Нитрат свинца гидролиз по ступеням

фенолфталеин бесцветный, лакмус синий,

Хлорид железа (III)

фенолфталеин бесцветный, лакмус красный,

фенолфталеин бесцветный, лакмус фиолетовый

фенолфталеин красный, лакмус красный

Гидролизу не подвергается. Реакция среды раствора нитрата бария нейтральная, значит окраска лакмуса будет фиолетовой, а фенолфталеин будет бесцветным. Вариант 3.

б) хлорид железа (III) представляет собой соль, образованную сильной кислотой (хлороводородной) и слабым основанием (гидроксидом железа (III)):

Гидролизуется по катиону:

Наличие ионов водорода свидетельствует о том, что реакция среды раствора хлорида железа (III) кислая, а значит окраска и лакмуса, и фенолфталеина будет красной. Вариант 4.

в) сульфат аммония представляет собой соль, образованную сильной кислотой (серной) и слабым основанием (гидроксидом аммония):

Гидролизуется по катиону:

Наличие ионов водорода свидетельствует о том, что реакция среды раствора сульфата аммония кислая, а значит окраска и лакмуса, и фенолфталеина будет красной. Вариант 4.

г) ацетат калия представляет собой соль, образованную слабой кислотой (уксусной) и сильным основанием (гидроксидом калия):

Гидролизуется по аниону:

Наличие гидроксид-ионов свидетельствует о том, что реакция среды раствора ацетата калия щелочная, а значит окраска лакмуса будет синей, а фенолфталеин останется бесцветным. Вариант 1.

Источник

Пример 2. Написать молекулярные и ионно-молекулярные уравнения гидролиза нитрата свинца ( II ).

Соль образована катионом слабого двухкислотного основания и анионом сильной кислоты. Гидролиз идет по катиону. Раствор имеет кислую реакцию среды.

Пример 3. Написать уравнение гидролиза цианида аммония NH₄ CN . Какова реакция среды в водном растворе этой соли?

Соль образована катионом слабого основания и анионом слабой кислоты, поэтому гидролиз идет как по катиону, так и по аниону:

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.

1. Гидролизу по первой ступени соответствует следующее ионно-молекулярное уравнение:

2. Константа гидролиза Na ₂ S пo первой ступени есть отношение ионного произведения воды к константе диссоциации слабой кислоты HS — .

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

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

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: 252 ; Мы поможем в написании вашей работы!

Источник

Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза солей: нитрат свинца (II), карбонат калия. Какие значения pH имеют растворы их солей?

Решение:

Нитрат свинца (II) Pb(NO₃)₂– соль слабого двухкислотного основания и сильной кислоты. Катионы слабого основания Pb 2 + связывают гидроксид ионы из воды. Гидролиз такой соли идет по катиону:

Сокращенное ионно-молекулярное уравнение гидролиза:

Pb 2 + + H₂O PbOH + + H +

полное ионно-молекулярное уравнение:

Pb 2+ + 2NO₃ — + H₂O PbOH + + 2NO₃ – + H +

Pb(NO₃)₂+ H₂O PbOHNO₃ + HNO₃

В растворе накапливаются катионы водорода, которые создают кислую реакцию среды (pH 2– связывают ионы водорода из воды, образуя анионы кислой соли HCO₃ — . Соль гидролизуется по аниону.

Сокращенное ионно-молекулярное уравнение:

CO₃ 2– + H₂O HCO₃ – + OH –

полное ионно-молекулярное уравнение:

2K + + CO₃ 2– + H₂O K + + HCO₃ – + K + +OH –

K₂CO₃ + H₂O KHCO₃ + KOH

Появление избыточного количества ионов OH – обусловливает щелочную реакцию среды (pH > 7).

Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза солей: хлорид цинка, сульфит натрия. Какие значения pH имеют растворы этих солей?

Решение:

Хлорид цинка ZnCl₂– соль слабого двукислотного основания и сильной кислоты. Гидролиз такой соли идет по катиону слабого основания с образованием катионов основной соли ZnOH + .

Сокращенное ионно-молекулярное уравнение гидролиза:

Zn 2+ + H₂O ZnOH + + H +

полное ионно-молекулярное уравнение:

Zn 2+ + 2Cl — + H₂O ZnOH + + 2Cl — + H +

ZnCl₂+ 2H₂O ZnOHCl+ HCl

В растворе накапливаются катионы водорода, которые создают кислую реакцию среды (pH 2– связывают ионы водорода из воды, образуя анионы кислой соли HSO₃ — . Соль гидролизуется по аниону.

Сокращенное ионно-молекулярное уравнение:

SO₃ 2– + H₂O HSO₃ – + OH –

полное ионно-молекулярное уравнение:

2Na + + SO₃ 2– + H₂O Na + + HSO₃ – + Na + +OH –

Na₂SO₃ + H₂O NaHSO₃ + NaOH

Появление избыточного количества ионов OH – обусловливает щелочную реакцию среды (pH > 7).

Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза солей хлорид кобальта (II), нитрат алюминия. Какие значения pH имеют растворы этих солей?

Решение:

Хлорид кобальта (II) CoCl₂– соль слабого двукислотного основания и сильной кислоты. Гидролиз такой соли идет по катиону слабого основания с образованием катионов основной соли CoOH + .

Сокращенное ионно-молекулярное уравнение гидролиза:

Co 2+ + H₂O CoOH + + H +

полное ионно-молекулярное уравнение:

Co 2+ + 2Cl — + H₂O CoOH + + 2Cl — + H +

CoCl₂+ 2H₂O CoOHCl+ HCl

В растворе накапливаются катионы водорода, которые создают кислую реакцию среды (pH 3+ связывают гидроксид ионы из воды. Гидролиз такой соли идет по катиону:

Сокращенное ионно-молекулярное уравнение гидролиза:

Al 3+ + H₂O AlOH 2+ + H +

полное ионно-молекулярное уравнение:

Al 3+ + 3NO₃ — + H₂O AlOH 2+ + 3NO₃ – + H +

Al(NO₃)₃+ H₂O AlOH(NO₃)₂ + HNO₃

В растворе накапливаются катионы водорода, которые создают кислую реакцию среды (pH

Источник