Общая и неорганическая химия (стр. 9 )

12.2.3 Смещение равновесия электролитической диссоциации

Благодаря тому, что диссоциация слабого электролита при данной температуру – величина постоянная, можно искусственно изменить концентрации ионов водорода или гидроксид-ионов, что будет соответствовать смещению равновесия в сторону недиссоциированных молекул электролита (в сторону обратной реакции – моляризации). Для смещения равновесия в раствор необходимо ввести одноименные ионы.

12.2.4 Диссоциация воды. Водородный показатель

Применяя закон действия масс к диссоциации самой воды Н2О ↔ Н + +ОН - имеем:

, (4)

Обозначим «К ∙ Н2О» через КВ: получим [Н+] ∙ [ОН-] = КВ.

Величина КВ называется ионным произведением воды. Число КВ можно найти, т. к. КВ и [H2O] известны:

КВ = 1,86 ∙ 10-16, а [H2O] = 1000 : 18 = 55,56 (число молей в 1 литре воды). Значит КВ = 1,86 ∙ 10-16 ∙ 55,56 = 1 ∙ 10-14. Для чистой воды при [H+] = [ОН-] = = 10-7 моль/литр. Вместо концентрации ионов водорода указывают ее десятичный логарифм, взятый с обратным знаком. Эта величина называется водородным показателем и обозначается через рН:

рН = - lg[H+]

[H+] моль/литр

рН 1 2 3 4 5 6 7

[H+] моль/литр

рН 8 9 10 11 12 13 14

В кислой среде [H+] > 1∙ 10-7 рН < 7

В нейтральной среде [H+] = 1∙ 10-7 рН = 7

В щелочной среде [H+] < 1 ∙ 10-7 рН > 7

Примеры: а) 0,01 М раствор соляной кислоты при диссоциации образует 0,01 моль ионов водорода, а [H+] = 0,01 или 10-2 моль/л и рН = - lg 10-2 = 2.

б) В 0,1 М растворе едкого натра концентрации [ОH-] равна 0,1 или 1 ∙ 10-1 моль/л (т. к. NаОН сильный электролит.

Определяем [H+].

Из ионного произведения воды:

и рН = - lg 10-13 = 13.

Практически реакцию среды определяют при помощи индикаторов – веществ, изменяющих свой цвет в зависимости от концентрации ионов Н+ и ОН-. Это так называемый колориметрический метод определения рН.

12.3 Экспериментальная часть

12.3.1 Опыт 1. Окраска индикаторов.

В шесть чистых пробирок налейте по 3 мл дистиллированной воды и прибавьте в три пробирки по капле метилоранжа, а в другие три пробирки – по капле фенолфталеина.

В пару пробирок (одна с фенолфталеином, другая с метилоранжем) добавьте по две капли раствора соляной кислоты, а в две другие добавьте по две капли раствора гидроксида натрия, Запишите в таблицу цвет индикаторов в различных средах.

Индикаторы	Реакция раствора
Кислая	Нейтральная	Щелочная
1. Фенолфталеин
2. Метилоранж

12.3.2 Опыт 2. Смещение ионного равновесия

а) Налейте в две пробирки по 5 капель 0,1 Н раствора гидроксида аммония и 2 капли фенолфталеина (ф-ф). Затем в одну пробирку бросьте 2-3 кристаллика хлорида аммония. Несколько раз встряхните пробирку. Отметьте интенсивность окраски раствора. Гидроксид аммония – слабый электролит. В его растворе имеет место равновесие:

NH4OH ↔ NH4 + + OH –

Ион ОН - и обуславливает окраску раствора. Добавление NН4Сl, который диссоциирует на ионы NH4 + и Сl –, значительно увеличивает концентрацию ионов NH4 + в растворе. Это нарушает равновесие между молекулами NH4OH и ионами NH4 + + OH –, смещая его влево, т. е. ионы NH4 + и OH –, соединяются и образуют недссоциированные молекулы NH4OH. В результате концентрация ионов ОН - в растворе очень сильно уменьшается, и окраска раствора слабеет (бледнеет).

б) Налейте в две пробирки по 6 капель раствора уксусной кислоты и одну каплю раствора метилоранжа. Затем в одну из пробирок внесите 2-3 кристаллика ацетата натрия СН3СООNа. Пробирку встряхните несколько раз. Сравните интенсивность окраски в пробирках. Объясните причину изменения окраски раствора.

12.3.3 Опыт 3. Амфотерные электролиты

Электролиты, способные в зависимости от условий диссоциировать как по типу кислоты, так и по типу основания, называются амфотерными. Примерами могут служить гидроксиды цинка или алюминия.

Налейте в пробирку 3 капли раствора сульфата алюминия или хлорида цинка и по каплям прибавляйте раствор гидроксида натрия. Образовавшийся осадок распределите в две пробирки и подействуйте на него – в одном случае 2 Н раствором соляной кислоты, а в другом – 10% раствором гидроксида натрия.

Составьте уравнения реакций. Почему гидроксид цинка (алюминия) ведет себя в кислом растворе как основание, а в щелочном растворе как кислота?

