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 + 0,5рК_а + 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 – 0,5рК_b – 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:

К_г = К(Н₂О)/ К_а и К_г= К(Н₂О)/ К_b

где К_а и К_b – 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)/ К_а ∙ с₀ α= √ К(Н₂О)/ К_b ∙ 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