Материал: Руководство к выполнению лабораторных работ по химии для студентов заочного обучения всех специальностей. Сергуткина О.Р., Кукина О.Б

В результате взаимодействия с водой хлорида аммония в растворе накапливаются свободные ионы Н+ и реакция среды становится кислой, т. к. СН+ > СОН ¯. NH4Cl гидролизуется по катиону ─ остатку слабого основания.

Нитрит натрия NaNO2 образован слабой кислотой HNO2 и сильным основанием NaOH.

NaNO2 + HOH NaOH + HNO2

Реакция среды в растворе нитрита натрия щелочная вследствие накопления свободных ионов ОН ¯, так как СН+ < СОН¯. Причиной гидролиза является образование слабой кислоты – HNO2, т. о. NaNO2 гидролизуется по аниону.

Нитрит аммония образован слабым основанием NH4OH и слабой кислотой HNO2. При взаимодействии с водой образуются данные слабые электролиты:

В данном случае рН среды меняется незначительно, т. к. СН+ ≈ СОН–. NH4 NO2 гидролизуется как по катиону, так и по аниону.

Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием, гидролизу не подвергаются, и pH среды не меняется, например:

Соли, образованные многозарядными остатками слабых кислот и оснований, подвергаются ступенчатому гидролизу.

Таким образом, гидролизом называется обменное взаимодействие ио-

нов соли с водой, которое сопровождается образованием слабого электролита и изменением рН среды.

Рабочее задание

Опыт 1. Отличие солей гидролизующихся и негидролизующихся

В три пробирки налейте по 4–5 мл воды и измерьте pH универсальной индикаторной бумагой. На кончике микрошпателя внесите в одну пробирку FeCl3, в другую – Na2CO3, в третью – NaCl. Пробирки встряхните для растворения солей и вновь измерьте pH. Результаты опыта внесите в табл. 11.

Напишите в тетради уравнения гидролиза солей. Докажите, написав ион- но–молекулярные уравнения, что при растворении в воде хлорида натрия pH не должен меняться.

22

Опыт 2. Ступенчатый гидролиз

Соли, образованные многовалентными ионами, подвергаются ступенчатому гидролизу. Если соль образована двухили трёхзарядным остатком слабой кислоты, то вначале образуются кислые соли, а затем слабая кислота. Соли, образованные многозарядным остатком слабого основания, вначале образуют оснóвные соли, а затем – слабое основание. Гидролиз по первой ступени протекает в большей степени, чем по последующим, т. к. обусловлен образованием более слабого электролита.

В одну пробирку внесите на кончике микрошпателя карбонат натрия Na2CO3, в другую – гидрокарбонат натрия NaHCO3. В каждую пробирку добавьте по 1 мл воды и 1 капле фенолфталеина. Пробирки встряхните. Отметьте разную интенсивность окраски растворов.

Напишите молекулярные и ионно–молекулярные уравнения ступенчатого гидролиза карбоната натрия, а затем уравнения гидролиза гидрокарбоната натрия. В каждом сокращённом ионно–молекулярном уравнении укажите молекулу или ион – движущую силу гидролиза, а также ион, обусловливающий окраску фенолфталеина. Объясните бóльшую интенсивность окраски в одной из пробирок.

Опыт 3. Влияние на процесс гидролиза нагревания и разбавления растворов

Реакция гидролиза является обратной реакции нейтрализации, а т. к. последняя идёт с выделением тепла, то процесс гидролиза является эндотермическим, т. е. идёт с поглощением тепла.

В соответствии с правилами смещения химического равновесия нагревание раствора соли должно смещать равновесие в сторону процесса, идущего с поглощением тепла, т. е. усиливать гидролиз соли. Разбавление раствора водой также способствует протеканию гидролиза, т. к. увеличивается число ионов H+

иOH , взаимодействующих с ионами соли.

В1 мл воды растворите немного хлорида железа (III) и подогрейте.

23

Наблюдайте помутнение прозрачного раствора вследствие образования соли Fe (OH)2Cl. Разбавьте содержимое пробирки в 2 – 3 раза водой и прокипятите. Наблюдайте образование красно – бурого осадка гидроксида железа (III).