12.3.4 Опыт 4. Электропроводность растворов (групповой)

Опыт проводится в приборе, изображенном на рисунке 1.

Схема установки

1 – электроды

2 – стакан

А – амперметр

V – вольтметр

Рисунок 1

В 6 химических стаканчиков емкостью 250 мл налейте по 150 мл следующих водных растворов: сахара, глицерина, 1Н уксусной кислоты, 1Н НСl, 1Н NaOH, 1Н NaCl.

Испытайте последовательно электропроводность этих растворов. Для этого погрузите электроды в первый раствор так, чтобы нижние части резиновых трубок оказались ниже уровня жидкости, т. е. чтобы площадь погруженных в жидкость электродов во всех случаях была одинаковой, включите ток и запишите показания амперметра. Выключите ток, промойте электроды дистиллированной водой, после чего переходите к следующей пробе.

Испытав все растворы, сделайте вывод: растворы каких веществ проводят электрический ток.

12.4 Контрольные вопросы и задачи

1 Какие вещества называются электролитами?

2 Дайте определение кислот, щелочей, амфотерных гидроксидов с точки зрения теории электролитической диссоциации.

3 Степень диссоциации электролитов.

4 Сильные, средние, слабые электролиты.

5 Константа диссоциации слабых электролитов.

6 Смещение состояния равновесия в растворе слабого электролита.

7 Ионное произведение воды. Водородный показатель.

8  Какие ионы образуются при растворении в воде следующих солей:

Na2SO4, AlCl3, K3PO4, Na2HPO4, (CuOH)2SO4.

9 Напишите математическое выражение для констант полной диссоциации угольной кислоты.

13 РЕАКЦИИ В РАСТВОРАХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

Лабораторная работа № 10

13.1 Цель лабораторной работы

Ознакомление со свойствами электролитов, составление ионно-молекулярных уравнений обменных реакций.

13.2 Теоретическая часть

Так как электролиты в воде диссоциируют на ионы, то реакции между электролитами в растворе надо рассматривать как процесс взаимодействия ионов. Реакции, при которых не происходит изменение заряда ионов, входящих в соединения, называются обменными реакциями. Химические процессы в этих условиях могут быть выражены уравнениями трех видов:

а) в молекулярное уравнение

AgNO3 + KCl = ↓ AgCl + KNO3

б) полное ионно-молекулярное уравнение

Ag+ + NO3- + K+ + Cl - = ↓ AgCl + K+ + NO3-

в) сокращенное ионно-молекулярное уравнение

Ag+ + Cl - = ↓ AgCl

В последнем сокращенном уравнении указываются только те ионы, которые непосредственно участвуют в реакции.

Такой обмен возможен, если в результате реакции образуются более прочные соединения, которые в реакциях мы записываем в виде молекул или сложных ионов. Реакция практически протекает до конца, если в результате химического взаимодействия происходит образование:

а) труднорастворимого вещества

BaCl2 + Na2SO4 = ↓ BaSO4 + 2 NaCl

Ba2+ + SO42- = ↓ BaSO4

б) слабого электролита (воды, слабых кислот, слабых оснований, комплексных соединений или ионов и т. п.).

NH4Cl + NaOH = NH4OH + NaCl

NH4+ + OH- = NH4OH

в) газообразных веществ

Na2S + 2 HCl = H2S ↑ + 2 NaCl

S2- + 2 H+ = H2S ↑

Если труднорастворимые вещества или слабые электролиты имеются как в исходных веществах, так и в продуктах реакции, то равновесие реакции смещено в сторону образования более прочного соединения.

Например:

CH3COOH + NaOH = CH3COONa + H2O

CH3COOH + Na+ + OH - = CH3COO - + Na + + H2O

CH3COOH + OH - = CH3COO - + H2O

Равновесие реакции смещено в сторону образования более слабого электролита – воды, но реакция до конца не доходит, так как в правой части раствора имеется тоже слабый электролит – уксусная кислота.

При написании реакций, идущих с образованием труднорастворимых веществ, следует пользоваться таблицей растворимости солей (таблица прилагается).

Таблица 2 – Таблица растворимости солей

Кислоты	Растворимость солей
Азотная кислота	Растворимы все соли
Соляная кислота	Растворимы все соли, кроме AgCl, PbCl2, Hg2Cl2
Серная кислота	Растворимы все соли, кроме BaSO4, SrSO4, слабо растворима – CaSO4
Угольная кислота	Из нормальных солей растворимы только соли Na, K
Фосфорная кислота	То же самое
Сероводородная кислота	Растворимы соли щелочных и щелочноземельных металлов, большинство других – труднорастворимы.

Количественной характеристикой растворимости соединений является величина произведения растворимости ПР, которая для малорастворимого электролита есть величина постоянная при данной температуре и равна произведению концентрации его ионов в насыщенном растворе. Чем меньше произведение растворимости, тем труднее растворимо данное вещество.

Например, для сульфата бария:

ПР =

Для сульфата кальция:

ПР =