Опыт 1. Соединения серы (IV) в ОВР

В первую пробирку раствора дихромата калия и во вторую с сульфидом калия S внести по несколько капель 2 н раствора серной кислоты и по 2-3 капли микрошпателя сульфита натрия . Отметить наблюдаемые явления. Определить окислитель и восстановитель в каждой реакций. Составить уравнения проведенных реакций.

Опыт 2. Реакция диспропорционирования сульфита натрия.

В две пробирки поместить по 2-3 кристаллика сульфита натрия. Одну оставить в качестве контрольной. Вторую закрепить в штативе и нагревать в течении 5-6 минут. Дать остыть. В обе пробирки внести по 5-6 капель дистиллированной воды, размешать стеклянной палочкой до растворения солей, находящихся в пробирках. Добавить в каждую пробирку по 2-3 капли раствора сульфата меди (ΙΙ). Отметить наблюдаемые явления. Написать уравнения реакции разложения сульфита натрия, учитывая, что вторым продуктом прокаливания является сульфат натрия. Как изменялась степень окисления серы в данной реакции? Для каких степеней окисления серы возможны реакции диспропорционирования?

Задание 2. Изучение окислительно-восстановительных свойств в различных средах

Опыт 3.В три пробирки внести по 3-4 капли раствора перманганата калия . В одну пробирку добавить 2-3 капли 2 н раствора серной кислоты, во вторую – столько же воды, в третью – такое же количество раствора щелочи. Во все три пробирки внести по 2 микрошпателя кристаллов нитрита калия и перемешать растворы до полного растворения кристаллов. Через 3-4 минуты отметить изменение окраски растворов во всех трех случаях.

Написать уравнение реакции восстановления нитритом калия в кислой, нейтральной и щелочной средах. Сколько окислительных эквивалентов содержится в 1 моль в каждом из этих случаев?

Задание 3. Определение направления протекание ОВР

Опыт 4.Внести в пробирку по 2-3 капли сульфата хрома (ΙΙΙ) и сульфата калия и добавить к ним 1-2 капли иодной воды. Происходит ли окисление хрома (ΙΙΙ) иодом, которое должно сопровождаться обесцвечиванием иода?

В другую пробирку внести по несколько капель раствора бихромата калия и серной кислоты, затем добавить 3-4 капли иодида калия. Почему раствор окрасился в коричневый цвет? Составить уравнение полуреакций окисления и восстановления для протекающей ОВР. Рассмотреть данную реакцию как процесс, протекающей при работе гальванического элемента. Выписать значения соответствующих электродных потенциалов и вычислить э.д.с. Отметить значение э.д.с. для данного процесса, определить окислитель и восстановитель. Пользуясь электродными потенциалами, решить вопрос, возможна ли при стандартных условиях реакция

+

Задание 4. Образование гальванических пар при химических процессах.

Опыт 5.Внести в пробирку 5-6 капель 2 н серной кислоты и кусочек чистого цинка (без примесей). Наблюдается ли вытеснение водорода из серной кислоты? Коснуться медной проволокой кусочка цинка в пробирке. Какова интенсивность выделения водорода и на каком из металлов он выделяется? Отнять медную проволоку от цинка и убедиться, что интенсивность выделения водорода снова изменяется. Указать направление перехода электронов в паре цинк-медь. Какой металл будет иметь отрицательный заряд и являться катодом для ионов водорода, имеющихся в растворе?

Опыт 6. В две пробирки внести по 5-6 капель 2 н раствора серной кислоты. В одну из пробирок прибавить каплю раствора сульфата меди и в обе пробирки опустить по кусочку чистого цинка. Наблюдать различную интенсивность выделения водорода в пробирках. Что появилось на поверхности цинка в присутствии сульфата меди? Какова роль соли меди, в присутствии которой водород выделяется интенсивнее?

Опыт 7. Коррозия оцинкованного и луженого железа

В две пробирки налить ½ их объема дистиллированной воды и добавить по 2-3 капли раствора 2 н серной кислоты гексацианоферрата (ΙΙΙ) калия ] (Последний является чувствительным реактивом на ионы , с которыми дает синее окрашивание). Растворы перемешать стеклянной палочкой. Две железные проволочки очистить наждачной бумагой. Одной проволокой прочно обмотать кусочек цинка, другой – кусочек олова и опустить их оба приготовленные растворы. Наблюдать синее окрашивание в одной из пробирок. (в какой?) Объяснить появление ионов в растворе. Дать схему перехода электронов при коррозии оцинкованного и луженого железа и указать, в каком случае при местном разрушении защитного покрытия будет происходить ржавление железа под остающимся неизменным защитным слоем.

