Опыт 5. Получение золя берлинской лазури методом пептизации (физико-химического дробления)

К 1,5 мл 20%-го раствора желтой кровяной соли K₄[Fe (CN)₆] прибавьте 0,5 мл насыщенного раствора хлорида железа (III) FeCl₃. Выпавший осадок берлинской лазури Fe₄[Fe (CN)₆]₃, образовавшийся в результате реакции обмена, перенесите на фильтр, промойте водой и залейте на фильтре 0,05 М раствором щавелевой кислоты. Осадок быстро пептизируется щавелевой

кислотой C₂O₄H₂, и через фильтр проходит синий золь берлинской лазури.

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 3

Электролитическая диссоциация. Определение рН среды.

Основные положения теории электролитической диссоциации:

1. При растворении в воде молекулы электролитов диссоциируют на положительно и отрицательно заряженные ионы.

2. Положительно заряженные ионы (катионы) представляют собой главным образом ионы водорода и ионы металлов. Все остальные ионы (анионы) заряжены отрицательно.

3. Количественно процесс диссоциации характеризуется степенью диссоциации α, выраженной в долях единицы или процентах:

α = N_прод./N

N – число внесенных в раствор молекул;

N _прод. – число продиссоциировавших молекул.

По величине степени диссоциации электролиты делятся на сильные, степень диссоциации которых находится в интервале от 0,3 до 1, средней силы со степенью диссоциации от 0,03 до 0,3 и слабые со степенью диссоциации менее 0,03.

К сильным электролитам относятся некоторые минеральные кислоты (серная, азотная, соляная), щелочи (едкий натр и едкое кали), большинство солей, к слабым некоторые минеральные кислоты (азотистая, сернистая), большинство оснований (гидроксид меди (II), гидроксид железа (III)), практически все органические кислоты (уксусная к-та).

Важное значение имеет диссоциация воды, поскольку, являясь слабым электролитом и обычным растворителем, она участвует в кислотно-основном равновесии растворенных в ней электролитов.

Вода диссоциирует на ионы: H₂O ↔ H ⁺ + OH^-

или

Поскольку степень диссоциации воды очень мала, то концентрация воды практически постоянна:

, эта величина носит название ионного произведения воды.

При 25⁰С

Растворы, где концентрации водородных и гидроксид-ионов одинаковы, нейтральны:

[H+] = [OH-] = 10-7 моль/л нейтральная среда

[H+] › [OH-] › 10-7 моль/л кислая среда

[H+] ‹ [OH-] ‹ 10-7 моль/л щелочная среда

Для удобства пользуются не концентрацией водородных ионов, а водородным показателем:

pH = - lg [H+], соответственно:

pH = 7 нейтральная среда;

pH ‹ 7 кислая среда;

pH › 7 щелочная среда.

Гидролиз солей - процесс химического взаимодействия солей с водой.

Гидролизу подвергаются соли, образованные:

а) слабой кислотой и сильным основанием;

б) сильной кислотой и слабым основанием;

в) слабой кислотой и слабым основанием.

Примеры:

1. Гидролиз соли, образованной слабой кислотой и сильным основанием (ацетат натрия):

CH₃COONa ↔ CH₃COO^- + Na⁺

CH₃COO^- +H₂O ↔ CH₃COOH +OH^-

Гидролиз идет по аниону. Реакция сопровождается образованием гидроксид-ионов. Реакция среды – щелочная.

2. Гидролиз соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой (нитрат аммония):

NH₄NO₃↔ NH₄⁺+NO₃^-

NH₄⁺+H₂O↔NH₄OH+H⁺

Гидролиз идет по катиону, реакция сопровождается образованием ионов водорода. Реакция среды – кислая.

3. Гидролиз соли, образованной слабой кислотой и слабым основанием (ацетат аммония):

CH₃COONH₄ ↔CH3COO^-+NH₄⁺

CH₃COO^- + NH₄⁺ +H₂O↔CH₃COOH+NH₄OH

Гидролиз идёт и по катиону, и по аниону с образованием сразу двух слабых электролитов. Среда в растворах таких солей зависит от относительной силы образующихся в результате гидролиза кислоты и основания, но в целом близка к нейтральной.

Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием, не гидролизуются, например: хлорид и нитрат калия.

Произведение растворимости. При образовании малорастворимых соединений в растворе устанавливается равновесие между твердой фазой (осадком) и раствором.

Например:

При постоянной температуре произведение концентраций ионов малорастворимого электролита в насыщенном растворе является величиной постоянной и называется произведением растворимости этого электролита.