Поможем в ✍️ написании учебной работы

Имя

Поможем с курсовой, контрольной, дипломной, рефератом, отчетом по практике, научно-исследовательской и любой другой работой

Выберите тип работыЧасть дипломаДипломная работаКурсовая работаКонтрольная работаРешение задачРефератНаучно - исследовательская работаОтчет по практикеОтветы на билетыТест/экзамен onlineМонографияЭссеДокладКомпьютерный набор текстаКомпьютерный чертежРецензияПереводРепетиторБизнес-планКонспектыПроверка качестваЭкзамен на сайтеАспирантский рефератМагистерская работаНаучная статьяНаучный трудТехническая редакция текстаЧертеж от рукиДиаграммы, таблицыПрезентация к защитеТезисный планРечь к дипломуДоработка заказа клиентаОтзыв на дипломПубликация статьи в ВАКПубликация статьи в ScopusДипломная работа MBAПовышение оригинальностиКопирайтингДругое

Нажимая кнопку "Продолжить", я принимаю политику конфиденциальности

1. 1 В три склянки налийте по 1О мл 0,1 н розчинів: в першу - сірчаної

кислоти, в другу - гідроксид натрію, в третю - гідроксид амонію. Визначити електричну провідність цих розчинів.

1.2 Налийте в пробірку 1/3 її об'єму 2н. розчин сірчаної кислоти, в

іншу - таку ж кількість щавлевої кислоти. В обидві пробірки внести однакові шматочки цинку. В якій з пробірок реакція протікає більш бурхливо? .

Завдання. Напишіть молекулярні і іонні рівняння реакції. Від концентрації яких іонів в розчині залежить швидкість виділення водню. Яка кислота сильніше? Що є кількісною характеристикою кислот?

Дослід 2. Залежність активності кислот від їх концентрації.

До одної пробірки налити до 1/3 її об'єму розчин хлсроводневої кислоти, до другої - декілька крапель хлороводневої кислоти та додати до рівня першої пробірки води. Потім до двох пробірок внести однакові шматочки цинку (або мармуру). Відмітити, в якій з пробірок реакція протікає більш енергійно.

Завдання. Напишіть молекулярні та іонні рівняння реакції. Зробити висновок про залежність активності розчинів кислот від їх концентрації.

Дослід 3. Обмінні реакції в розчинах електролітів.

а) реакції, що ідуть з утворенням осаду.

В пробірку налийте розчин хлориду натрію і додайте 2-3 краплини розчину нітрату срібла. Що спостерігається при проведенні цих реакцій?

б) реакції, що йдуть з утворенням легких сполучень.

В пробірку налийте розчин карбонату натрію і додайте по краплинам хлороводневу кислоту. Що спостерігається?

в) реакції, що йдуть з утворенням малодисоціюючих речовин.

В пробірку налийте розчин ацетату натрію і додайте трохи хлороводневої кислоти. За запаху визначити речовину, що утвориться.

Завдання. Запишіть рівняння реакцій в молекулярному і іонному вигляді. Зробити висновок про умови протікання реакцій іонного обміну до кінця.

 

Контрольні питання:

1. Відхилення від законів Рауля, Вант – Гоффа. Ізотонічний коефіцієнт Вант - Гоффа.

2. Чому розчини електролітів виявляють зниження температури замерзання і більш підвищення температури кипіння, ніж еквімолекулярні розчини неелектролітів?

3. В чому полягає суть електролітичної дисоціації та її механізм?

4. Що називається ступенем дисоціації електроліту? Фактори від яких вона залежить.

5. В чому суть східчастої дисоціації? Що називається константою дисоціації?

6. Сильні та слабкі електроліти.

7. Закон розведення Освальда.

8. Теорія сильних електролітів Дебая – Хюккеля.

9. Теорія кислот і основ.

 

Задачі:

1. Складіть молекулярні рівняння реакцій, яким відповідають слідуючи іонно – молекулярні рівняння: а) SO₃^2- + 2H⁺ = SO₂ + H₂O, б) Pb²⁺ + CrO₄^2- = PbCrO₄, в) HCO^3- + OH^- = CO₃^2- + H₂O, г) ZnOH⁺ + H⁺ = Zn²⁺ + H₂O.

