Лабораторная работа №5 электролитическая диссоциация и реакции в растворах электролитов

Цель работы: изучение характера диссоциации гидроксидов и наблюдение смещения равновесия под влиянием изменения концентрации ионов в растворах электролитов; изучение поведения индикаторов в различных средах.

1. Теоретическое введение

Все вещества можно разделить на электролиты – вещества, проводящие электрический ток в водном растворе или расплаве и неэлектролиты – не проводящие электрический ток. Электролиты можно условно разделить на сильные и слабые.

К классу сильных электролитов относятся кислоты – соляная НCl, азотная HNO₃, серная H₂SO₄, хлорная HClO₄ и др., гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов (Ca, Sr, Ba), а также большинство солей.

К слабым электролитам относятся органические кислоты – муравьиная HCOOH, уксусная CH₃COOH, щавелевая H₂C₂O₄, сероводородная H₂S, угольная H₂CO₃, циановодородная HCN, азотистая HNO₂, большинство оснований, в т.ч. NH₄OH, вода, малорастворимые соли.

Молекулы всех электролитов подвергаются диссоциации – распаду на ионы, которые и являются проводниками электричества.

Кислоты, основания и соли в водном растворе распадаются на положительные (катионы) и отрицательно заряженные ионы (анионы).

Кислоты в водных растворах диссоциируют на ионы водорода и кислотные остатки. Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато:

⇄ I-я ступень диссоциации

⇄ II-я ступень диссоциации

⇄ III-я ступень диссоциации

Все основания диссоциируют с образованием гидроксид-ионов и катионов. Многокислотные основания подвергаются многоступенчатой диссоциации:

⇄ I-я ступень диссоциации

⇄ II-я ступень диссоциации

Гидроксиды металлов, которые в водных растворах могут диссоциировать по кислотному и по основному типу, называются амфолитами (амфотерными гидроксидами). Это Be(OH)₂, Zn(OH)₂, Al(OH)₃, Ga(OH)₃ и др.

Схема диссоциации с учетом гидратации запишется так:

в кислой в щелочной

среде среде

⇄ ⇄

Соли при диссоциации образуют катионы и кислотные остатки:

⇄

⇄

⇄

В растворах слабых электролитов можно говорить о равновесии между ионами и реально существующими недиссоциированными молекулами. Отношение числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу молекул электролита называется степенью диссоциации.

Допустим имеем слабую кислоту:

НА⇄Н⁺+А^-

Применив к равновесному процессу закон действия масс, можно получить константу равновесия, здесь она называется константой дисооциации слабого электролита:

Обозначим общую концентрацию слабой кислоты НА через С моль/л, тогда концентрация ионов Н⁺ и А^- будет:

моль/л,

а концентрация недиссоциированных молекул:

моль/л

Подставляя в выражение константы равновесия эти величины, получим:

Если то можно принять . Тогда

, откуда

Приведенные выражения представляют собой закон разбавления Оствальда. Из него видно, что если концентрацию слабого электролита увеличить в 100 раз, то степень диссоциации уменьшится в т.е. в 10 раз.

Установившееся равновесие в растворе слабого электролита НА можно нарушить. Так, если увеличить концентрацию ионов Н⁺ в растворе слабого электролита, прибавив кислоты, то это вызовет смещение равновесия влево. При этом увеличится концентрация молекул слабого электролита НА, т.е. степень диссоциации уменьшится. Аналогичного эффекта можно добиться, добавив к раствору растворенную соль кислоты НА, содержащую ион А.

Поскольку электролиты в водных растворах диссоциированы на ионы, то реакции в таких системах проходят между ионами. Скорость таких реакций является довольно высокой.

Ионные реакции в большинстве случаев практически необратимы и проходят до конца слева направо, если продуктами их являются труднорастворимые вещества (осадки), легко летучие газы, либо вещества слабодиссоциирующие (слабые электролиты, комплексные соединения).

Например:

а) в результате реакции образуются труднорастворимые соединения, выпадающие в осадок:

⇄

Это молекулярное уравнение показывает, какие вещества принимают участие в реакции.

Реакции в растворах между электролитами обычно изображаются при помощи ионных уравнений, преимущество которых перед молекулярными уравнениями состоит в том, что они выражают самую сущность происходящих реакций, показывая какие ионы взаимодействуют.

В ионном уравнении слабые электролиты пишутся в виде молекул, сильные электролиты – в виде ионов:

⇄

Катион и анион находятся в левой и правой частях в виде ионов, т.е. участие в реакции по существу не принимают. Поэтому ионное уравнение будет иметь вид:

Индикаторами называются химические соединения, меняющие окраску в зависимости о концентрации ионов водорода (рН) раствора.

Различают индикаторы двухцветные и одноцветные. Лакмус, меняющий окраску в кислой среде в красный, а в щелочной – в синий, или метиловый оранжевый, для которого красная окраска в кислой среде и желтая в щелочной, являются двухцветными. Одноцветным индикатором является фенолфталеин, бесцветный в кислой и нейтральной среде и окрашивающийся в щелочной среде в малиновый цвет.

Кислотно-основные индикаторы можно рассматривать как слабые кислоты или основания, различие окрасок которых зависит от молекулярного или ионного состояния.

Рассмотрим принцип действия индикатора на примере метилоранжа. Как слабую кислоту его можно представить в виде HJnd, диссоциирующую по схеме:

Недиссоциированные молекулы HJnd окрашены в красный цвет, а ионы Jnd^- в желтый цвет. Если концентрацию водородных ионов увеличить, то равновесие сдвигается влево, окраска становится красной. Если концентрация водородных ионов уменьшается, то увеличивается концентрация ионной формы индикатора, т.е. равновесие смещается в сторону образования ионов Jnd^- , окрашенных в желтый цвет.

Интервал между двумя значениями рН, в пределах которого существуют молекулярная и ионная форма индикатора называется интервалом перехода окраски индикатора. Пользуясь определенными индикаторами, можно определить рН раствора – реакцию среды- кислая, щелочная или нейтральная.