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 ^-.

К_г= К_осн/К( HS ^- )

Константа диссоциации гидросульфид - иона представляет собой константу диссоциации H ₂ S по второй ступени, ее значение можно взять из табл.1.

К_г= К_осн/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: К_г=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!

Поделиться с друзьями:

⇐ Предыдущая 123 4 5 6 7 8 9 Следующая ⇒

Мы поможем в написании ваших работ!