Мои Конспекты
Главная | Обратная связь


Автомобили
Астрономия
Биология
География
Дом и сад
Другие языки
Другое
Информатика
История
Культура
Литература
Логика
Математика
Медицина
Металлургия
Механика
Образование
Охрана труда
Педагогика
Политика
Право
Психология
Религия
Риторика
Социология
Спорт
Строительство
Технология
Туризм
Физика
Философия
Финансы
Химия
Черчение
Экология
Экономика
Электроника

Изучение простых и совмещенных протолитических равновесий.



Цель:Приобрести навыки химического эксперимента на примере качественных опытов по равновесиям гидролиза и ионизации.

Задание:Изучить протолитические равновесия с позиции конкуренции различных по силе оснований за протон. Рассчитать константы и степени гидролиза изучаемых солей.

Оборудование и реактивы: Набор пробирок в штативе, капельницы с растворами; пипетки глазные.

Растворы сульфита натрия, гидросульфита натрия, карбоната натрия, гидрокарбоната натрия, хлорида натрия, сульфата алюминия, ацетата аммония, уксусной кислоты, растворы метилового оранжевого и фенолфталеина, ацетат натрия кристаллический, универсальная индикаторная бумага.

Сущность работы:Изучение гидролиза различных солей и влияние температуры на смещение равновесия гидролиза ацетата натрия. Водные растворы солей, образованных слабыми кислотами и сильными основаниями, имеют щелочную среду. Формула расчета рН раствора соли, гидролизующейся по аниону:

рН = 7 + 0,5рКа + 0,5 lg c(B-),

где с(B-) - концентрация аниона, численно равная или кратная концентрации соли.

Водные растворы солей, образованных сильными кислотами и слабыми основаниями, имеют кислую среду. Формула расчета рН раствора соли, гидролизующейся по катиону:

рН = 7 – 0,5рКb – 0?5 lg с(НВ+),

где с(НВ+) – концентрация катиона, численно равная или кратная концентрации соли.

Реакции гидролиза обратимы, поэтому их равновесие описывается соответствующей константой гидролиза:

Кг = К(Н2О)/ Ка и Кг= К(Н2О)/ Кb

где Ка и Кb – константы диссоциации слабой кислоты и слабого основания.

По аналогии с законом разведения Оствальда степень гидролиза солей этих двух типов рассчитываются по формулам:

α= √ К(Н2О)/ Ка ∙ с0 α= √ К(Н2О)/ Кb ∙ с0 ,

где с0 – исходная концентрация солей.

В протолитическом совмещенном равновесии объектом конкуренции является протон. Выигрывает конкуренцию тот анион кислоты, который способен связать протон в более устойчивое соединение(т.е. обладающее меньшим значением константы кислотности). О преобладании того или иного процесса судят по значению общей констаныт совмещенного равновесия, которая определяется через частные константы кислотности.

Например: Na2CO3 + CH3COOH = CH3COONa + NaHCO3

Ka(CH3COOH)

K общ = ---------------------

Ka (HCO3-)

 

Выполнение эксперимента:

Опыт 1. Гидролитические равновесия в растворах солей.

Ионные уравнения гидролиза:

 

Расчет рН растворов, констант и степеней гидролиза:

Вывод:

Опыт 2. Совместный гидролиз.

Ионное уравнение реакции:

Наблюдения:

Вывод:

Опыт 3. Влияние температуры на смещение равновесия гидролиза.

Ионное уравнение реакции:

Наблюдения:

Вывод:

Опыт 4. Совмещенные протолитические равновесия в растворах слабых кислот.

Уравнения реакций:

Наблюдения:

Расчет общей константы протолитического равновесия для каждого случая:

Вывод:

Опыт 5. Равновесие гидролиза и ионизации.

Ионное уравнение реакции:

Наблюдения:

Вывод:

 

 


Лабораторная работа 6.3