Поможем в ✍️ написании учебной работы

Имя

Поможем с курсовой, контрольной, дипломной, рефератом, отчетом по практике, научно-исследовательской и любой другой работой

Выберите тип работыЧасть дипломаДипломная работаКурсовая работаКонтрольная работаРешение задачРефератНаучно - исследовательская работаОтчет по практикеОтветы на билетыТест/экзамен onlineМонографияЭссеДокладКомпьютерный набор текстаКомпьютерный чертежРецензияПереводРепетиторБизнес-планКонспектыПроверка качестваЭкзамен на сайтеАспирантский рефератМагистерская работаНаучная статьяНаучный трудТехническая редакция текстаЧертеж от рукиДиаграммы, таблицыПрезентация к защитеТезисный планРечь к дипломуДоработка заказа клиентаОтзыв на дипломПубликация статьи в ВАКПубликация статьи в ScopusДипломная работа MBAПовышение оригинальностиКопирайтингДругое

Нажимая кнопку "Продолжить", я принимаю политику конфиденциальности

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:

Н CO ₃ + HOH H ₂ CO ₃ + OH

Na Н CO ₃ + HOH H ₂ CO ₃ + 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. Найти рОН 0,079 M раствора НСN (К= 7,9 ·10^-10).

10.  Найти рОН 0,05 M раствора НСlО (К= 5 ·10^-8).

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

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

 

Лабораторная работа 6

Буферные растворы

Теоретические основы . Буферные растворы используют для поддержания постоянной величины рН в исследуемом растворе при добавлении к нему небольших количеств сильной кислоты, сильного основания или при разбавления раствора.

В качестве буферных растворов обычно используют смеси растворов слабых кислот или слабых оснований и их солей или смеси солей многоосновных кислот различной степени замещения. В таблице приведены примеры наиболее часто используемых буферных растворов и величины рН, которые они поддерживают:

Состав буферного раствора	Название буфера	рН
Смесь СН3СООН и СН3СООNа	Ацетатный буфер	4,7
Смесь NаН2РО4 и Nа2НРО4	Фосфатный буфер	6,5
Смесь NН4ОН и NН4С1	Аммиачный буфер	9,25

Буферная система может связывать как ионы Н⁺, так и ОН^- приливаемых сильных кислот и оснований в слабые электролиты, незначительно изменяя величину рН раствора.

Пример: Ацетатный буферный раствор содержит смесь CH₃COOH и CH₃COONa. Диссоциация слабого электролита – уксусной кислоты – отражается уравнением реакции:                        CH₃COOH  CH₃COO  + H⁺ и описывается константой равновесия:

K_a=  = 1.8 10

При добавлении ацетата натрия концентрация ионов CH₃COO  возрастает и определяется концентрацией соли: [CH₃COO ] C_с. Диссоциация слабого электролита уменьшается за счет введения одноименного иона, поэтому [CH₃COOH] C_к, где C_к – концентрация кислоты.

K_a= ;  

[H⁺] = K_a ;  

pH = -lg[H⁺] = pK_a - lg ( ), 

где pK_a = - lg K_a .

Таким образом, рН буферных растворов не зависит от концентраций компонентов, а определяется их отношением.

При добавлении небольших количеств сильных кислот и оснований компоненты буферного раствора реагируют с ними, переводя их в слабые электролиты:

CH₃COOH + NaOH = CH₃COONa + H₂O (концентрация соли увеличивается на концентрацию добавленной щелочи, а концентрация кислоты уменьшается на ту же величину):

pH = -lg[H⁺] = pK_a - lg ( );

CH₃COONa + HCl = CH₃COOH + NaCl,

pH = -lg[H⁺] = pK_a - lg ( ).

Так как отношение концентраций изменяется меньше, чем их сумма или разность, общее значение рН изменяется незначительно.

Количество сильной кислоты или сильного основания, которые нужно добавить к буферному раствору для изменения рН одного литра его раствора на единицу, называют буферной емкостью ( B ). Она может быть вычислена относительно кислоты (B _а) или основания (B_b).

B_a =

B_b =

где B_a и B_b – буферные емкости по кислоте и основанию соответственно; C_a и C_b – концентрации добавленных кислоты и основания; pH ₁ и pH ₂ – исходные и конечные значения рН раствора;   V_a and V_b – объемы добавленных сильных кислоты и основания.

Цель работы. Изучить свойства буферных растворов.

Порядок работы.

Опыт. Определение рН буферных растворов

1. Приготовьте ацетатные буферные растворы, содержащие различные количества компонентов, согласно приведенной таблице:

 

 

	Буферный раствор
	1	2	3	4
Объем кислоты, мл	10	18	6	2
Объем соли, мл	10	2	14	18
Cк/Cс=Vк /Vс
pH (измеренный)
pH (рассчитанный)

2. Используя рН-метр, измерьте рН буферных растворов и занесите результаты в таблицу.

3. Используя теоретические формулы, рассчитайте рН буферных растворов и занесите результаты в таблицу. Сравните полученные результаты.

Форма лабораторного отчета

1. Название лабораторной работы.

2. Краткое описание, цель работы.

3. Номер и название опыта.

4. Заполненная таблица.

5. Расчеты рН и буферной емкости.

6. Обсуждения.

7. Выводы.

 

Типовые задачи.

1. Напишите уравнения реакций, происходящих в аммиачном буферном растворе при добавлении к нему небольших количеств а) - соляной кислоты и б) - гидроксида натрия.

2. Вычислите рН формиатного буферного раствора, содержащего в 1 л 0,1 моль муравьиной кислоты и 0,01 моль формиата калия.

3. Вычислите рН аммиачного буферного раствора, содержащего 1 М раствор гидроксида аммония и 0,001 М раствор хлорида аммония.

4. Вычислите рН аммиачного буферного раствора, содержащего в 500 мл 5,25 г гидроксида аммония и 4,01 г хлорида аммония.

5. Вычислите рН ацетатного буферного раствора, содержащего в 1 л 0,25 моль уксусной кислоты и 0,12 моль ацетата натрия после добавления к нему 0,02 моль гидроксида калия.

6. После добавления 5 мл 0,1 М раствора соляной кислоты к 100 мл ацетатного буферного раствора его рН изменился от 4,50 до 4,35. Вычислите буферную емкость раствора.

7. Как изменится рН при добавлении 1 мл 1 М раствора HСl: а) к 100 мл Н₂О; б) к 100 мл буферной смеси, содержащей 0,1 М СН₃СООН и 0,1 М СН₃СООNа. Изменением объема можно пренебречь.

Лабораторная работа 7

Коллоидные растворы

Теоретические основы. Коллоидные системы – это ультрамикрогетерогенные системы, состоящие из двух фаз: дисперсионной среды и дисперсной фазы. Дисперсная фаза коллоидных растворов состоит из молекулярных агрегатов размером 10 - 10  cм.