - сильное основание, HCl - сильная кислота).

2. Соль образована ионами сильного основания и слабой кислоты (например, Na₂CO₃, KSCN и др.).

Na₂CO₃ + Н₂О гидролиз по аниону (NaOH - сильное основание, H₂CO₃ - cлабая кислота).

CO₃² + HOH HCO₃ + OH (среда щелочная, рН>7).

Na₂CO₃+ HOH NaHCO₃ + NaOH (1 ступень гидролиза).

Добавление к раствору сильных щелочей (NaOH), содержащих одноименные ионы (OH ), вызывает ослабление гидролиза (смещение равновесия влево по принципу Ле Шателье). Добавление к раствору кислот усиливает гидролиз за счет реакции Н⁺+OH Н₂О, в результате которой концентрация ионов OH в растворе уменьшается, и равновесие гидролиза смещается вправо. Гидролиз усиливается и начинает идти по второй ступени:

НCO₃ + HOH H₂CO₃ + OH

NaНCO₃ + HOH H₂CO₃ + NaOH (2 ступень гидролиза).

3. Соль образована ионами слабого основания и сильной кислоты (например, AlCl₃, FeSO₄ и др.).

AlCl₃ + H₂O гидролиз по катиону (Al(OH)₃ - слабое основание, НCl - cильная кислота).

Al³⁺ + HOH AlOH²⁺ + H⁺(среда кислая, рН<7)

AlCl₃ + HOH AlOHCl₂ + HCl (1 ступень гидролиза).

4. Соль образована ионами слабого основания и слабой кислоты:

а) соль растворима в воде (например, (NH₄)₂CO₃, NH₄NO₂ и др.).

(NH₄)₂CO₃ + H₂O гидролиз идет сразу по катиону и аниону:

2NH₄⁺ + CO₃² + HOH NH₄OH + HCO₃ + NH₄⁺ (рН 7)

(NH₄)₂CO₃ + HOH NH₄OH + NH₄HCO₃

б) соль нерастворима в воде (например, FeS, ZnSiO₃ и др.).

FeS + H₂O нерастворимые соли гидролизу не подвергаются;

в) соль разлагается водой (в таблице растворимости стоит прочерк, например, Fe₂S₃, Al₂(CO₃)₃ и др.). Гидролиз таких солей идет необратимо и до конца: Fe₂S₃+6H₂O 2Fe(OH)₃ +3H₂S

Цель работы. C помощью универсальной индикаторной бумаги определить реакцию среды водных растворов солей, изучить влияние температуры и концентрации на гидролиз, взаимное усиление гидролиза растворов различных солей.

Порядок работы.

Опыт 1. Определение рН в кислых, щелочных и

Нейтральных средах

На предметное стекло положите небольшие кусочки универсальной индикаторной бумаги и стеклянными палочками нанесите на них по капле дистиллированной воды, растворов NaOH, NH₄OH, HCl, CH₃COOH. С помощью цветовой шкалы определите рН в нейтральной, щелочной и кислой средах.

Опыт 2. Определение реакции среды при гидролизе солей

В отдельные пробирки добавьте по нескольку кристалликов следующих солей: нитрата натрия, сульфита натрия, нитрата цинка, ацетата аммония. Растворите соли в 1-2 мл дистиллированной воды. На предметное стекло положите кусочки универсальной индикаторной бумаги и определите рН растворов солей.

Опыт 3. Влияние температуры на гидролиз

Налейте в пробирку 3-4 мл раствора ацетата натрия и добавьте 1-2 капли фенолфталеина. Разделите раствор на 2 пробирки и одну из них нагрейте на водяной бане. Сравните интенсивность окраски индикатора в обеих пробирках.

Опыт 4. Влияние концентрации раствора соли на гидролиз

Налейте в пробирку 1 мл раствора хлорида сурьмы и добавьте дистиллированной воды. Выпадение белого осадка связано с разложением хлорида дигидроксосурьмы, образующейся за счет гидролиза соли по второй ступени: Sb(OH)₂Cl SbOCl + H₂O

Добавьте в пробирку раствор соляной кислоты до растворения осадка. Объясните смещение равновесия реакции гидролиза.

