Пример 2. Написать молекулярные и ионно-молекулярные уравнения гидролиза нитрата свинца ( II ).
Решение:
Соль образована катионом слабого двухкислотного основания и анионом сильной кислоты. Гидролиз идет по катиону. Раствор имеет кислую реакцию среды.
1 ступень: Pb ( NO 3 )2 + Н2О = ( PbOH ) NO 3 + HNO 3
РЬ2+ + Н2О =РЬОН- + Н+
2 ступень: (Р b ОН)NО3 + Н2О = P b ( OH )2 + Н N О3
Р b ОН- + Н2О = Pb ( OH )2 + Н+
Пример 3. Написать уравнение гидролиза цианида аммония NH4 CN . Какова реакция среды в водном растворе этой соли?
Решение:
Соль образована катионом слабого основания и анионом слабой кислоты, поэтому гидролиз идет как по катиону, так и по аниону:
NH 4 CN + Н2О = NH 4 OH + HCN
NH 4 + CN - + Н2О = NH 4 OH + HCN .
Для оценки реакции среды необходимо сравнить константы диссоциации NH 4 OH и HCN (см. таблицу 9.1). Так как константа диссоциации гидроксида аммония больше, чем константа диссоциации синильной кислоты, то гидроксид аммония является более сильным электролитом.
Ответ: В растворе будут преобладать ионы ОН- , следовательно, реакция среды щелочная.
Пример 4. Учитывая только первую ступень гидролиза 0,5М раствора Na 2 S , рассчитайте константу гидролиза, степень гидролиза и рН среды.
Решение:
1. Гидролизу по первой ступени соответствует следующее ионно-молекулярное уравнение:
S 2- + Н2О = Н S - + OH -
2. Константа гидролиза Na 2 S пo первой ступени есть отношение ионного произведения воды к константе диссоциации слабой кислоты HS -.
Кг = Косн /К( HS - )
|
|
Константа диссоциации гидросульфид - иона представляет собой константу диссоциации H 2 S по второй ступени, ее значение можно взять из табл.1.
Кг = Косн /К2( H 2 S ) = 10-14/4х10-14 = 0,25
3. Степень гидролиза можно рассчитать по формуле:
h =
4. Для нахождения рН среды рассчитаем концентрацию водородных ионов:
[ H + ] = K осн /С( Na2 S ) h = 10-14/0,5 0.71 = 2.82 10-14 (моль/л).
pH = - lg [ H + ] = - lg (2.82 10-14) = 13,55
Ответ: Кг =0,25, h = 0,71, pH =13,55
Необходимый уровень подготовки студентов
1. Знать понятия: гидролиз солей, константа гидролиза, степень гидролиза.
2. Уметь связывать склонность соли к гидролизу с силой кислот и оснований, образующих данную соль.
3. Иметь представление о факторах, влияющих на степень гидролиза.
4. Уметь выражать процесс гидролиза с помощью молекулярных и ионно-молекулярных уравнений, оценивать рН среды в водном растворе соли. рассчитывать величины константы и степени гидролиза.
Лабораторная работа №10
Окислительно-восстановительные реакции
Цель работы : ознакомление с окислительно-восстановительными свойствами металлов, неметаллов и их соединений; освоение методики составления уравнений окислительно-восстановительных процессов.
|
|
Оборудование : 0,1 М раствор Н2 SO 4, 0,5 Н раствор С uSO 4, разбавленные растворы KMnO 4 и К4[ Fe ( CN )6], имеющие не очень интенсивную окраску, 2М раствор КОН и NaOH, кристаллические Na 2 SO 3 и иод, Zn, Mg, Fe (опилки), Cu (стружки), металлическая скрепка (кнопка), штатив, пробирки, держатель, дистиллированная вода, спиртовка, спички, бромная вода.
Теоретические пояснения
Реакции, протекание которых связано со смещением или полным переходом электронов от одних атомов или ионов к другим, называются окислительно-восстановительными.
Число электронов, смещенных от атома (иона) данного элемента к атому (иону) данного элемента в соединении, называют степенью окисления. Степень окисления может быть положительной (электроны смещены от атома или иона) и отрицательной (электроны смещены к атому или иону).
Процесс отдачи электронов, т.е. повышения степени окисления элемента, называют окислением, а вещества отдающие электроны, восстановителями. К типичным восстановителям относятся простые вещества, атомы которых характеризуются низкой электроотрицательностью (металлы, водород, углерод), некоторые анионы (CL - , S 2- , SO 3 2- и др.), катионы, у которых степень окисления может возрастать (Fe 2+ , Sn 2+ и др.), некоторые соединения углерода (углеводороды, оксид углерода), азота (азотоводороды), бора (бороводороды) и др.
|
|
Процесс присоединения электронов, т.е. понижение степени окисления, называют восстановлением, а вещества, принимающие электроны, называют окислителями. К окислителям относятся простые вещества, атомы которых характеризуются высокой электроотрицательностью (элементы VI и VII групп главных подгрупп), катионы с высокой степенью окисления (Pb +4 , Cr +6 , Ge +4), анионы, в которых электроположительный элемент имеет высокую степень окисления (NO 3 - , Cr 2 O 7 2- , MnO 4- и др.), высшие оксиды, а также пероксиды.
Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) – это одновременно протекающие процессы окисления и восстановления.
ОВР бывают нескольких типов.
1. Реакции, в которых окислители и восстановители представляют собой разные вещества, называют межмолекулярными.
2. Если окислителями и восстановителями служат атомы или ионы одной и той же молекулы, то такие реакции называют внутримолекулярными.
3. Если окислителем и восстановителем явлются атомы или ионы одного и того же химического элемента, то такие реакции называют реакциями диспропорционирования
Направление окислительно-восстановительных реакций определяется вторым законом термодинамики. Если процесс протекает при изобарно-изотермических условиях, то прямая реакция возможна при условии, что энергия Гиббса ее ниже нуля: .
|
|
Окислительно-восстановительную способность вещества определяет окислительно-восстановительный потенциал реакции (редокс-потенциал) окислительная способность веществ тем выше, чем больше положительное значение окислительно-восстановительного потенциала реакции.
В общем виде обратимую реакцию окисления-восстановления можно записать уравнением
(10.1)
где Ox – окисленная форма веществ; Red – восстановленная форма веществ. Уравнение окислительно-восстановительного потенциала ( ) для этой реакции имеет вид
(10.2)
где – стандартный окислительно-восстановительный потенциал;
, – активности соответственно окисленной и восстановленной форм веществ.
В случае если в окислительно-восстановительных реакциях участвуют катионы водорода или гидроксид анионы, потенциалы этих реакций зависят от pH, например, для реакции
NO3- + 3H+ + 2e- = HNO2 + H2O
Методика проведения опытов
Опыт 1. Восстановительные свойства металлов.
а) Восстановление ионов Н+ металлами.
В три пробирки налейте по 2-3 мл 0,1М раствора серной кислоты. В одну пробирку внесите магний или цинк, во вторую – железо, в третью – медь.
Запишите наблюдения, составьте уравнения протекающих реакций и объясните результаты опыта.
б) Восстановление ионов меди металлическим железом.
Прилейте в пробирку 3-5 мл 0,5н раствора сульфата меди ( II ) и погрузите в него металлическую скрепку (кнопку). Через 2 минуты выньте скрепку: что отложилось на ее поверхности? Для каких практических целей служит данная реакция? Какими химическими свойствами обладают все металлы? Назовите три положительных иона металлов с наиболее выраженными окислительными свойствами.
Опыт 2. Влияние pH среды на окислительно-восстановительные реакции.
а) Восстановление перманганата калия сульфитом натрия.
В три пробирки налейте по три миллилитра раствора перманганата калия. В первую пробирку прилейте 2 мл 1 М раствора серной кислоты, во вторую 2 мл Н2О, в третью 2 мл 2М раствора КОН.
В каждую пробирку добавьте несколько кристалликов сульфита натрия. Запишите наблюдения, составьте уравнения окислительно-восстановительных реакций и объясните результаты опыта. Учтите, что фиолетовая окраска характерна для ионов MnO 4 -, слабо-розовая (бесцветная) – для ионов Mn 2+, бурый цвет имеют осадки М n О2 и М n (ОН)2.
б) Окисление Fe ( II ) до Fe ( III ) в кислой и щелочной среде.
1. К свежеприготовленному раствору FeSO 4 (полученному растворением взятых в избытке опилок железа в разбавленной серной кислоте) прилейте раствор гидроксида натрия. Что наблюдается? Что происходит после взаимодействия полученного осадка с кислородом воздуха? Составьте уравнение реакции и объясните результаты опыта.
2. К свежеприготовленному раствору FeSO 4 добавьте 2 мл 1М раствора серной кислоты и несколько капель бромной воды. В пробирку добавьте 2 капли раствора К4[ Fe ( CN )6]. Запишите наблюдения, составьте уравнения окислительно-восстановительной реакции и объясните результаты опыта.
Опыт 3. Реакции диспропорционирования.
Кристаллик иода обработайте небольшим количеством 2 М раствора гидроксида натрия при слабом нагревании. Полученный раствор подкислите.
Запишите наблюдения, составьте уравнения окислительно-восстановительной реакции, учитывая, что образуется иодат и иодид натрия.
Дата добавления: 2019-09-13; просмотров: 513; Мы поможем в написании вашей работы! |
Мы поможем в написании ваших работ!