ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА
ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ. РАСТВОРЫ ЭЛЕКТРОЛИТОВ
1. Основные понятия теории электролитической диссоциации
Электролиты – это вещества, которые при растворении в полярных растворителях в результате взаимодействия с молекулами последних распадаются на заряженные частицы - ионы. Это явление называется электролитической диссоциацией. К электролитам относятся кислоты, основания и соли. Отношение числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу растворенных молекул электролита называется степенью диссоциации (ά). Степень диссоциации выражают в долях единицы или в процентах.
В зависимости от степени диссоциации электролиты условно разделяют на сильные, средние и слабые. Степень диссоциации сильных электролитов больше 30%, средних — от 2 до 30%, слабых — ниже 2% (в 0,1 н. растворах).
К сильным электролитам относятся: 1) почти все соли (кроме CdCl2, HgCl2, Pb(CH3COO)2, Fe(SCN)3 и некоторых других); 2) кислоты: HHal (кроме НF) , HNO3, H2SO4, HClO4, HCOOH; 3) гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов.
К слабым и средним электролитам относятся: 1) большинство органических кислот; 2) минеральные кислоты: H2CO3, H2S, HCN, HNO2, H2SiO3, H3BO3, HClO, H3PO4, H3PO3, H3AsO4, H3AsO3, H2SO3, НF; 3) большинство оснований металлов (кроме гидроксидов щелочных и щелочноземельных металлов), а также NH4ОН.
При разбавлении раствора степень диссоциации увеличивается. Поэтому при сравнении силы электролитов необходимо брать растворы одинаковой нормальности. Для хорошо растворимых электролитов существует свой предел разбавления, в рамках которого концентрация ионов в единице объема увеличивается с разбавлением вследствие увеличения степени диссоциации. Выше этого предела концентрация ионов уменьшается за счет сильного увеличения объема раствора.
Об относительной силе электролитов можно судить по электропроводности их растворов, а также по химической активности в некоторых реакциях.
Истинная степень диссоциации сильных электролитов в растворах любой концентрации равна 100%. Однако вследствие электростатического притяжения противоположно заряженных ионов, которое особенно значительно в концентрированных растворах, активность ионов снижается и сильный электролит ведет себя так, как если бы он находился в состоянии неполной диссоциации. Поэтому диссоциацию сильных электролитов принято количественно характеризовать кажущейся степенью диссоциации.
Для всех остальных электролитов электролитическая диссоциация является процессом обратимым:
КnАm↔ nК+ + mА-
Поэтому в растворах электролитов имеет место равновесие между ионами и недиссоциированными молекулами. Константа равновесия этого обратимого процесса называется константой электролитической диссоциации:
Кдис = ([K+]n [A-]m)/[ КnАm]
где [К+] и [А-] — концентрации в растворе катионов и анионов в моль/л, [KnAm] — концентрация недиссоциированных молекул в моль/л. Для данного электролита значение константы электролитической диссоциации постоянно при определенной температуре и в отличие от степени диссоциации не зависит от концентрации.
Диссоциация электролитов в водных растворах сопровождается гидратацией ионов, т. е. взаимодействием их с полярными молекулами воды. Так, например, в воде по существу нет ионов Zn2+ или ионов Сг3+, а имеются гидратированные комплексные ионы [Zn (Н20)4]2+ и [Сг (Н20)6]3+.
Процесс электролитической диссоциации кислоты следовало бы выражать уравнением: НА + nН2О = Н30+ + А(Н20)n-
Н3О+ — ион гидроксония, определяющий общие свойства кислот. Гидратация катионов осуществляется по донорно-акцепторному механизму, а анионов — за счет водородной связи.
На практике обычно пользуются упрощенными уравнениями без учета гидратации ионов:
HN03 ↔ H+ + N03- NaOH ↔ Na+ + OH-
Свойства водных растворов кислот и оснований определяются теми ионами, на которые они диссоциируют.
Кислоты можно определить как электролиты, образующие при диссоциации в водных растворах в качестве катионов только ионы водорода, а основания - как электролиты, образующие в качестве анионов только гидроксид-ионы.
Многоосновные кислоты диссоциируют обычно постепенно (ступенчатая диссоциация):
1) h2so3 ↔ h+ + hso3- 2) hso3- ↔ h+ + SO32-,
причем по первой ступени степень диссоциации больше, чем по второй.
Ступенчатая диссоциация характерна и для оснований, содержащих несколько гидроксогрупп в молекуле:
1) Mg (OH) ↔ MgOH+ + OH - 2) MgOH+ ↔ Mg2+ + OH-
Ступенчатость диссоциации кислот и оснований обусловливает возможность образования кислых и основных солей.
