Теоретические основы . Вещества, которые в расплавах или растворах полярных растворителей диссоциируют на ионы, называют электролитами: Na2CO3 
2 Na+ + CO3 
Процесс диссоциации количественно характеризуют степенью диссоциации:
a = 
,
где n - количество вещества, С - концентрация.
Если степень диссоциации электролита a > 30%, то такой электролит называется сильным. К сильным электролитам относятся соли, сильные кислоты (HCl, H2SO4, HNO3, HClO4 и некоторые другие), щелочи (основания щелочных и щелочноземельных металлов NaOH, KOH, RbOH, CsOH, FrOH, Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2). Диссоциация сильных электролитов протекает необратимо и в одну стадию. Например:
Al 2 ( SO 4 )3 2 Al 3+ + 3 SO 4 
Если степень диссоциации электролита a < 3%, то электролит называют слабым. К слабым электролитам относятся молекулы воды, гидроксида аммония NH4OH, слабых кислот и оснований. Диссоциация слабых электролитов - процесс обратимый и ступенчатый, для него устанавливается состояние химического равновесия, которое характеризуется константой равновесия - константой диссоциации.
Например, диссоциация фосфорной кислоты - трехступенчатый процесс:
H3PO4 
H+ + H2PO 
H2PO4- H+ + HPO 
HPO H+ + PO 
[H+], [H2PO4 
], [HPO4 
], [PO4 
], [H3PO4] - равновесные концентрации ионов; К1, К2, К3 - ступенчатые константы диссоциации; К - общая константа диссоциации.
Константа диссоциации слабого электролита не зависит от его концентрации, но возрастает с повышением температуры. Чем меньше величина константа диссоциации, тем слабее электролит.
Для слабого бинарного электролита AB, который диссоциирует с образованием ионов A+ и B 
, константа диссоциации связана со степенью диссоциации (закон разбавления Оствальда):
Добавление в раствор слабых электролитов одноименных ионов вызывает смещение равновесия реакции диссоциации в сторону ее уменьшения (эффект одноименного иона).
Концентрации ионов в растворах сильных электролитов велики, поэтому ионы взаимодействуют друг с другом. Это приводит к уменьшению их подвижности. Кажущаяся концентрация ионов, проявляющаяся в их взаимодействии, носит название активности ионов:
a = f 
. C , где a – активность; f – коэффициент активности.
Коэффициент активности определяется составом и концентрацией ионов в растворе, а также их зарядом:
lg f = - 0.5 Z2 I1/2
I = 0.5 (C1 z12 + C2 z22 + C3 z32 + ... + Ci 
zi 2 )
где z – заряд иона; I – ионная сила раствора; C – концентрация иона в растворе.
Обменные реакции в растворах происходят между ионами сильных электролитов и молекулами слабых электролитов. Равновесие реакций обмена в растворах смещено в сторону образования осадков, газов, молекул слабых электролитов.
В ионном виде реакции обмена записывают следующим образом: сильные растворимые в воде электролиты пишут в виде ионов; слабые электролиты, осадки и газы записывают в виде молекул:
2 NaNO 2 + H 2 SO 4 
Na 2 SO 4 + 2 HNO 2
растворимая сильная растворимая слабая
в воде соль кислота в воде соль кислота
(реакция в молекулярном виде)
2Na++2NO2 +2H++SO42 
2Na++SO42 + 2HNO2
(полное ионное уравнение реакции)
2 NO 2 + 2 H + 2 HNO 2
(сокращенное ионное уравнение реакции)
Свойства химических соединений в растворах определяются характером их диссоциации:
HCl 
H+ + Cl (кислоты при диссоциации дают ионы Н+);
NaOH Na++OH (основания при диссоциации дают ионы ОН );
NaCl Na++Cl (cоли при диссоциации дают катионы металлов и анионы кислотных остатков).
Существуют электролиты, которые могут участвовать в химических реакциях как в роли основания, так и в роли кислоты. Такие электролиты называются амфотерными. К ним относятся оксиды и основания некоторых металлов: цинка, алюминия, свинца, олова, хрома(III) и некоторых других. Они способны диссициировать как по типу кислот, так и по типу оснований:
2H2O+Sn2++2OH Sn(OH)2 2H2O H2[Sn(OH)4] 2H+ +Sn(OH)4]2
3H2O+Al3++30H Al(OH)3 3H2O H3[Al(OH)6] 3H+ +Al(OH)6] 
Добавление сильных кислот и оснований смещает равновесие в одну из сторон (амфотерные основания реагируют как с кислотами, так и с основаниями, образуя в качестве продуктов реакции соли):
Al(OH)3¯ + 3HCl AlCl3 + 3H2O
Al(OH)3¯ + NaOH 
NaAlO2 + 2H2O
Al(OH)3¯ + 3NaOH 
Na3[Al(OH)6]
Sn(OH)2¯ + 2HCl SnCl2 + 2H2O
Sn(OH)2¯ + 2NaOH Na2SnO2 + 2H2O
Sn(OH)2¯ + 2NaOH Na2[Sn(OH)4]
В насыщенном растворе малорастворимого вещества между твердой фазой и раствором устанавливается динамическое равновесие, которое можно представить уравнением:
CaCO3(т.) 
Ca2+ + CO32-
Для этого уравнения, используя закон действия масс, запишем выражение константы равновесия
К = 
где [Ca2+], [CO32-] - равновесные концентрации ионов в растворе;
[CaCO3] - концентрация вещества в осадке (в твердой фазе), она постоянна.