Контрольные вопросы и задачи:

1. Сущность ОВР

2. Виды ОВР

3. Основные окислители и восстановители

4. Методы нахождения коэффициентов для ОВР: а) метод электронного баланса; б) метод полуреакций (ионно-электронный метод).

5. Найти окислитель и восстановитель и составить ОВР для процессов используя метод полуреакции:

…

+ …

S+ …

NaI+Na

6. На основе стандартных электродных потенциалов определить, можно ли действием галогена на Fe (ΙΙ) перевести его в Fe (

Лабораторная работа №7

Гидролиз

Содержание работы

Целью работыявляется исследование процесса гидролиза солей и установление факторов, влияющих на гидролиз.

При растворении некоторых солей в воде нарушается равновесие диссоциации воды. Это является результатом обменных реакций растворенного вещества с растворителем, приводящих к образованию труднорастворимых, газообразных и малодиссоциирующих соединений. Такое обменное взаимодействие растворенного вещества с водой называется гидролизом.

В зависимости от природы растворенного вещества, его гидролиз может происходить по-разному. Так если соль образована сильной кислотой и основанием равной силы, то она полностью распадается в воде на свои составные части, а ее катионы и анионы, сталкиваясь с ионами Н⁺ и ОН^- , практически ими не связываются. Происходит это по тому, что получающиеся в результате такого столкновения сильные кислота и основание, вновь моментально распадаются на ионы. Поэтому равновесие электролитической диссоциации воды не смещается, концентрация ионов водорода и гидроксида остается постоянной, равной 10^-7моль/литр.

Гидролизу подвергаются все остальные соли:

· образованные катионом сольного основания и анионом слабой кислоты – происходит гидролиз по аниону;

· образованные катионом слабого основания и анионом сильной кислоты – происходит гидролиз по катиону;

· образованные катионом слабого основания и анионом слабой кислоты – происходит гидролиз и по катиону и по аниону.

Процесс гидролиза количественно характеризуется степенью гидролиза (h) и константой гидролиза (К_г). Степенью гидролиза называется отношение числа молекул, подвергшихся гидролизу (С_гидр.), к общему числу растворенных молекул (С_общ.):

Степень гидролиза зависит от следующих факторов:

1. природы соли;

2. ее концентрации;

3. температуры раствора.

Разбавление раствора равноценно увеличению концентрации одного из реагирующих веществ (воды) и приводит к усилению гидролиза. Гидролиз концентрированных растворов происходит слабее. Процесс гидролиза эндотермичен, по этому с повышением температуры протекает полнее. Следовательно при гидролизе соблюдается принцип Ле-Шателье.

Константой гидролиза (К_г) называется - отношение произведения концентрации продуктов гидролиза к концентрации негидролизованной соли (определяется обычно по таблицам).

Величина К_г, в отличие от степени гидролиза, не зависит от концентрации раствора, поэтому является более удобной характеристикой процесса. Обе величины связаны между собой отношением аналогичным закону разбавления:

где С – исходная концентрация соли в растворе, (моль/литр).

Если степень гидролиза мала (h << 1), то К_г = h²*С,

Пример 5.

Составьте молекулярное и ионно-молекулярное уравнение гидролиза солей: а) NaCN , б) К₂СО₃

Решение:

а) Цианид натрия NaСN – соль слабой одноосновной кислоты HCN и сильного основания NaOH. При растворении в воде молекулыNaCN полностью диссоциируют на катионы Na⁺ и анионы CN . Катионы Na⁺ не могут связывать ионы ОН^- воды , так как NaOH – сильный электролит . Анионы же CN^-связывают ионы Н⁺ воды , образуя молекулы слабого электролита HCN . Соль гидролизуется , как говорят , по аниону. Ионно-молекулярное уравнение гидролиза:

CN^- + H₂O ⇄ HCN + OH^-

или в молекулярной форме:

NaCN + H₂O ⇄ HCN + NaOH

В результате гидролиза в растворе появляется некоторый избыток ионов ОН^-, поэтому раствор NaCN имеет щелочную реакцию (рН > 7).

б) Карбонат калия K₂CO₃ – соль слабой многоосновной кислоты и сильного основания. В этом случае анионы соли СО₃^2-, связывая водородные ионы воды, образуют анионы кислой соли НСО₃^-, а не молекулы Н₂СО_3. В обычных условиях гидролиз идет по первой ступени, соль гидролизуется по аниону. Ионно-молекулярное уравнение гидролиза:

СО₃^2- + НОН ⇄НСО₃^- + ОН^-

или в молекулярной форме:

К₂СО₃ + Н₂О ⇄ НСО₃ + КОН

В растворе появляется избыток ионов ОН^- ,поэтому раствор К₂СО₃ имеет щелочную реакцию рН>7.

Пример 6.

