Экспериментальная часть

Опыт 1. Ионизирующее действие воды

Описание опыта

Диссоциация электролитов на ионы в растворе происходит под действием полярных молекул воды. Чтобы убедиться в этом, смешивают кристаллические Na₂CO₃ и H₂C₂O₄ (щавелевая кислота). В этих условиях свободных ионов нет и реакция не идет. При добавлении воды к полученной смеси электролиты диссоциируют и начинается ионная реакция.

Порядок выполнения опыта

1. В сухой пробирке смешать небольшие количества кристаллических Na₂CO₃ и H₂C₂O₄. Записать наблюдения.

2. К полученной смеси добавить воды. Записать наблюдения.

Задание

1. Напишите уравнения реакций электролитической диссоциации Na₂CO₃ и H₂C₂O₄ и уравнение реакции между ними в молекулярном и ионном виде. Укажите признаки реакций.

2. Выпишите из справочника значения рК_a H₂CO₃ и H₂C₂O₄ и определите, какая из этих кислот сильнее.

Опыт 2. Получение и свойства амфотерных гидроксидов

Описание опыта

Амфотерные гидроксиды плохо растворимы в воде. Они могут взаимодействовать и с кислотами, и со щелочами. В опыте необходимо получить осадки Zn(OH)₂ и Al(OH)₃ и исследовать их взаимодействие с кислотой и щелочью.

Порядок выполнения опыта 

1. В пробирку налить примерно 2 мл хлорида цинка и добавить по каплям раствор щелочи до образования осадка.

2. Осадок разделить на две пробирки.

3. В первую пробирку прилить раствор кислоты; а во вторую - раствор щелочи.

4. Аналогично провести опыт с солью алюминия.

Задание

1. Напишите уравнения реакций образования Zn(OH)₂ и Al(OH)₃ и их взаимодействия с кислотами и щелочами в молекулярном и ионном виде. Укажите признаки реакций.

2. На основании справочных данных сделайте вывод, какое из этих соединений Zn(OH)₂ и Al(OH)₃ менее растворимо в воде.

3. Напишите схему равновесий в растворах Zn(OH)₂ и Al(OH)₃. На основе принципа Ле Шателье покажите направление смещения равновесий при добавлении кислоты и щелочи.

Опыт 3. Ионные реакции: смещение равновесия в сторону

            образования осадков

Порядок выполнения опыта

1. В отдельные пробирки взять по 1-2 мл растворов серной кислоты, сульфата натрия, сульфата марганца и сульфата алюминия.

2. В каждую пробирку добавить 2-3 капли раствора хлорида бария.

Задание

1. Напишите уравнения проведенных реакций в молекулярном и ионном виде. Укажите признаки реакций.

2. Выпишите из справочника значение К_s BaSO₄.

3. Сделайте вывод о механизме этих реакций и о направлении смещения равновесия в реакционных системах.

Опыт 4. Ионные реакции: смещение равновесия в сторону

       образования газообразных веществ

Порядок выполнения опыта

1. В отдельные пробирки взять по 2-3 мл растворов карбоната натрия и карбоната калия.

2. В каждую пробирку добавить 3-4 капли 2н раствора соляной кислоты.

 

Задание

1. Напишите уравнения проведенных реакций в молекулярном и ионном виде. Укажите признаки реакций.

2. Сделайте вывод об устойчивости угольной кислоты.

3. Сделайте вывод о механизме проведенных реакций и направлении смещения равновесия в исследованных реакционных системах.

Опыт 5. Зависимость степени диссоциации от природы

            электролита

Описание опыта

Проводится реакция металлического цинка с соляной и уксусной кислотами. Концентрация кислот одинакова. Скорость реакции будет зависеть от концентрации ионов Н⁺ в растворе, то есть от степени диссоциации a исследуемых кислот.

Порядок выполнения опыта

1. В одну пробирку налить 2-3 мл 0,1 н раствора соляной кислоты, в другую - столько же 0,1 н раствора уксусной кислоты.

2. В каждую пробирку опустить по кусочку металлического цинка примерно одинакового размера.

Задание

1. Напишите уравнения реакций Zn с HCl и CH₃COOH в молекулярном и ионном виде. Укажите признаки реакций.

2. Рассчитайте концентрацию ионов Н⁺ и величину рН в 0,1 н растворе HCl и 0,1 н растворе CH₃COOH.

3. Оформите отчет о лабораторной работе №3.