Напишите уравнения ступенчатого гидролиза хлорида железа (III).

Выводы

1. Какие соли подвергаются гидролизу, а какие не подвергаются?

Каким образом в опыте 1 мы отличали соль гидролизующуюся от негидролизующейся?

2. Почему процесс гидролиза является обратимым и как можно сместить это равновесие, уменьшив или увеличив гидролиз?

Контрольное упражнение

Напишите молекулярные и ионно–молекулярные уравнения гидролиза фторида калия KF и нитрата аммония NH4NO3. Укажите движущую силу гидролиза и изменение pH среды.

Литература [1− § 8.6; 2− § 7.7; 3− пункт 4.3]

Работа 5. ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ ПРОЦЕССЫ И

ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКАЯ АКТИВНОСТЬ МЕТАЛЛОВ Цель работы

1.Изучить восстановительную способность металлов и окислительную активность ионов металлов.

2.Научиться составлять уравнения окислительно-восстановительных процессов.

3.Изучить электрохимическую активность металлов, научиться рассчитывать электродные потенциалы и овладеть методикой определения электродвижущих сил гальванических элементов.

Теоретические сведения

Реакции, врезультатекоторыхизменяютсястепениокисленияэлементов, называются окислительно-восстановительными. Всякая окислительно-восстановительная реакция состоит из двух полуреакций, одна из которых представляет собой реакцию восстановления, а другая – реакцию окисления.

Присоединение электронов, сопровождающееся понижением степени окисления элемента, называется восстановлением. Отдача электронов, сопровождающаяся повышением степени окисления элемента, называется окислением.

Все металлы являются восстановителями. Они сравнительно легко отдают валентные электроны, так как имеют низкое значение потенциала ионизации. Низшая степень окисления металлов равна нулю, они вступают в реакции

24

с различными окислителями, при этом в полученных соединениях их ионы всегда имеют положительную степень окисления.

При контакте металла с раствором собственной соли протекают два про-

тивоположных процесса: а) переход ионов из металла в раствор;

б) адсорбция катионов из раствора на поверхности металла.

Если в начальный момент времени скорость первого процесса больше скорости второго, поверхность металла приобретает избыточный отрицательный заряд, а прилегающий слой раствора – положительный; и наоборот, если скорость второго процесса больше скорости первого, поверхность металла заряжается положительно, а прилегающий слой раствора – отрицательно. И в том, и в другом случае между двумя заряженными слоями возникает разность потенциалов, называемая электродным потенциалом. Величина электродного потенциала зависит от природы металла, концентрации ионов в растворе, температуры и определяется уравнением Нернста:

где EMe0 n Me 0 ― стандартный электродный потенциал, возникающий на гра-

нице раздела металл – раствор при концентрации ионов металла 1 моль/л, температуре 298 К и давлении 101 кПа;

n ― число электронов, принимающих участие в процессе на электроде; cMen ― концентрация ионов металла в растворе.

В зависимости от величины и знака стандартного электродного потенциала все металлы можно расположить в ряд стандартных электродных потенциалов (ряд напряжений), который характеризует электрохимическую активность металлов в окислительно-восстановительных реакциях, протекающих

вводной среде при стандартных условиях:

·чем ближе металл к началу ряда, т. е. чем отрицательнее значение его потенциала, тем выше восстановительная способность этого металла и тем ниже окислительная активность его иона;

·каждый металл в ряду напряжений обладает способностью вытеснять все следующие за ним металлы из растворов их солей;

·все металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода, вытесняют его из

разбавленных кислот (кроме HNO3), стоящие правее – не обладают такой способностью.

Так как при любой окислительно-восстановительной реакции происходит

переход электронов от восстановителя к окислителю, можно создать такие условия, при которых окислительная и восстановительная реакции будут протекать на разных участках поверхности. При этом электроны будут переходить от восстановителя к окислителю не непосредственно, а по проводнику электрического тока, т. е. энергия химической реакции будет превращена в электрическую энергию.

25