Химический практикум (стр. 9 )

КА+n Н2О = К+ (Н2О)х + А - (Н2О) · (n-х),

где «К+» и «А-» – катион и анион соответственно.

На диссоциацию (ионизацию) электролитов влияют следующие факторы:

1)  природа электролита – чем полярнее связи в диссоциирующем веществе, тем легче идет распад на ионы;

2)  ионизирующая способность растворителя – чем больше диэлектрическая проницаемость растворителя (ε), тем большей ионизирующей способностью он обладает. Так для воды и этилового спирта ε соответственно равна 80 и 25,4.

3)  Температура – если электролитическая диссоциация представляет собой эндотермический процесс, то с повышением температуры диссоциация (ионизация) усиливается, в противоположном случае – уменьшается.

Одной из количественных характеристик электролитической диссоциации (ионизации) является степень диссоциации (ионизации), которая определяется как отношение числа диссоциированных молекул к общему числу растворенных молекул. Обычно степень диссоциации (ионизации) (α) выражают в долях единицы или в процентах:

α = (n / n0),

где n0 – число растворенных частиц; n – число частиц, подвергшихся электролитической диссоциации.

Зная α, можно рассчитать концентрацию ионов (катионов и анионов) в растворе электролита

С(+)= С(-) = n α ∙См,

где С( +), С(-) – молярная концентрация катионов или анионов; n – число катионов или анионов, образующихся при ионизации

одной молекулы электролита; См – молярная концентрация электролита.

На степень электролитической диссоциации (ионизации) сильно влияет концентрация раствора. С разбавлением (до определенного предела) степень электролитической диссоциации возрастает, так как уменьшается при этом электростатическое взаимодействие противоположно заряженных ионов.

По степени диссоциации электролиты условно подразделяются на сильные (α › 30%), слабые (α ‹ 3%) и средней силы (30% › α › 3%).

Диссоциация (ионизация) слабых электролитов является обратимым процессом, т. е. наряду с образованием ионов идет обратный процесс – взаимодействие ионов с образованием недиссоциированных молекул. Например,

НCN ↔ Н+ + СN-

Применив к этому процессу законы химического равновесия, можно записать выражение константы диссоциации (ионизации) Кд:

.

Чем больше величина Кд, тем сильнее электролит. В отличие от степени диссоциации (ионизации) константа диссоциации (ионизации) зависит только от природы электролита и температуры.

Между константой Кд и степенью диссоциации α существует количественная связь, отражаемая законом разбавления Оствальда. Для слабых электролитов, когда α ‹‹ 1 этот закон выражается формулой

α = √Кд(1/См) .

В соответствии с принципом Ле Шателье подвижное равновесие диссоциации слабого электролита можно смещать в ту или иную сторону, изменяя концентрацию соответствующих ионов. Введение в раствор слабого электролита одноименных ионов смещает процесс диссоциации в обратную сторону (в сторону связывания ионов в молекулы), т. е. понижает степень электролитической диссоциации. Введение разноименных ионов, наоборот, усиливает диссоциацию.

Процесс диссоциации (ионизации) сильных электролитов протекает полностью, т. е. недиссоциированные частицы в растворе отсутствуют:

НСl = Н+ + Сl –

NaOH = Na+ + OH-

К2SO4= 2К+ + SO42-

Из-за ассоциации гидратированных ионов с образованием ионных пар степень диссоциации сильных электролитов, определяемая опытным путем, меньше 1 или 100%. Ее называют кажущейся степенью диссоциации (ионизации). Для характеристики свойств растворов сильных электролитов пользуются эффективной концентрацией – активностью. Активность (а) связана с истинной концентрацией растворенного вещества (с) соотношением

а = γ ∙с,

где а – активность, с – концентрация, γ – коэффициент активности.

Активность измеряется в тех же единицах, что и концентрация. Коэффициент активности величина безразмерная и характеризует степень отклонения свойств данного раствора от свойств идеального раствора.

Рассмотрите вопросы

1.  Что является причиной диссоциации электролитов?

2.  Какие факторы влияют на диссоциацию электролитов?

3.  Какие количественные характеристики используют для определения силы электролита?

4.  Что такое активность электролита?

5.  Степень диссоциации синильной кислоты НСN в 0,1 м растворе при 18° равна 0,007 %. Найти константу диссоциации для данной температуры (ОТВЕТ: 4,9∙10-10)

6.  Почему удаление иона из кристаллической решетки в вакууме требует большей энергии, чем в растворителе?

7.  Написать уравнения ступенчатой диссоциации сероводородной кислоты Н2S.

8.  Найти степень диссоциации (ионизации) в 0,2 м растворе хлорноватистой кислоты НСlО (Кд = 5∙10-8) ОТВЕТ: 5∙10-4.

3.  Экспериментальная часть

Опыт 3.1. Сравнительная электропроводность электролитов.

Электропроводность растворов электролитов измеряют в установке, показанной на рис.1. В стакан до первой нижней метки налить 1н раствор Н2SO4 .