Умножив К на постоянную величину [CaCO3], получим константу, называемую произведением растворимости, Ksp - произведение равновесных концентраций ионов малорастворимого вещества в степенях их химических коэффициентов :.
К×[CaCO3] = Ksp = [Ca2+]× [CO32-]
В присутствии одноименных ионов равновесие диссоциации смещается в сторону образования осадка (эффект одноименного иона). В присутствии сильных электролитов, не содержащих общих ионов, подвижность ионов в растворе уменьшается и равновесие смещается в сторону большего растворения осадка (солевой эффект).
Условие образования осадка: произведение концентраций ионов в растворе должно быть больше, чем величина произведения растворимости данного соединения. [Ca2+] [CO32-] > Ksp (CaCO3).
Условие растворения осадка: произведение концентраций ионов в растворе меньше, чем величина произведения растворимости данного соединения ([Ca2+] [CO32-] < Ksp(CaCO3) ).
Существует связь между произведением растворимости и растворимостью малорастворимого вещества
Обозначим молярную растворимость вещества через “S” . Тогда раствор CaCO3 будет содержать катионов [Ca2+]=S (моль/л), анионов - [CO32-]=S (моль/л). Подставим эти обозначения в выражение произведения растворимости:
Ksp = S ·S= S2,
отсюда находим растворимость S:
S=ÖKsp , моль/л
Цель работы. Изучить реакции, идущие в растворах электролитов, и условия их смещения.
Порядок работы.
Опыт 1. Ослабление диссоциации слабого электролита(эффект одноименного иона)
а) В пробирку налейте 4 мл разбавленной уксусной кислоты и добавьте 2 капли метилоранжа. Отлейте половину раствора в другую пробирку и добавьте в нее несколько кристаллов ацетата натрия. Сравните цвет растворов в пробирках.
б) В пробирку налейте 4 мл разбавленного водного раствора аммиака и добавьте 2 капли фенолфталеина. Отлейте половину раствора в другую пробирку и добавьте в нее несколько кристаллов хлорида аммония. Сравните цвет растворов в пробирках.
Опыт 2. Образование слабого электролита
В одну пробирку налете 5-6 капель раствора ацетата натрия СH3COONa, а в другую - столько же раствора хлорида аммония NH4Cl. В первую пробирку прибавьте несколько капель 2н раствора HCl, а во вторую - несколько капель 2н раствора NaOH. Пробирки нагрейте на водяной бане и испытайте на запах. Напишите молекулярные и ионные уравнения реакций:
Опыт 3. Амфотерные основания
а) В пробирку налейте 3 мл раствора хлорида цинка. Осторожно добавьте 2 капли раствора гидроксида натрия до образования осадка гидроксида цинка. Разделите осадок на 2 части и испытайте его растворимость в соляной кислоте и гидроксиде натрия. Запишите наблюдения.
б) Повторите опыт, используя соль хрома (III). Отметьте изменение цвета раствора.
Опыт 4. Образование и растворение осадка
В пробирку налейте 3-4 капли любой соли кальция и добавьте раствор оксалата аммония до образования осадка. Далее астворите осадок в соляной кислоте. Сравните значение констант диссоциации щавелевой кислоты и константу растворимости оксалата кальция. Сделайте вывод об условиях образования и растворения осадков.
Форма лабораторного отчета.
1. Название лабораторной работы.
2. Краткое описание, цель работы.
3. Номер и название опыта.
4. Уравнение реакции: а) в молекулярной форме; б) в полной ионной форме; в) в сокращенной ионной форме.
5. Наблюдения.
6. Обсуждения.
7. Выводы.
Типовые задачи.
1. Напишите уравнения реакций диссоциации следующих электролитов: AlCl3, H2SO3, NaHCO3. Для обратимых процессов запишите выражения констант равновесия.
2. Вычислите концентрацию ионов водорода в 0,1 М растворе соляной кислоты, если степень ее диссоциации равна 98%.
3. Закончите уравнения реакций, расставьте коэффициенты, запишите уравнения в ионно-молекулярной и сокращенной форме:
| а) AgNO3 + BaCl2 ® | б) Ca(OH)2 + HCl ® |
| в) Na2SO3 + H2SO4 ® | г) CaCO3 + HNO3 ® |
| д) K2SO4 + NaOH ® | e) Pb(OH)2 + KOH ® |
| ж)Al2(SO4)3+NaOH(изб.)® | з) AgNO3 + H2S ® |
4. Вычислите ионную силу раствора, содержащего смесь 0,01 М AlCl3 и 0,1 М Na2SO4.
5. Вычислите ионную силу раствора, содержащего смесь 0,01 М Cr2(SO4)3 и 1М NaCl.
6. Вычислите активность ионов Са2+ в 0,1 М растворе СаСl2.
7. Вычислите активность ионов Nа+ в 0,1 М растворе Nа3PO4.
8. Константа диссоциации масляной кислоты составляет 1.5 
10 
. Рассчитайте степень ее диссоциации и рН в 0,005 М растворе.
9. Вычислите концентрацию ацетат-ионов в 0,1 М растворе уксусной кислоты в присутствии 0,01 моль соляной кислоты.
10. Напишите в молекулярном и ионном виде уравнения реакций доказывающих амфотерный характер: Be(OH)2, Cr(OH)3, Pb(OH)2.
Лабораторная работа 5
Дата: 2019-02-02, просмотров: 235.