Опыт 5. Взаимное усиление гидролиза

Налейте в пробирку 1 мл раствора хлорида алюминия и добавьте равное количество раствора карбоната натрия. Объясните взаимное усиление гидролиза солей, приводящее к выделению оксида углерода (IV) и образованию осадка гидроксида алюминия. Используя амфотерные свойства гидроксида алюминия, докажите его образование.

Форма лабораторного отчета.

1. Название лабораторной работы.

2. Краткое описание, цель работы.

Опыт 1. Определение рН в кислых, щелочных и

Нейтральных средах

Исследуемое вещество	Цвет универсальной индикаторной бумаги	рН	Реакция среды

Опыт 2. Определение реакции среды при гидролизе солей

Исследуемое вещество	рН раствора	Реакция среды	Уравнение реакции гидролиза соли в молекулярном и ионном видах

Опыты 3-5 оформите по схеме:

а) название опыта;

б) уравнение реакций в молекулярной и ионной формах;

в) наблюдения и обсуждения;

г) выводы.

Типовые задачи.

1. Напишите в молекулярной и ионно-молекулярной формах уравнения реакций гидролиза следующих солей: ZnCl₂, Fe(NO₃)₃, CH₃COOK, MnSO₄, Na₃PO₄, K₂S, NH₄Cl, (NH₄)₂CO₃, Al₂S₃. Укажите реакцию среды.

2. Рассчитайте концентрацию ионов водорода в водном растворе, в котором концентрация ионов ОН^- равна 3,9×10^-9 моль/л.

3. Найти рН 0,0001 М раствора КОН при условии его полной диссоциации.

4. Найти рН 0,1 М раствора соляной кислоты при условии ее полной диссоциации.

5. Найти рН 0,005 М раствора H₂SO₄ при условии полной диссоциации.

6. Найти рН 0,5 М раствора Ва(ОН)₂ при условии полной диссоциации.

7. Найти рН и степень диссоциации 0,1 М раствора СН₃СООН, если константа ее диссоциации К = 1,8 10^-5.

8. Найти рН и степень диссоциации 0,001 М раствора NH₄OH, если константа его диссоциации К = 1,75 10^-5.

9. Смешали 1 л 0,001 М раствора азотной кислоты и 1 л 0,0008 М раствора гидроксида натрия. Найти рН полученного раствора.

10. Смешали 1 л 0,03 М раствора HCl и 1 л 0,028 М раствора КОН. Найти рН полученного раствора.

Лабораторная работа 12

Общие свойства металлов

Теоретические основы. Металлы - это элементы, обычно имеющие на последнем энергетическом уровне не более трех электронов. В периодической системе элементов металлы расположены в главных подгруппах I-III групп (кроме Н и В) и в побочных подгруппах. Валентные электроны металлов слабо связаны с ядром, поэтому металлы являются типичными восстановителями (легко отдают электроны, превращаясь в положительно заряженные ионы). По активности металлы располагаются в ряд, называемый электрохимическимрядом напряжений или рядом активностей металлов. Металлы, стоящие в ряду активностей до водорода, имеют отрицательные значения стандартных электродных потенциалов (j⁰), а металлы, стоящие после водорода - положительные значения j⁰. Чем левее стоит металл, тем больше его активность.

Металлы реагируют с кислородом воздуха с образованием оксидов, а щелочные и щелочноземельные металлы - пероксидов и супероксидов: 4Li + O₂ 2Li₂O (оксид лития)

2Na + O₂ Na₂O₂ (пероксид натрия)

К + О₂ КО₂ (супероксид калия)

Металлы реагируют с неметаллами: 2Al +3S Al₂S₃ .