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА №4

ПРОИЗВЕДЕНИЕ РАСТВОРИМОСТИ (K_s)

ВОДОРОДНЫЙ ПОКАЗАТЕЛЬ (рН). ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ

Цель работы: экспериментальное изучение процессов, происходящих в растворах и характеризующих состояние компонентов горных пород при их растворении.

Оборудование: кристаллические вещества: NaCl, Na₂SO₄, Na₂SO₃, Na₃PO₄, Al₂(SO₄)₃, Zn(NO₃)₂, (NH₄)₂CO₃. Растворы: K₂CrO₄, AgNO₃, KCl, Na₂S, CH₃COONa, фенолфталеин, SbCl₃, HCl (2н), Al₂(SO₄)₃, Na₂CO₃, NaOH (2н). Вода дистиллированная кипяченая, универсальный индикатор, стеклянные палочки, водяная баня, пробиркодержатель.

Литература: Н.Л.Глинка. Общая химия. §§ 89-92.

 

Теоретическая часть

Произведение растворимости. В насыщенном растворе электролита произведение концентраций его ионов есть величина постоянная при данной температуре и называется произведением растворимости (K_s).

Для системы      А_aВ_b = аА^b+ + bB^a-

                   твердое в-во раствор

                      K_s (А_aВ_b) = [А^b+]^a × [B^a-]^b

Например, в насыщенном растворе BaSO₄ (минерал "тяжелый шпат") устанавливается равновесие

BaSO₄(тв) = Ba²⁺(р-р) + SO₄^2-(р-р)  

     K_s (BaSO₄) ^25oC = [Ba²⁺] × [SO₄^2-] = 1,1×10^-10 (см. табл.)

Зная значение K_s, можно рассчитать растворимость вещества (s, моль/л).

Пример 1.  Определить растворимость BaSO₄ при 25⁰С:

 BaSO₄ = Ba²⁺ + SO₄^2-

                                    s     s     s

                                  K_s(BaSO₄) = [Ba²⁺]×[SO₄^2-] = s×s = s²

                     моль/л

Пример 2. Определить растворимость Cu₂S (минерал куприт):

Cu₂S = 2Cu⁺ + S^2-

s           2s         s

K_s(Сu₂S)  = 2,5×10^-48 K_s (Сu₂S) = [Cu⁺]²×[S^2-] = (2s)² × s = 4s³

 моль/л

Условие образования осадков - произведение концентраций ионов электролита в растворе больше, чем K_s.

Условие растворения осадков - произведение концентраций ионов электролита в растворе меньше, чем K_s.

В насыщенном растворе произведение концентраций ионов электролита в растворе равно K_s. Для растворения осадка надо уменьшить концентрацию одного из ионов в растворе ("связать ион"). Этого можно достигнуть различными способами.

а) Связывание иона в слабый растворимый электролит:

 Mg(OH)₂ (тв) + 2NH⁴⁺ (р-р) = Mg²⁺ (р-р) + 2NH₄OH

Fe(OH)₃ (тв ) + 3H⁺ (р-р) = Fe³⁺ (р-р) + 3H₂O

б) Связывание иона в газообразное вещество:

CaCO₃ (тв) + 2H⁺ (р-р) = Ca²⁺ (р-р) + CO₂­ + H₂O

FeS (тв) + 2H⁺ (р-р) = Fe²⁺ (р-р) + H₂S­

в) Связывание иона в комплексное соединение с большой константой устойчивости:

AgCl (тв) + 2NH₃ = [Ag(NH₃)₂]⁺ (р-р) + Cl^- (р-р)

г) Связывание иона в менее растворимое соединение:

 2AgCl (тв) + S^2- (р-р) = Ag₂S (тв) + 2Cl^- (р-р)

K_s (AgCl) = 1,8×10^-10 K_s (Ag₂S) = 6,0×10^-50

Водородный показатель. Вода - слабый электролит.

 HOH = H⁺ + OH^- - Q 

(Ионы H⁺ и OH^- в растворе существуют в гидратированной форме: (H₃О⁺)×nH₂O и (OH^-)×nH₂O)

К_д = [H⁺]×[OH-]/[HOH]

Так как [HOH] » const, то

К_w = К_д×[HOH]  = [H⁺]×[OH^-] = 10^-14 (при 20 ⁰С)

К_w называется ионным произведением воды. В воде [H⁺] = [OH^-]. Следовательно, из последнего уравнения получаем:

(моль/л)

Концентрацию ионов водорода в воде или растворах удобно выражать с помощью водородного показателя рН.

рН = - lg[H⁺]

Для воды рН = - lg[H⁺] = - lg10^-7 = 7.