2. Константа дисоціації ціановодню (синильна кислота) дорівнює 7,9*10^-10. Знайти ступінь дисоціації цієї кислоти в 0,001М розчині.

3. Східчасті константи дисоціації сірководню К₁ та К₂ дорівнюють відповідно 6*10^-8 та 1*10^-14. Розрахувати концентрації іонів H⁺, HS^-, S^2- в 0,1М розчині кислоти.

4. Розчин, який містить 0,85г хлориду цинку в 125г води кристалізується при -0,23⁰С. Розрахувати ступінь дисоціації хлориду цинку.

5. Знайти ізотонічний коефіцієнт для 0,2М розчина електроліту, якщо відомо, що у 1 л цього розчину міститься 2,18*10²³ частинок (молекул та іонів) розчиненої речовини.

Лабораторна робота № 18.

 

РОЗЧИНИ ЕЛЕКТРОЛІТІВ

Мета роботи – ознайомитися з класифікацією провідників, іонним добутком води та водневим показником та властивостями буферних систем. Навчитися складати рівняння гідролізу.

 

ТЕОРЕТИЧНА ЧАСТИНА

Чиста вода за звичайних умов незначною мірою проводить електричний струм. Це пояснюється тим, що при­близно лише одна з 10 млн. молекул дисоціює на іони: Н₂О ⇄ Н⁺ + ОН^-; ∆Н = 57,3 кДж.

Константа дисоціації води ( ) за ст. у. (298 К) дорівнює 1,8*10^-16. Цей процес є ендотермічним і зворотним до реакції нейтралізації сильної кислоти силь­ною основою. Внаслідок незначної дисоціації можна вва­жати, що концентрація недисоційованої частини (молекул Н₂О) є сталою. Розрахуємо [Н₂О], прийнявши до уваги, що маса 1 л води за звичайних умов близька до 1000г (точно 1000 г за 4°С):

Перенесемо сталі члени у виразі константи дисоціації в ліву частину:

Це означає, що за певної температури добуток К • [Н₂О] є сталою величиною. За 298 К він дорівнює 1,8*10^-16 * 55,56 = 10^-14 і називається іонним добутком води Кв.

К_в = [Н⁺] • [ОН^-] = 10^-14. (1)

К_в - є сталою величиною не тільки в чистій воді, а й у роз­бавлених водних розчинах кислот, основ і солей, коли кон­центрація розчиненої речовини істотно менша від концентрації води. Умовно межею розбавлених розчинів можна вважати такі, концентрація розчиненої речовини в яких не перевищує 1 моль/л, тобто не більше 2% молярної концентрації води.

Іонний добуток залежить від температури. За нагрі­вання, згідно з принципом ле Шательє, посилюється про­цес, що йде з поглинанням теплоти, тобто процес утворення іонів. Тому іонний добуток води збільшується: при 0; 25 і 100°С його значення відповідно дорівнюють 0,13*10^-14, 1*10^-14 і 76*10^-14.

У чистій воді та нейтральних розчинах солей і неелектролітів виконується умова: [Н⁺] = [ОН^-]. Оскільки добу­ток цих величин дорівнює К_в, то: [Н⁺] = [ОН^-] = √Кв

За температури 298 К, коли К_в =10^-14, [Н⁺] = [ОН^-] = 10^-7моль/л.

У розчинах кислот [Н⁺] збільшується. Рівновага про­цесу дисоціації води зсувається так, щоб послабити зрос­тання концентрації цих іонів, тобто в бік недисоційованих молекул води.

Тому концентрація іонів ОН^- зменшується, а іонний добуток К_в залишається сталим. У кислому се­редовищі [Н⁺] > 10^-7 моль/л, а [ОН^-] <10^-7 моль/л.

У розчинах лугів [ОН^-] > 10^-7 моль/л. Рівновага дисо­ціації води також зсувається в бік утворення молекул води і концентрація іонів Н⁺ зменшується. Отже, в лужних розчинах [Н⁺] < 10^-7 моль/л, а добуток концентрацій іонів Н⁺ і ОН^- (тобто К_в) також не змінюється.