Активные металлы способны вытеснять водород из воды:

2Na + 2H₂O 2NaOH + H₂

Более активные металлы вытесняют менее активные из оксидов и солей: Cr₂O₃ + 2Al Al₂O₃ + 2Cr

Реакции металлов с кислотами:

1. Кислоты-неокислители (все кислоты, кроме H₂SO₄ конц. и HNO₃ любой концентрации) реагируют только с металлами, стоящими в ряду напряжений до водорода. В результате реакции образуется соль и выделяется водород: 2Al+6HCl 2AlCl₃+3H₂

2. Кислоты-окислители (H₂SO₄ конц., HNO₃ конц., HNO₃ разб.) реагируют со всеми металлами, кроме Au и Pt. В результате образуются соль, вода и продукт восстановления кислоты, который зависит от концентрации кислоты и активности металла:

SO₂ (металлы, стоящие в ряду

напряжений после водорода)

H₂SO₄. S (металлы, стоящие в ряду напряжений

конц между водородом и цинком)

H₂S (металлы, стоящие в ряду

напряжений до цинка)

NO₂ (тяжелые металлы)

HNO₃

конц.

N₂O (активные металлы)

NO (тяжелые металлы)

HNO₃

разб.

N₂ (активные металлы)

Например, Cu + 2H₂SO₄ конц. CuSO₄ + 2H₂O + SO₂

Cu + 4HNO₃ конц. Cu(NO₃)₂ + 2H₂O + 2NO₂

3Cu + 8HNO₃ разб. 3Cu(NO₃)₂ + 4H₂O + 2NO

Металлы, стоящие в ряду напряжений до алюминия, восстанавливают очень разбавленную азотную кислоту до NH₄NO₃: Сa+10HNO₃оч.разб. 4Ca(NO₃)₂ +3H₂O+NH₄NO₃

Коэффициенты в вышеуказанных реакциях расставляются по правилам окислительно-восстановительных реакций.

Концентрированные серная и азотная кислоты пассивируют такие металлы, как железо, алюминий, хром и некоторые другие, покрывая их прочной оксидной пленкой, которая препятствует дальнейшему окислению.

Цель работы. Изучить общие химические свойства металлов.

Порядок работы.

Опыт 1. Взаимодействие металлов с кислородом

Кусочек магниевой стружки внесите в тигельных щипцах в пламя газовой горелки и наблюдайте его горение. Внесите продукт сгорания магния в пробирку, добавьте дистиллированной воды и встряхните. Испытайте полученный раствор фенолфталеином.

Опыт 2. Взаимодействие металлов с водой

Приготовьте пять пробирок с 3-4 мл дистиллированной воды.

а). В первую пробирку внесите небольшой кусочек натрия и наблюдайте реакцию (реакция проводится в вытяжном шкафу!). Испытайте полученный раствор фенолфталеином.

б). Во вторую пробирку внесите кусочек кальция реакцию (реакция проводится в вытяжном шкафу!). Сравните скорость выделения водорода в реакциях натрия и кальция с водой. Испытайте полученный раствор фенолфталеином.

в). В третью пробирку поместите небольшой кусочек магния. Идет ли реакция при комнатной температуре? Осторожно нагрейте пробирку на газовой горелке.

г). В четвертую пробирку внесите кусочек алюминиевой проволоки. Идет ли реакция при комнатной температуре? При нагревании?

д). В пятую пробирку внесите кусочек алюминиевой проволоки, предварительно зачищенной наждачной бумагой. Идет ли реакция при комнатной температуре? При нагревании?

Опыт 3. Взаимодействие металлов с галогенами

Для проведения опыта необходимо сначала получить хлор по нижеприведенной реакции:

KMnO₄ + HCl конц. Сl₂ + MnCl₂ + KCl + H₂O

(коэффициенты в этой реакции поставьте самостоятельно).

а). Откройте кран капельной воронки установки для получения хлора таким образом, чтобы кислота капала в колбу с частотой примерно 1 капля в 7 секунд. Заполните хлором коническую колбу и закройте ее пробкой (реакция проводится в вытяжном шкафу!). Перекройте кран капельной воронки.

б). В ложечке для сжигания нагрейте железные опилки до красного каления и опустите ложечку в колбу с хлором. После окончания реакции и конденсации паров хлорида железа (III) налейте в колбу 10-15 мл дистиллированной воды и перемешайте содержимое колбы. Разлейте полученный раствор на две пробирки и проведите качественные реакции на ионы Fe³⁺ и Cl :

- в одну пробирку добавьте раствор нитрата серебра; в присутствии ионов Cl выпадает белый осадок хлорида серебра;

- в другую пробирку добавьте раствор роданида калия или роданида аммония; в присутствии ионов Fe³⁺ раствор окрашивается в кроваво-красный цвет за счет образования роданида железа (III).

