Окраска индикаторов

Название индикатора	Кислая среда	Нейтральная среда	Щелочная среда
Универсальный	Красный	Желтый	Синий
Лакмус	Красный	Фиолетовый	Синий
Синий лакмус	Красный (изменяет окраску)	Синий (не изменяет окраску)	Синий (не изменяет окраску)
Красный лакмус	Красный (не изменяет окраску)	Красный (не изменяет окраску)	Синий (из меняет окраску)
Метиловый красный	Красный	Красный	Желтый
Метиловый оранжевый	Розовый (красный)	Оранжевый (желтый)	Желтый
Фенолфталеиновый	Бесцветный	Бесцветный	Малиновый
Тимоловый фталеиновый	Бесцветный	Бесцветный	Синий

III. Степень диссоциации. Константа диссоциации.

Количественными характеристиками силы электролитов являются степень диссоциации и константа диссоциации.

Степень диссоциация

Степень диссоциации - это отношение числа молекул, распавшихся на ионы к общему числу растворенных молекул электролита. Выражается в долях и в процентах.

с₁

 = ∙ 100 %

с

 – степень диссоциации

с₁ – концентрация молекул электролита, распавшегося на ионы;

с – общая концентрация молекул электролита.

Например, из 0,05 моль H₂SO₃, растворенных в воде, на ионы распалось 0,01 моль. Найти степень диссоциации H₂SO₃.

0,01

 = ∙ 100% = 20 %

0,05

Это означает, что из 100 молекул сернистой кислоты на ионы распалось только 20.

12

Степень диссоциации зависит:

1. от природы растворителя; например, СоCl₂ – синего цвета, а гидратированные ионы Со²⁺ - розового цвета. Если хлорид кобальта растворить в воде, то раствор становится розовым, образуется много ионов. Большинство молекул распались на ионы. Если растворить эту же соль в спирте, то раствор имеет синий цвет, т.к. в растворе в основном находятся молекулы. При растворении в воде сила притяжения в между ионами Со²⁺ и Сl^- ослабевает в 81 раз по сравнению с вакуумом, а в спирте, - только в 27,8 раз. Поэтому в воде больше молекул распадаются на ионы. Таким образом, чем больше диэлектриическая проницаемость - ε (величина постоянная) растворителя, тем больше степень диссоциации электролита в нем;

2. от концентрации (разбавления раствора)

разб. р-р

СuСl₂ Cu²⁺ + 2Cl^—

зеленый конц. р-р голубой р-р

При разбавлении равновесие сместилось вправо, т.к. при разбавлении увеличилось число катионов, а гидратированные катионы меди (+2) окрашены в голубой цвет.

Таким образом, чем больше концентрация, тем меньше степень диссоциации, а чем меньше концентрация, тем больше степень диссоциации.

3. от природы электролита: цинк реагирует с равными объемами кислот одинаковой концентрации, а реакция идет с разными скоростями:

Zn + 2 HCl = ZnCl₂ + H₂^↑

соляная кислота

(сильная)

Zn + 2CН₃COOH = (CH₃COO)₂ Zn + H₂ ^↑

уксусная кислота

(слабая)

Реакция с соляной кислотой протекает бурно и быстрее, чем с уксусной

кислотой, так как последняя образует меньще ионов при диссоциации, чем

соляная кислота.

4. от добавления к раствору первого электролита электролита № 2 с одноименным ионом первому электролиту; степень диссоциации 1-го электролита уменьшается.

Опыт:

В пробирку нальем 1 мл раствора воды и добавим по 2 капли растворов NH₄OH и фенолфталеина. Раствор окрасится в малиновый цвет (среда

13

щелочная). Затем добавим электролит с одноименным ионом NH₄Cl – хлорид аммония (содержит катион аммония NH₄⁺), при этом раствор обесцвечивается:

N H₄OH  NH₄⁺ + OH^—

создает щелочную среду

NH₄Cl NH₄⁺ + Cl^—

C увеличением числа одноименных ионов NH₄⁺ при добавлении хлорида аммония равновесие смещается влево ( по принципу Ле Шателье), так как катионы аммония связывают почти все гидроксид-ионы в молекулы NH₄OH и ранее малиновый раствор обесцвечивается.

5. от температуры: при ее повышении степень диссоциации увеличивается для слабых электролитов (эндотермическая реакция);

6. от числа атомов кислорода в молекуле кислородосодержащих кислот: чем больше атомов кислорода в молекуле кислот, тем больше степень ее диссоциации;

например HСlO -хлорноватистая кислота практически не распадается на

ионы, она слабее угольной(<0,17 %);

сравните:

• HСlO₃ (хлорноватая)  =90 %

• HClO₄ (Хлорная)  = 95 %

7) от радиуса аниона (поляризуемости) в безкислородных кислотах:

сила кислот увеличивается в ряду: HF HCl HBr HI;

связь Н – Гал ослабевает, так как радиус и поляризуемость йодид-аниона

увеличиваются.

По силе электролиты разделяются на:

1. сильные: (d> 30%) Все растворы солей кроме роданида железа(Ш), хлорида

ртути(П), хлората ртути (П).

Кислоты: соляная – 98%; серная – 58%; азотная – 91%; бромоводородная – 92%;

Основания: КОН –84%; NaОН - 84%; Ва(ОН)₂ – 92 %

2. средней силы: = 2-30%

фосфорная кислота –26%; азотистая – 6,5%; H₂F₂ –8.5%

3. слабые  < 2 5: уксусная кислота – 1,3 %; гидроксид аммония –

1,3 %; угольная кислота –0,17 %; сероводородная –0,07 %;

HCN- 0,01% .

К ним относятся также основания не щелочных и не щелочноземельных металлов. Примеры приведены в таблице (приложение 1).

14