Включить установку в электрическую цепь. Отрегулировать движком реостата сопротивление так, чтобы стрелка амперметра находилась примерно на середине шкалы. В таблицу записать силу тока. Не смещая движок реостата, отключить ток, промыть стакан и электроды дистиллированной водой и повторить опыт с 1н растворами других электролитов по заданию преподавателя. Результаты опытов оформить в виде таблицы.

Рис.6.1. Прибор для измерения

электропроводности

растворов

Таблица опытных данных

Электролит	Показание амперметра	Степень диссоциации (из таблицы)	Выводы

Сделать вывод о силе каждого из исследованных электролитов и записать уравнения диссоциации их на ионы.

Опыт 3.2. Влияние концентрации раствора электролита на степень

диссоциации и электропроводность.

В стакан с электродами налить до первой метки концентрированную уксусную кислоту СН3СООН. Измерить электропроводность. Прибавлять дистиллированную воду до второй, третьей и четвертой меток, измеряя каждый раз силу тока. Записать ее значения. Объяснить, почему меняется электропроводность раствора.

Опыт 3.3. Влияние природы растворителя на степень диссоциации.

В стакан налить немного спиртового раствора СоСl2 (хлорида кобальта). Измерить электропроводность раствора. Добавить 5–7 капель дистиллированной воды до изменения окраски раствора, вновь измерить электропроводность. Чем объясняется изменение электропроводности и окраски раствора электролита?

Напишите уравнение диссоциации хлорида кобальта в воде, учитывая, что в гидратированном ионе координационное число кобальта равно 6.

В какой среде легче разделить два иона противоположного знака – в воде или этаноле?

Опыт 3.4. Образование малорастворимых соединений

В две пробирки налейте по 3–4 капли реактивов указанных в заданном варианте. Напишите уравнения реакций в молекулярном и ионном виде, запишите наблюдения. Образование, каких веществ обеспечивает протекание реакций?

Варианты:

1. CuSO4 и BaCl2; CaCl2 и Na2SiO3;

2. FeCl3 и NaOH; NiCl2 и AgNO3;

3. FeCl3 и Ba(OH)2; Na2CO3 и CaCl2;

4. CuCl2 и NaOH; ZnSO4 и BaCl2;

5. MgCl2 и NaOH; NiSO4 и BaCl2;

6. AgNO3 и NaCl; NiCl2 и NaOH.

Опыт 3.5. Образование газообразных соединений

В две пробирки внести по 3–4 капли или по одному микрошпателю карбонатов согласно варианту. В одну пробирку добавить несколько капель разбавленного раствора соляной кислоты, а в другую – уксусной кислоты. Какой газ выделяется? Записать молекулярные и ионные уравнения реакций.

Варианты солей:

1. Na2CO3; 2. CaCO3; 3. BaCO3; 4. K2CO3; 5. (NH4)2CO3; 6. ZnCO3.

4.  Задачи для самопроверки

1.  Составьте молекулярные и ионные уравнения реакций, протекающих между веществами:

1) NaHCO3 и NaOH

2) K2SiO3 и HCl

3) BaCl2 и Na2SO4

4) K2S и HCl

5) FeSO4 и (NH4)2S

6) Cr(OH)3 и KOH

7) KHCO3 и H2SO4

8) Zn(OH)2 и NaOH

9) CaCl2 и AgNO3

10) CuSO4 и H2S

11) BaCO3 и HNO3

12) FeCl3 и KOH

13) Sn(OH)2 и HCl

14) BeSO4 и KOH

15) NH4Cl и Ba(OH)2

2.  Составьте молекулярные уравнения реакций, которые выражаются ионными уравнениями:

1) Zn2+ + H2S = ZnS+2H+ 2) Mg2+ + CO2-3 = MgCO3 3) H+ + OH- = H2O 4) Cu2++S2- = CuS 5) Pb(OH)2 + 2OH- = PbO22- + 2H2O 6) SiO2-3+ 2H+ = H2SiO3 7) CaCO3 + 2H2 = Ca2+ + H2O +CO2 8) Al(OH)3+ OH- = AlO-2+2H2O 9) Pb2+2I- = Pb I2

10) Fe(OH)3 + 3H+ = Fe3+ + 3H2O 11) Cd2++ 2OH- = Cd(OH)2 12) H++NO-2= HNO2 13) Zn2+ + H2S = ZnS + 2H+ 14) HNO3+ H+ = H2O+CO2 15) Ag++Cl- = AgCl 16) Be(OH)2 + 2OH- = BeO2-2+2H2O 17) CH3COO- + H+ = CH3COOH 18) Ba2+ + SO2-4 = BaSO4

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА №7

Гидролиз солей

1.  Цель работы: изучить процесс обменного взаимодействия ионов соли с молекулами воды (процесс гидролиза) и отметить влияющие на него факторы.

2.  Основы теории

Гидролиз солей – это процесс взаимодействия ионов соли с молекулами воды, приводящий к образованию малодиссоциирующих соединений и изменению рН–среды.

Гидролизу подвергаются только те соли, в состав которых входят ионы слабых электролитов (анион слабой кислоты или катион слабого основания), при этом имеет значение величина заряда иона, по которому идет гидролиз. В случае многозарядных ионов гидролиз идет ступенчато, в основном по первой ступени.