Известны электролиты, которые при диссоциации образуют и ионы водорода, и гидроксид-ионы. Такие соединения называются амфотерными.
Практически амфотерность соединения можно определить по способности его образовывать соли как с кислотами, так и со щелочами. Примером амфотерного электролита может служить гидроксид алюминия Al(OH)3. Уравнения реакций Al(OH)3 с кислотой и с основанием без учёта фактора гидратации могут быть представлены следующим образом.
Al(OH)3 + 3NaOH = Na3[Al(ОН6)]
А1(ОН)3 + ЗОН - = [А1(ОН)6]3-
А1(ОН)з + ЗНС1 = А1С13 + ЗН20
А1(ОН)3 + ЗН+ = А13+ + ЗН20
Характер диссоциации гидроксидов ЭОН зависит от сравнительной степени полярности связей: Э—О и О—Н, которая определяется в основном величинами условных радиусов и зарядов ионов элементов, образующих гидроксид. Если полярность связи Н—О больше полярности связи Э—О, гидроксид диссоциирует по кислотному типу, например:
НСlО ↔ Н+ + СlО-
Если полярность связи Н—О меньше полярности связи Э—О, гидроксид диссоциирует по основному типу, например:
NaOH ↔ Na+ + ОН-
Если полярность связи Н—О примерно равна полярности связи Э—О, то гидроксид диссоциирует по амфотерному типу; например, простейшим амфотерным соединением является вода:
Н2О ↔ Н++ ОН-
2. Ионное произведение воды; рН растворов
Вода является слабым электролитом и в очень незначительной степени диссоциирует на ионы:
H2О ↔ H+ + ОH-
Молярная концентрация ионов водорода и гидроксид - ионов в воде при 22 оС равна 10-7 моль/л.
Выражение константы диссоциации воды:
Kдис = ([H+] [ ОH - ])/ [H2О]
Отсюда следует: Кдисс[H2О] =[H+] [ ОH - ]
Так как степень диссоциации воды очень мала, то в уравнении концентрацию недиссоциированных молекул воды [H20] можно считать величиной постоянной. Следовательно, и произведениеKдисс[H2О] является величиной постоянной:
Кв = [H+] [ОH-].
Из уравнения следует, что для воды произведение концентраций - ионов водорода и гидроксид – ионов – есть величина постоянная (при постоянной температуре). Эта постоянная величина называется ионным произведением воды и обозначается Кв. Добавление к воде кислот, щелочей и солей смещает равновесие:H20 ↔H++ 0H-, но как бы не менялись концентрации ионов Н+ и ионов 0Н - в растворе, произведение их остается величиной постоянной, следовательно, иное произведение воды является величиной постоянной не только для чистой воды, но и для разбавленных водных растворов любых веществ.
Численное значение при комнатной температуре (при 22 оС):
Kв = [H+] [ОH-] = 10-14,
поэтому, зная концентрацию одного из ионов, легко рассчитать концентрацию второго иона:
[H+] = 10-14/[OH-] моль/л; [ОH-] = 10-14/[H+] моль/л
Таким образом, реакция любого водного раствора может быть количественно охарактеризована концентрацией только одного из ионов воды:
нейтральная среда : [H+] = 10-7моль/л;
кислая среда: [H+] > 10-7моль/л;
щелочная среда: [H+] < 10-7 моль/л.
Реакцию среды удобно выражать в логарифмической шкале, вводя так называемый водородный показатель pH.
Водородным показателем называется десятичный логарифм концентрации ионов водорода, взятый с обратным знаком: pH= - lg[H+].
Исходя из значения pH, реакция среды может быть охарактеризована следующим образом:
нейтральная среда: pH= 7;
кислая среда: pH< 7;
щелочная среда: pH> 7.
Гидроксильным показателем называется десятичный логарифм концентрации гидроксид-ионов, взятый с обратным знаком: pОH= - lg[ОH-].
рН + рОН = 14.
Кислотность и щелочность среды определяются с помощью реактивов, изменяющих свой цвет в зависимости от относительных концентраций ионов Н+ и ОН-. Эти реактивы называют индикаторами. В качестве индикаторов применяют лакмус, метиловый оранжевый, фенолфталеин, универсальный индикатор и др.
ПРАКТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ
Цель работы: изучить свойства растворов электролитов.