Для характеристики кислотності середовища зручно ко­ристуватися водневим показником рН, який дорівнює від'ємному десятковому логарифму активності іонів гід­рогену: рН = -lg a_н+

Щодо розбавлених розчинів, можна вважати, що а_н+ =[Н⁺], тому:

рН =- lg [Н⁺]. (2)

У чистій воді та в нейтральних середовищах, де [Н⁺] = 10^-7 моль/л, рН =-lg 10^-7 =7. У кислих середовищах, де [Н⁺] > 10^-7, значення рН < 7 і в лужних середовищах, де [Н⁺] < 10^-7 моль/л, значення рН > 7.

Таким чином, у розведених водних розчинах, коли концен­трація сильної кислоти або лугу не перевищує 1 моль-екв/л, за 298 К (25°С) можна прийняти, щоу кислому середовищі значення рН змінюється в межах від 0 до 7, а в лужному від 7 до 14, виключаючи саме значення 7 (нейтральне се­редовище). Наведені значення рН є дещо наближеними, оскільки в розрахунках нехтували різницею між актив­ними та аналітичними концентраціями іонів.

На практиці для визначення рН середовища використо­вують індикатори та спеціальні вимірювальні прилади іонометри (рН-метри).

Поряд з показником рН використовують показник рОН:

рОН = - lg [ОН^-]. (3) Виходячи зі значення іонного добутку води Кв , при 295К

рН + рОН = 14 (4)

У випадках розрахунку рН розчину лугу слід скористатися наведеною схемою для обчислення рОН, а потім знайти рН:

рН = 14 – рОН

При розрахунках рН водних розчинів слабких кислот і основ слід враховувати оберненість процесу їх електролітичної дисоціації (α < 1):

СН₃СОO^- + Н⁺ = СН₃СООН

Концентрація Н⁺ в розчинах слабких кислот і концентрація іонів ОН^- в розчинах слабких основ чисельно дорівнюють концентрації продисоційованих молекул електроліту, а не вихідній концентрації розчину, як у випадку сильних кислот і основ.

При розрахунку водневого показника середовища водних розчинів сильних кислот і основ слід враховувати не оберненість процесу їх електролітичної дисоціації (α = 1).

НС1 → Н⁺ + СI^-

Концентрація іонів Н⁺ в розчинах сильних кислот та концентрація іонів ОН^- в розчинах лугів чисельно дорівнюють полярності розчинів.

Щоб розрахувати значення водневого або гідроксильного показників середовища, необхідно знати активність а_ОН^- = ƒ_ОН^- - С_ОН^-.

Гідроліз солей

Середні солі внаслідок процесу дисоціації не утворюють іонів Н⁺ та ОН^-, тому в їхніх розчинах, як і в чистій воді, повинна виконуватись умова: [Н⁺] = [ОН^-]. Дійсно, відомо багато солей (NaСІ, К₂SО₄, Ва(NО₃)₂ та ін.), водні розчини яких мають нейтральну реакцію. В той же час, водні роз­чини деяких солей (наприклад Na₂СО₃, К₃РО₄, Nа₂S) мають лужну, інші (ZnSО₄, Fе(NО₃)₃, АІС1₃) - кислу реакцію. При­чиною цього є взаємодія солі з водою, або реакція гідролізу.

В основі всіх варіантів гідролізу лежать процеси част­кового зв'язування іонів Н⁺ або ОН^- з іонами розчиненої солі з утворенням слабких електролітів. В результаті рів­новага Н₂О ⇄ Н⁺ + ОН^- зсувається вправо, що приводить до збільшення концентрації вивільнених іонів Н⁺ або ОН^- , які не зв'язуються з іонами солі.