Опыт 4. Взаимодействие металлов с кислотами-

Неокислителями

В четыре пробирки налейте по 2 мл 2N раствора серной кислоты. Поместите в кислоту по кусочку следующих металлов: магния, цинка, железа, меди. Сравните интенсивность протекания реакции в каждой пробирке и сделайте выводы. Расположите металлы в порядке возрастания их активности.

Опыт 5. Взаимодействие металлов с кислотами-

окислителями

(опыт проводится в вытяжном шкафу!).

Последовательно проведите реакции меди, железа и цинка с разбавленной азотной, концентрированной азотной и серной кислотами. Если реакция не идет при комнатной температуре, осторожно нагрейте пробирку.

Опыт 6. Вытеснение одних металлов другими из солей

Проведите реакции взаимодействия:

а) раствора сульфата меди с железом;

б) раствора сульфата железа с медью;

в) раствора нитрата свинца с цинком.

Форма лабораторного отчета.

1. Название лабораторной работы.

2. Краткое описание, цель работы.

3. Номер и название опыта.

4. Уравнения реакций в молекулярной и ионной формах.

5. Наблюдения.

6. Обсуждения.

7. Выводы.

Контрольные вопросы.

1. С чем связаны восстановительные свойства металлов?

2. Приведите примеры реакций металлов: а) с кислородом; б) с водой; в) с кислотой - неокислителем; г) с кислотой-окислителем; д) с солью.

Семинар 2

Гальванические элементы

Типовые задачи.

1. Какой из металлов будет растворяться при работе гальванического элемента Cu | Cu²⁺ || Ag⁺ | Ag при концентрации электролитов, равных 1 моль/л ?

2. Какой из металлов будет растворяться при работе гальванического элемента Zn | Zn²⁺ || Al³⁺ | Al при концентрации электролитов, равных 1 моль/л ?

3. Какой из металлов будет служить анодом при работе гальванического элемента Ni | Ni²⁺ || Fe²⁺ | Fe при концентрации электролитов, равных 1 моль/л ?

4. Какой из металлов будет служить анодом при работе гальванического элемента Mg | Mg²⁺ || Zn²⁺ | Zn при концентрации электролитов, равных 1 моль/л ?

5. В каком направлении будут перемещаться электроны во внешней цепи при работе гальванического элемента Ni | Ni²⁺ || Al³⁺ | Al при концентрации электролитов, равных 1 моль/л ?

6. В каком направлении будут перемещаться электроны во внешней цепи при работе гальванического элемента Hg | Hg²⁺ || Ag⁺ | Ag при концентрации электролитов, равных 1 моль/л ?

7. Вычислить ЭДС стандартного медно-никелевого элемента.

8. Вычислить ЭДС стандартного хромово-алюминиевого элемента.

9. Вычислить потенциал цинкового электрода, опущенного в раствор сульфата цинка с концентрацией 0,01 моль/л.

10. Вычислить потенциал ртутного электрода, опущенного в раствор нитрата ртути (II) с концентрацией 0,001 моль/л.

11. Вычислить потенциал водородного электрода при рН = 5.

12. Вычислить потенциал водородного электрода при рН = 12.

13. Найти ЭДС гальванического элемента, состоящего из меди, опущенной в 0,01 М раствор сульфата меди, и цинка, опущенного в 0,1 М раствор сульфата цинка.

14. Найти ЭДС гальванического элемента, состоящего из серебра, опущенного в 0,01 М раствор нитрата серебра, и алюминия, опущенного в 0,001 М раствор нитрата алюминия.

15. Найти ЭДС гальванического элемента, состоящего из двух водородных электродов, опущенных в растворы с рН = 2 и рН = 10.

16. Гальванический элемент составлен из стандартного цинкового электрода и хромового электрода, погруженного в раствор нитрата хрома (III). При какой концентрации ионов Cr³⁺ ЭДС этого элемента будет равна нулю ?