Оборудование и посуда: пробирки
Реактивы: цинк (гранул.), хлороформ, ацетон, этанол, хлорид кальция; хлорид меди обезвоженный; растворы: соляной кислоты (15%-ный, 2 н., 1 н., 0,1 н. и конц. (ῤ = 1,18 г/мл), серной кислоты (конц. (ῤ = 1,84 г/мл), 2 н., 1 н. и разбавленная 1:25, 1:50, 1:250), уксусной кислоты (15%-ный 2 н., 1 н. и 0,1 н.), гидроксида калия (2 н.), гидроксида натрия (2 н., не содержащий карбоната), аммиак водный (2 н. и 1 н., не содержащий карбоната), хлорида калия (1 н.), хлорида натрия (2 н.), хлорида меди (II) (0,5 н.), хлорида железа (III) (0,5 н.), нитрата серебра (0,1 н.), сульфата натрия (1 н.), ацетата натрия (1 н.), лакмус, метиловый оранжевый, фенолфталеин.
Ход работы
Опыт 1.. Зависимость диссоциации от полярности растворителя
Взять немного обезвоженного хлорида меди (II) и отметить цвет твердой соли. Одну часть соли растворить в ацетоне, а другую — в воде. Наблюдать окраску раствора в первом и во втором случаях. Дать объяснение. Написать уравнение реакции диссоциации хлорида меди (II).
Опыт 2. Сравнение химической активности сильных и слабых электролитов
2.1. В одну пробирку налить 5 мл 15 %-ного раствора соляной кислоты, в другую - столько же 15%-ного раствора уксусной кислоты. Опустить в каждую пробирку по одинаковому кусочку цинка. Какой газ выделяется в пробирках? Написать уравнение происходящих реакций. В какой кислоте процесс идет более энергично?
Объяснить это явление, пользуясь данными о степени диссоциации (табл. П-3) соляной и уксусной кислот.
2.2. Налить в две пробирки раствор хлорида кальция. В одну пробирку добавить 2 н. раствор гидроксида натрия, а в другую такой же объем 2 н. раствора аммиака (растворы не должны содержать карбонатов). Что наблюдается? Объяснить причину различного действия на хлорид кальция взятых оснований. Написать уравнение происходящих реакций.
Опыт 3. Окраска индикатора
3.1. Налить в три пробирки по 3 мл дистиллированной воды и прибавить по 2 капли раствора одного из индикаторов: лакмуса, метилового оранжевого и фенолфталеина. Отметить в таблице их цвет в нейтральной среде. В каждую пробирку прибавить раствор какой-нибудь кислоты. Наблюдать изменения окраски и записать их в соответствующие графы табл. 7.2.
2.2. Проделать то же самое, взяв вместо кислоты раствор какой-либо щелочи.
Таблица 1
Окраска индикаторов
Среда | Цвет индикатора | |
лакмус | метиловый оранжевый | фенолфталеин |
Нейтральная Кислая Щелочная |
Опыт 4. Амфотерность
Из имеющихся в лаборатории реактивов получить осадок гидроксида цинка. Взболтать полученный осадок и отлить небольшие количества его в две пробирки. В одну из пробирок добавить раствор HCl, в другую – растворNaOH(в избытке).Что наблюдается? Написать молекулярные и ионные уравнения реакций.
Опыт 5. Выделение теплоты при нейтрализации
Отмерить по 50 мл 2 н. растворов NaOHиHCl. Вылить растворы в два стакана и измерить температуру растворов. Смешать кислоту со щелочью в одном из стаканов и осторожно перемешать жидкость термометром. Что наблюдается? Написать молекулярное и ионные уравнения реакций.
Опыт 6. Действие на соль слабой кислоты сильной кислотой
В две пробирки налить по 5 мл 2 н. раствора соляной кислоты и опустить в каждую из них по одинаковому кусочку цинка. Когда в обеих пробирках установится равномерное выделение водорода, прилить в одну из них 5 мл 2 н. раствора ацетата натрия CH3COONa, а в другую 5 мл воды. Что наблюдается? Написать молекулярные и ионные уравнения реакций.
Применяя закон действия масс, объяснить, почему добавление соли слабой кислоты к раствору сильной кислоты уменьшает реакционную способность последней.
Опыт 7. Образование труднорастворимых солей
Налить в две пробирки по 2 – 3 мл растворов хлорида бария и хлорида кальция. В первую пробирку прилить раствор сульфата натрия, во вторую – насыщенный раствор сульфата калия.
Объяснить наблюдаемые явления, пользуясь значениями произведения растворимости (табл. П-4). Написать молекулярные и ионные уравнения реакций.
Опыт 8. Реакции, идущие с образованием летучего соединения
В пробирку налить немного раствора какой – либо соли аммония, прибавить 1 – 2 мл раствора NaOHи нагреть до кипения. В выделяющиеся пары внести влажную красную лакмусовую бумажку. Что наблюдается? Дать объяснение. Написать уравнения реакций.
Заполните таблицу
Выполняемая операция | Прибавляемый реактив | Условия опыта | Наблюдения |