 

Используется также гидроксильный показатель рОН

рОН = - lg[ОH^-]

Из представленных уравнений видно, что рН + рОН = 14

Растворы, рН которых равен 7, называются нейтральными, рН которых меньше 7 - кислыми, рН которых больше 7 - щелочными.

Таблица

 

Характерис- Тика	Среда
	Кислая		Нейтральная	Щелочная
[H+]		пример			пример
PH	>10-7	10-2	10-7	<10-7	10-8
[OH-]	<7	2	7	>7	8
POH	<10-7	10-9	10-7	>10-7	10-3
Kw	>7	9	7	<7	3
pH + pOH

 

При нагревании диссоциация молекул воды в соответствии с принципом Ле Шателье увеличивается.

 Гидролиз солей - процесс взаимодействия ионов соли с полярными молекулами воды, в результате которого образуется слабый электролит.

Различают 4 случая гидролиза солей.

а) Гидролиз солей, образованных сильным основанием и сильной кислотой. NaNO₃ + HOH = NaOH + HNO₃

Na⁺ + NO₃^- + HOH = Na⁺ + OH^- + H⁺ + NO₃ ^-

HOH = H⁺ + OH^-

Гидролиз не идет, рН = 7.

б) Гидролиз солей, образованных сильным основанием и слабой кислотой.

1. СH₃СOONa + HOH = СH₃СOOН + NaOH

Na⁺ + СH₃СOO^- + HOH = СH₃СOOН + Na⁺ + OH^-

СH₃СOO^- + HOH = СH₃СOOН + OH^-

2. Na₃PO₄ + HOH = Na₂HPO₄ + NaOH

3Na⁺ + PO₄^3- + HOH = 3Na⁺ + HPO₄^2-+ OH^-

PO₄^3- + HOH = HPO₄^2- + OH^-

рН раствора >7, то есть образуется щелочная среда.

Гидролиз идет частично по I ступени.

 

в) Гидролиз солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой.

1. NH₄Cl + HOH = NH₄OH + HCl

NH₄⁺ + Cl^- + HOH = NH₄OH + H⁺ + Cl^-

NH₄⁺ + HOH = NH₄OH + H⁺

2. CuCl₂ + HOH = CuOHCl + HCl

Cu²⁺ + 2Cl^- + HOH = CuOH⁺ + 2Cl^- + H⁺

Cu²⁺ + HOH = CuOH⁺ + H⁺

рН раствора <7, то есть образуется кислая среда.

Гидролиз идет частично по I ступени.

г) Гидролиз солей, образованных слабым основанием и слабой кислотой. Например, Al₂S₃. Эта соль в водном растворе не существует, гидролиз идет полностью и до конца. В таблице растворимости для таких соединений стоит черта.

Al₂S₃ + 6HOH ® 2Al(OH)₃ + 3H₂S

Если в таблице растворимости для солей, образованных слабыми основаниями и слабыми кислотами, стоит "Р", это означает, что они существуют, но сильно гидролизуются.

(NH₄)₂CO₃ + HOH = NH₄HCO₃ + NH₄OH

рН раствора определяется исходя из значений констант диссоциаций слабых кислоты и основания

Процесс гидролиза характеризуется степенью гидролиза (h) и константойгидролиза (К_г).

 h= (число гидролизованных молекул соли)/(общее число молекул соли в    растворе)

К_г = К_w/К_дис. _{слабого электролита}

В случае ступенчатого гидролиза процесс идет в основном только по первой ступени. Например, Na₂CO₃ - соль сильного основания и слабой кислоты.

1 ступень:      Na₂CO₃ + HOH = NaHCO₃ + NaOH

  2Na⁺ + CO₃^2- + HOH = Na⁺ + HCO₃^- + Na⁺ + OH^-

                 CO₃^2- + HOH = HCO₃^- + OH^-

рН > 7,  К_г ¹ = К _w /К _HCO3 ^- = 10^-14/10^-12 =10^-2

2 ступень:    NaHCO₃ + HOH = H₂CO₃ + NaOH

Na⁺ + HCO₃^- + HOH = H₂CO₃ + Na⁺ + OH^-

HCO₃^- + HOH = H₂CO₃ + OH^-

рН > 7, К_г ² = К _w /К _H2CO3 = 10^-14/10^-5 =10^-9

Сравнивая К¹ и К², видим, что вторая ступень гидролиза идет в очень малой степени.

В соответствии с принципом Ле Шателье гидролиз солей можно усилить нагреванием и разбавлением раствора.