Опыт 5. Взаимное усиление гидролиза соли слабого

            основания солью слабой кислоты

Описание опыта

 Гидролиз соли усиливается, если связать один из ионов, образующийся в результате гидролиза, в слабый электролит. В результате гидролиза соли слабого основания в растворе образуются свободные ионы Н⁺ (рН < 7), а в результате гидролиза соли слабой кислоты - ионы ОН^- (рН > 7). Но ионы Н⁺ и ОН^- связывают друг друга в слабый электролит Н₂О. Поэтому степень гидролиза солей увеличивается, то есть гидролиз одной соли усиливает гидролиз другой и наоборот. В результате гидролиз таких солей доходит до конца. Так если смешать растворы Al₂(SO₄)₃ и Na₂CO₃, то в результате образуется осадок Al(ОН)₃ и выделится СО₂, но не образуется Al₂(CO₃)₃.

В соответствии с принципом Ле Шателье это усиливает гидролиз обеих солей: AlОН²⁺ + НОН = Al(ОН)₂⁺ + Н⁺

Al(ОН)₂⁺ + НОН = Al(ОН)₃¯ + Н⁺

НCO₃^- + НОН = Н₂CO₃ + ОН^-

       ¯ ¯

    СО₂­ Н₂О

В результате всех этих процессов:

Al₂(SO₄)₃ + 3Na₂CO₃ + 3Н₂О = 2Al(ОН)₃¯ + 3СО₂­+ 3Na₂SO₄

Порядок выполнения.

1. Смешать в пробирке по 5-6 капель сульфата алюминия и карбоната натрия.

Задание

1. Напишите уравнения и признаки реакций при смешивании растворов сульфата алюминия и карбоната натрия.

2. Напишите уравнения реакций, которые доказывают, что образовался осадок гидроксида алюминия, а не карбоната алюминия.

3. Докажите, что образовавшийся осадок Al(ОН)₃.

4. Рассчитайте, при каком рН начинается образование осадка Al(ОН)₃, если концентрация [Al³⁺] в растворе равна 0,1 моль/л.

5. Оформите отчет о лабораторной работе №4. 

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА №5

КОМПЛЕКСНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ

Цель работы: ознакомление со способами получения и наиболее характерными свойствами комплексных соединений.

Оборудование: Растворы: AgCl, CuSO₄, NiCl₂, Zn(NO₃)₂, NH₄OH, CdCl₂, HgCl₂, Na₂SO₄, NaOH, AlCl₃, SnCl₂, PbCl₂, CrCl₃, H₂C₂O₄, FeCl₂, FeCl₃, KCSN, K₄[Fe(CN)₆], K₃[Fe(CN)₆], NH₄Fe(SO₄)₂, Na₃[Co(NO₂)₆].

Литература: Р.Л.Глинка. Общая химия. §§203-208.

.

Теоретическая часть

Комплексными (координационными) соединениями называются сложные соединения, образование которых из более простых частиц, молекул, ионов не связано с возникновением новых электронных пар. Примеры комплексных соединений:

К₃[Co(СN)₆] – комплексное соединение анионного типа;

[Ag(NH₃)₂]NO₃ – комплексное соединение катионного типа;

[Pt(NH₃)₂Cl₂] – электронейтральное комплексное соединение.

Комплексные соединения состоят из центрального атома (или иона) (в приведенных примерах – ионы Co³⁺, Ag⁺, Pt²⁺) и связанных с ним молекул или ионов (NH₃, CN^-, Cl^-) – лигандов. Центральный атом комплексообразователь – акцептор, а лиганды - доноры электронов. При образовании комплекса между ними возникает донорно-акцепторная (координационная) связь.

Число атомов лигандов, координированных центральным атомом, называется координационным числом (к.ч.). В соединении [Ag(NH₃)₂]NO₃ координационное число Ag⁺ равно 2. Лиганды, связанные с центральным атомом, образуют внутреннюю координационную сферу комплексного соединения (например, в комплексе [Ag(NH₃)₂]NO₃ внутренней сферой является [Ag(NH₃)₂]⁺). В растворе комплекс сохраняет индивидуальность, хотя имеет место и диссоциация:

[Ag(NH₃)₂]⁺ D [Ag(NH₃)]⁺ + NH₃

[Ag(NH₃)]⁺ D   Ag⁺  + NH₃

Каждому из рассмотренных процессов соответствует константа нестойкости:

К¹_{нестойкости} = ;         

К²_{нестойкости} =

К^1-2_{нестойкости} = К¹_{нестойкости} × К²_{нестойкости}

К^1-2_{нестойкости} =

Константа суммарного процесса – общая константа нестойкости комплексного иона – равна произведению последовательных констант всех его ступеней. Чем меньше величина константы нестойкости, тем прочнее данный комплекс. Величина обратная константе нестойкости, называется константой устойчивости.

К_{устойчивости} = 1/К_{нестойкости}

Анионы и катионы (противоионы), входящие вместе с комплексом в состав координационного соединения образуют внешнюю сферу.

Катионные и анионные комплексные соединения обычно являются сильными электролитами и в водных растворах диссоциируют по типу сильного электролита, на ионы внутренней и внешней сфер. Электронейтральные комплексы не являются электролитами и в водных растворах не диссоциируют. Заряды внутренней и внешней сфер равны между собой по величине и противоположны по знакам. Заряд комплексного иона равен сумме зарядов комплексообразователя и лигандов. Пример:

К₃[Co³⁺(СN^-)₆] D 3K⁺ + [Co(СN)₆]^3-

[Ag⁺(NH₃⁰ )₂]NO₃ D [Ag(NH₃)₂]⁺  + NO₃^-

В зависимости от числа донорных атомов лиганда, способных к координации, различают моно-, би- и …полидентатные лиганды. Например, оксалат-ион С₂О₄^2- является бидентатным лигандом. Лиганды, координирующиеся через два и более донорных атомов к одному центральному атому, называется хелатным. Примером хелатного лиганда является двунатриевая соль этилендиаминтетрауксусной кислоты (ЭДТА) – трилон Б.