Розглянемо рівновагу в розчині солі сильної основи і слабкої кислоти_унаприклад ацетату натрію. Розчиняю­чись у воді, ця сіль повністю дисоціює на іони:

СН₃СООNa →СН₃СОО^- + Na⁺

Ацетат-іон (кислотний залишок слабкої оцтової кис­лоти) зворотно зв'язує йон Н⁺ води, іони Nа⁺ з іонами ОН^- води у розчині не зв'язуються, оскільки NаОН - силь­на основа, яка в розчині повністю розпадається на іони:

Na⁺ + CH₃COO^- +HOH ⇄CH₃COOH + Na⁺ + OH^-

Оскільки іони Nа⁺ не беруть участі в реакції, їх можна виключити з іонного рівняння гідролізу:

СН₃СОО^- + НОН ⇄ СН₃СООН + ОН^-.

У молекулярній формі це рівняння має вигляд:

СН₃СООNa + Н₂О ⇄СН₃СООН + NaOH

Іонне рівняння краще відображає суть і причину про­цесу гідролізу - часткового зв'язування залишку слабкої кислоти з іонами Н⁺ води і те, що розчин матиме лужнуреакцію (зростання концентрації іонів ОН^- , тобто рН>7). Реакція гідролізу оборотна, оскільки слабкі електроліти Н₂О і СН₃СООН знаходяться по різні боки від знака рівності і в розчині встановлюється динамічна рівновага.

Солі багатоосновноїслабкої кислоти і сильної основи гідролізують ступінчасто. Наприклад, в процесі гідролізу кар­бонату натрію кислотний залишок слабкої вугільної кислоти на першому ступені приєднує один іон Н⁺ з молекули води:

СО₃^2- + НОН ⇄ НСО₃^- + ОН^-,

на другому - до іона НСО₃^- , що утворився в першій стадії, приєднується другий іон Н⁺ води:

НСО₃^- + НОН ⇄Н₂СО₃ + ОН^- .

При цьому двозарядний іон СО₃^2- зв'язує іони Н⁺ води на першому ступені набагато активніше, ніж однозарядний НСО₃^- - на другому. Тому перший ступінь гідролізу відбу­вається в значно більшій мірі, ніж другий, і в багатьох ви­падках досить врахувати тільки цю першу стадію процесу.

Молекулярні рівняння гідролізу карбонату натрію ма­ють вигляд:

Nа₂СО₃ + Н₂О ⇄ NаНСО₃ + NaОН (перший ступінь),

NаНСО₃ + Н₂О ⇄ Н₂СО₃ + NаОН (другий ступінь).

У розчині солі слабкої основи і сильної кислотивідбувається оборотне ступінчасте часткове зв'язування іонів ОН^- води з катіоном, який утворює слабку основу. На­приклад, стадії гідролізу солі ZnС1₂ можна виразити таки­ми рівняннями:

Перша стадія: Zn²⁺ + НОН ⇄ (ZnОН)⁺ + Н⁺;

ZnС1₂ + Н₂О ⇄ (ZnОН)С1 + НС1.

Друга стадія: (ZnОН)⁺ + НОН ⇄ Zn(ОН)₂ + Н⁺;

(ZnОН)С1 + Н₂О ⇄Zn(ОН)₂ + НС1.

Реакція розчину є кислою(рН < 7), оскільки утворюється надлишок іонів Н⁺. Як і в попередньому прикладі, перший ступінь гідролізу відбувається інтенсивніше, ніж наступні.

У розчині солі слабкої основи і слабкої кислоти іон Н⁺ води

зв'язується з залишком слабкої кислоти, а іон ОН^- - із залишком слабкої основи. Як приклад, запише­мо рівняння гідролізу солі СН₃СООNН₄ в іонній і молеку­лярній формах:

СН₈СОO^- + NH₄ ⁺ + HOH ⇄ CH₃COOH + NH₄OH

СН₈СОONH₄ + HOH ⇄ CH₃COOH + NH₄OH

Оцтова кислота СН₃СООН і основа NН₄ОН - слабкі елек­троліти, константи дисоціації яких майже однакові. Тому їх залишки СН₃СОО^- та NH₄ ⁺ приблизно в однаковій мірі зв'язують іони Н⁺ та ОН^- води і в розчині цієї солі зна­чення рН практично дорівнює семи (рН = 7). Але гідроліз відбувається в значній мірі, оскільки і аніон, і катіон солі беруть участь у процесі гідролізу.

