Іонні реакції з утворенням слабкого електроліту

а) У пробірку вводять кілька кристалів амоній хлориду й доливають 2–3 мл розчину натрій гідроксиду. Злегка нагрівають пробірку. За запахом визначають, який газ при цьому виділився. Складають рівняння реакції.

б) У пробірку з розчином натрій ацетату доливають сульфатну кислоту. За запахом визначають наявність оцтової кислоти. Складають рівняння реакції.

Іонні реакції з утворенням осадів

а) Наливають у три пробірки по кілька крапель розчину барій хлориду і додають в одну з них розчин натрій сульфату, в другу – розчин сульфатної кислоти, у третю – розчин алюміній сульфату. Спостерігають появу однакових осадів. Складають рівняння реакцій.

б) У першу пробірку додають 2 – 3 краплі розчину ферум (II) сульфату, а в другу – таку саму кількість розчину купрум (ІІ) сульфату. В обидві пробірки доливають розчин натрій сульфіду. Складають рівняння реакцій.

Контрольні питання й завдання для самостійної роботи

1. У яких випадках мають місце реакції між розчинами електролітів?

2. Скласти молекулярні й іонні рівняння для таких реакцій:

а) Al₂(SO₄)₃ + Pb(NO₃)₂ → ‏ б) ZnS + HCl →

в) Zn(OH)₂ + NaOH → г) HCN + NaOH→

д) Fe(OH)₃ + HNO₃ →

Лабораторна робота № 9

ІОННИЙ ДОБУТОК ВОДИ. ВОДНЕВИЙ ПОКАЗНИК.

ГІДРОЛІЗ СОЛЕЙ

Теоретичні положення

Вода – дуже слабкий електроліт. Незначною мірою вона дисоціює на такі іони:

Н₂О Н⁺ +ОНˉ.

Застосувавши закон дії мас до цього оборотного процесу, одержимо вираз константи дисоціації Н₂О

К_д = .

При температурі 22 ^оС К_д(Н₂О) = 1,8 10ˉ¹⁶. Із виразу К_д знайдемо добуток рівноважних концентрацій іонів Н⁺ і ОНˉ, тобто

[Н⁺][ОНˉ] = 1,8 10ˉ¹⁶ [Н₂О].

Оскільки іонів водню й гидроксиду у воді незначна кількість, то практично вона буде існувати у вигляді молекул, і тому число молів води в 1 л дорівнює її масі, поділеній на молярну масу (густина води становить 1г/см³), тобто

[ Н₂О] = 1000/18 = 55,56 моль;

[ Н⁺] [ОНˉ] = 1,8 10ˉ¹⁶ 55,56 = 10ˉ¹⁴;

[ Н⁺] [ОНˉ] = 10ˉ¹⁴.

Отримане значення іонного добутку води є сталою величиною для даної температури.

Кількість іонів водню й гидроксиду в нейтральному розчині однакова, а саме:

[H⁺] = [OHˉ] = 10ˉ⁷ моль/л.

Концентрацію іонів Н⁺ розраховують за такою формулою:

[ Н⁺] = С_м a k ,

де С_м – молярна концентрація, моль/л; a – ступінь дисоціації; k – кількість іонів Н⁺, що утворюються при дисоціації однієї молекули кислоти.

За концентрацією іонів водню в розчині судять про характер середовища, зокрема

[ Н⁺] = 10ˉ⁷ – нейтральне;

[ Н⁺] > 10ˉ⁷ – кисле;

[ Н⁺] < 10ˉ⁷ – лужне.

Але зручніше характеризувати середовище не за концентрацією іонів водню, а за її десятковим логарифмомз протилежним знаком. Цю величину називають водневим показником, а саме:

Якщо рН розчину дорівнює 7, то це середовище нейтральне, рН > 7 – лужне, рН < 7 – кисле. Практично рН змінюється в межах від 0 до 14. Іноді за аналогією з водневим показником визначають гідроксильний показник, тобто

рОН = .

Для будь-якого водного розчину при 22 ^°С рН + рОН = 14.

Середовище можна також характеризувати за допомогою кислотно-основних індикаторів. Найбільш поширеними серед них є лакмус, фенолфталеїн і метилоранж.

Гідролізом солей називається взаємодія іонів солі з водою. Можливі такі варіанти гідролізу:

а) сіль, утворена сильною основою і слабкою кислотою:

KCN + H₂O HCN + KOH;

CNˉ + H₂O HCN + OHˉ – середовище лужне, рН > 7;

б) сіль, утворена слабкою основою і сильною кислотою:

NH₄Cl + H₂O NH₄OH + HCl;

NH₄⁺ + H₂O NH₄OH + H⁺ – середовище кисле, pH < 7;

в) сіль, утворена слабкою кислотою і слабкою основою:

CH₃COONH₄ + H₂O CH₃COOH + NH₄OH.

Кислотність середовища зумовлена відносною силою слабкої кислоти або слабкої основи, що утворюються внаслідок гідролізу.

Солі, утворені сильними кислотами й сильними основами, практично гідролізу не піддаються.

При гідролізі солей слабких багатоосновных кислот реакція проходить таким чином, що на першому ступені в розчині утворюються кислі солі, а на другому – слабкі кислоти, тобто

І ступінь

Na₂CO₃ + H₂O NaHCO₃ +NaOH ; CO₃²ˉ + H₂O HCO₃ˉ + OHˉ;

ІІ ступінь

NaHCO₃ + H₂O NaOH + H₂СО₃ ; HCO₃ˉ + H₂O H₂СО₃+ OHˉ.

Якщо сіль утворена слабкою багатокислотною основою, то гідроліз також відбувається ступінчасто, зокрема для ZnCL₂:

І ступінь

ZnCL₂ + H₂O ZnOHCl + HCl; Zn²⁺ + H₂O ZnOH⁺ + H⁺;

ІІ ступінь

ZnOHCl + H₂O Zn(OH)₂ + HCl; ZnOH⁺ + H₂O Zn(OH)₂ + H⁺.

Мета роботи: дослідити процеси гідролізу солей у розчинах.

Постановка завдання

Визначити: водневий показник середовища перелічених нижче розчинів і скласти молекулярні та іонні рівняння гідролізу солей.

Приладдя та реактиви: пробірки, пальник, індикаторний папірець,

10%-ні розчини солей цинк сульфату, натрій карбонату, натрій ацетату; 0,1н розчин хлоридної та оцтової кислоти; 0,1н розчину амоній гідроксиду та

1%-ні розчини лакмусу, фенолфталеїну, метилоранжу, дистильована вода.

Методика дослідження