Лабораторная работа 13

Коррозия металлов

Теоретические основы. Процесс разрушения веществ под действием окружающей среды называется коррозией. Коррозия делится на химическую (разрушение металлов в агрессивной среде) и электрохимическую. При контакте двух металлов во влажном воздухе возникают микрогальванические пары, приводящие к протеканию электрохимической коррозии металлов. В процессе электрохимической коррозии более активный металл, имеющий более отрицательное значение стандартного электродного потенциала, отдает электроны и переходит в раствор. Электроны от него перемещаются к менее активному металлу и участвуют в восстановительных процессах ионов и молекул, находящихся в окружающей микрогальваническую пару среде.

В кислых растворах идет процесс водородной деполяризации: 2Н⁺ + 2е Н₂

В нейтральных и щелочных средах идет процесс с участием растворенного кислорода воздуха - кислородная деполяризация: О₂ + 2Н₂О + 4е 4ОН

Пример Коррозия контакта Cu / Zn , среда - КОН.

Zn: Zn - 2e Zn²⁺ 2

Cu: О₂ + 2Н₂О + 4е 4ОН 1

Zn+O₂+2H₂O 2Zn(OH)₂

Цель работы. Изучение различных случаев коррозии металлов и методов защиты от коррозии.

Порядок работы.

Опыт 1. Коррозия оцинкованного и луженого железа

Зачистите наждачной бумагой две железные проволочки. Прикрепите к одной из них гранулу цинка, а к другой - гранулу олова. Опустите проволочки в отдельные пробирки. В каждую пробирку добавьте по 2-3 мл дистиллированной воды, 5 капель 2N раствора серной кислоты и 1 каплю раствора гексацианоферрата (III) калия K₃[Fe(CN)₆]. Сравните изменения в обеих пробирках.

Примечание. Гексацианоферрат (III) калия K₃[Fe(CN)₆] используют для качественной реакции на ион Fe²⁺. В присутствии ионов двухвалентного железа образуется темно-синий осадок KFe[Fe(CN)₆].

Опыт 2. Коррозия железа в присутствии меди

В стакан объемом 50 мл налейте дистиллированную воду, растворите в ней немного хлорида натрия (катализатор коррозии), добавьте 1 мл раствора гексацианоферрата (III) калия и несколько капель раствора фенолфталеина. Опустите в стакан перевитые медную и железную проволочки. Через несколько минут отметьте наблюдаемые явления.

Опыт 3. Катализаторы (стимуляторы) коррозии

Налейте в пробирку 2 мл 2N раствора соляной кислоты и опустите в нее алюминиевую проволочку. Идет ли реакция? Добавьте в пробирку небольшое количество кристаллического хлорида натрия. Запишите наблюдения.

Опыт 4. Защита от коррозии. Оксидирование

Зачистите наждачной бумагой 2 железных гвоздя и один из них поместите на 5 минут в пробирку с концентрированной азотной кислотой. Промойте гвозди водой и опустите их в стакан с разбавленной серной кислотой. Сравните интенсивность выделения газа в обоих случаях.

Опыт 5. Защита от коррозии. Ингибирование

В две пробирки поместите немного железных опилок, добавьте в одну из них 1 мл раствора формалина (СН₂О) и прилейте в каждую пробирку по 2 мл разбавленной соляной кислоты. Сравните интенсивность выделения газа в каждой пробирке.

Форма лабораторного отчета.

1. Название лабораторной работы.

2. Краткое описание, цель работы.

3. Номер и название опыта.

4. Значения стандартных электродных потенциалов металлов, катод и анод микрогальванической пары.

5. Уравнения электрохимических процессов, идущих на аноде и на катоде.

6. Наблюдения и обсуждения.

7. Выводы.

Типовые задачи.

1. Написать уравнения химических реакций, протекающих при коррозии следующих сплавов (контактов): а) Cu/Cr, среда HCl; б) Zn/Al, среда KOH; в) Fe/Sn, среда H₂O; г) Ag/Cu, среда H₂SO₄; д) Fe/Zn, среда KCl; е) Mg/Zn, среда NaOH.

2. Предложить анодное покрытие для защиты цинка от коррозии. Обосновать и указать достоинства и недостатки способа.

3. Предложить катодное покрытие для защиты меди от коррозии. Обосновать и указать достоинства и недостатки способа.

Лабораторная работа 14