Деякі солі слабкої кислоти і слабкої основи зазнають повно­го (необоротного і неступінчастого) гідролізу. Так, внаслідок гідролізу А1₂S₃ утворюється слабка нерозчинна основа А1(0Н)₃ і слабка кислота Н₂S, частина якої переходить в газову фазу:

А1₂S₃ + 6Н₂О = 2А1(ОН)₃↓ + ЗН₂S↑.

Все це приводить до того, що рівновага цієї реакції прак­тично повністю зміщується в бік продуктів гідролізу. Через гідроліз спроби добути подібні солі "мокрим способом" (у розчині) закінчуються утворенням продуктів гідролізу.

У розчині солі сильної кислоти і сильної основи, наприклад NаСІ, ні катіон, ні аніон не зв'язуються з іонами Н⁺ та ОН^- води. Отже, процес гідролізу не відбувається.

Стан рівноваги реакції гідролізу характеризується сту­пенем гідролізуβ, що дорівнює відношенню концентрації тієї частини солі, яка вступила в реакцію гідролізу С_гідр, до загальної концентрації розчиненої солі (С):

(5)

Ступінь гідролізу залежить насамперед від природи розчи­неної солі: чим слабкіші кислота і основа, що утворили сіль, тим сильніше відбувається зв'язування іонів Н⁺ і ОН^- з відповідними іонами солі і тим вищий ступінь гідролізу β.

З підвищенням температуриендотермічний процес ди­соціації води посилюється, рівновага зміщується в бік утво­рення іонів Н⁺ і ОН^-. Збільшення концентрації іонів, що утворюються внаслідок дисоціації води, посилює процеси зв'язування їх з катіонами або аніонами солі, і ступінь гід­ролізу β зростає.

Якщо в розчині солі, що зазнала гідролізу, підвищити концентрацію одного з продуктів реакції, то рівновага гід­ролізу, за принципом ле Шательє, зміститься в бік вихідної солі і ступінь гідролізу зменшиться. Наприклад, якщо до роз­чину ацетату натрію додати гідроксид натрію, концентрація іона ОН^- збільшиться; рівновага гідролізу цієї солі (див. наведене вище рівняння гідролізу) зміститься таким чином, щоб послабити збільшення концентрації цих іонів, тобто в бік вихідних речовин, і ступінь гідролізу зменшиться.

Від розбавленняводою кількість частинок розчиненої речо­вини в одиниці об'єму зменшується і рівновага гідролізу зміщується в такому напрямі, щоб послабити зменшення кількості частинок розчиненої речовини. Якщо під час гідролізу з одного іона розчиненої солі утворюються дві частинки розчиненої речовини (див. іонні рівняння гідролізу ацетату натрію, карбонату натрію, хлориду цинку), то рівновага таких реакцій зсувається в бік утворення продуктів (більшого числа частинок) і ступінь гідролізу зростає. При перебігу гідролізу солі слабкої основи і слабкої кислоти число частинок розчиненої речовини у розчині не змінюється (див. рівняння гідролізу ацетату амонію), тому рівновага гідролізу від розбавлення не зміщується.

 

Контрольні питання:

1. Дисоціація води. Що називають іонним добутком води?

2. Поняття про водневий (рН) та гідроксильний (рОН) показники.

3. Поняття про буферні розчини.

4. Буферна ємність.

5. Гідроліз солей.

 

Задачі:

1. Розрахуйте рН розчину, що містить 0,001 моль/л гідроксиду барію.

2. Концентрація іонів водню у розчині дорівнює 4*10^-3 моль/л. Обчислити рН розчину.

3. Обчислити концентрацію іонів водню у розчині, рН якого дорівнює 4,60.

4. Обчислити концентрацію НСО₃ ^- та СО₃ ^2- у 0,01М розчині вугільної кислоти, якщо рН цього розчину дорівнює 4,18.

5. Обчислити ступінь гідролізу ацетату калію у 0,1М розчині та рН розчину.

 

 

Лабораторна робота № 19.