Составьте молекулярное и ионно-молекулярное уравнение реакции гидролиза соли CuCl₂ .

Решение:

Хлорид меди – соль слабого многокислотного основания Cu(OH)₂ и сильной кислоты HCl . В данном случае катионы Cu²⁺ связывают гидроксильные ионы воды, образуя катионы основной соли CuOH⁺. Образование молекул Сu(OH)₂ не происходит, так как ионыCuOH⁺ диссоциируют гораздо треднее, чем молекулы Cu(OH)₂.

В обычных условиях гидролиз идет по первой ступени.

Соль гидролизуется по катиону. Ионно-молекулярное уравнение гидролиза:

Cu²⁺ + H₂O ⇄ CuOH⁺ + H⁺

или в молекулярной форме:

CuCl₂ + H₂O ⇄CuOHCl + HCl

В растворе появляется избыток ионов водорода, поэтому раствор ZnCl₂ имеет кислую реакцию (рН > 7) .

Пример7.

Составьте молекулярное и ионно-молекулярное уравнение реакции гидролиза соли Pb(CH₃COO)₂ .

Решение:

Ацетат свинца – соль слабого многокислотного основания Pb(OH)₂ и слабой одноосновной кислоты CH₃COOH. В данном случае параллельно протекают два процесса:

Pb⁺² + H₂O⇄PbOH⁺ + H⁺

СН₃СОО^- + Н₂О⇄СН₃СОО + ОН^-

Ионно - молекулярное уравнение:

Pb²⁺ + СН₃СОО^- + Н₂О ⇄ PbOH⁺ + СН₃СООН

или в молекулярной форме:

Pb(СН₃СОО)₂ + Н₂О ⇄ PbOHСН₃СОО + СН₃СООН

Реакция раствора при этом зависит от относительной силы кислоты и основания, образующих соль. Если К_кисл. = К_осн., то катион и анион гидролизуются в равной степени и реакция раствора будет нейтральной (рН = 7). Если К_кисл. > К_осн., то катион солигидролизуется в большей степени, чем анион, и концентрации ОН^- - ионов. В данном случае реакция раствора слабокислая. Наконец, если К_кисл. < К_осн., то гидролизу преимущественно подвергается анион соли, и реакция раствора будет слабощелочной.

Пример 8.

Какие продукты образуются при смешивании растворов солей Fe(NO₃)₃ и Na₂CO₃? Составьте ионно-молекулярное и молекулярное уравнение реакции.

Решение: Соль Fe(NO₃)₃ гидролизуется по катиону, а Na₂CO₃ – по аниону.

Fe³⁺ + Н₂О ⇄ FeОН²⁺ + Н⁺

CO₃^2־ + Н₂О ⇄ НСО^־₃^- + ОН

Гидролиз этих солей обычно ограничивается первой ступенью. При смешивании растворов этих солей ионы Н⁺ и ОН^־взаимодействуют, образуя молекулы слабого электролита. Это приводит к тому, что усиливается гидролиз каждой из солей до образования осадка и газа: Fe(ОН)₃ и СО₂

Ионно-молекулярное уравнение

2 Fe⁺³ + 3CO₃^2- + 3Н₂О = 2Fe(ОН)₂¯ + СО₂­

Молекулярное уравнение

2Fe(NO₃)₃ + 3Na₂CO₃ + 3Н₂О = 2Fe(ОН)₂¯ + 3СО₂­ + 6Na NO₃

Для воды и ее растворов произведение концентрации ионов Н⁺ и ОН^- величина постоянная при данной температуре и называется ионным произведением воды К_в. При 25^оС К_в = [H⁺] · [OH^-] = 1·10^-14. Постоянство ионного произведения воды дает возможность вычислить концентрацию одного вида ионов, если известна концентрация другого вида ионов, а именно:

В чистой воде [H⁺] = [OH^-] = = 10^-7 моль/л

Концентрация ионов водорода указывает на характер среды:

[H⁺] = [OH^-] = 10^-7 моль/л, нейтральная среда;

[H⁺] > 10^-7 моль/л, кислая среда;

[H⁺] < 10^-7 моль/л, щелочная среда.

Для удобства оценки кислотности и щелочности среды пользуются не концентрацией водородных ионов, а величиной водородного показателя рН, он равен отрицательному десятичному логарифму концентрации водородных ионов рН = -lg[H⁺], следовательно, в щелочной среде рН > 7; в нейтральной среде рН = 7, в кислой среде рН < 7.

Пример 10. Вычислить рН раствора, если [H⁺] = 0,0001 = 10^-4 моль/л.

Решение: [H⁺]= 0,0001 = 10^-4 моль/л.

рН = -lg10^-4 = 4; рН = 4

Порядок выполнения работы