Вопросы для самопроверки

1. В направлении образования каких веществ протекают ре­акции обмена в растворах электролита?

2. Какая из приведенных реакций не произойдет:

ВаС1₂+K₂S0₄ ->BaS0₄ + КС1;

Ва(0Н)₂+ НС1 -> ВаС1₂+ Н₂0;

Ba(NO)₂ + КС1 -> ВаС1₂+KN0₃?

3. Какая из приведенных реакций является реакцией нейтра­лизации:

Fe(N0₃)₃ + ЗКОН =Fe(OH)₃ +3KN0₃;

(NH₄)₂S +H₂S0₄ = (NH₄)₂S0₄ + H₂S;

HN0₃ + NH₄OH = NH₄N0₃ + H₂0.

4. Напишите уравнение реакции в молекулярной и ионной формах между карбонатом кальция и соляной кислотой.

Практическая часть

Опыт 1. Обменные реакции в растворах электролитов

с образованием осадка

В три пробирки налейте примерно по 1-2 см³раствора хло­рида бария. В первую пробирку прилейте примерно столько же раствора(NH₄)₂S0₄, во вторую -Na₂S0₄, в третью -ZnS0₄. На­блюдайте образование осадка.

Напишите уравнения происходящих реакций в молекуляр­ной, полной ионной и сокращенной ионной формах. При напп- сании ионных реакций пользуйтесь таблицей растворимости электролитов.

Опыт 2. Обменные реакции в растворах электролитов

с образованием газов

В отдельные пробирки налейте по 1-2 см³растворов карбо­ната натрияNa₂C0₃ или карбоната калия К₂С0₃. В каждую пробирку добавьте по каплям разбавленной соляной кислоты. Что наблюдаете?

Составьте уравнения проведенных реакций в молекулярной, полной ионной и сокращенной ионной формах.

Опыт 3. Смещения равновесия

в растворах слабых кислот и оснований

под действием одноименных ионов

В пробирку до половины налейте 0,1Н раствор уксусной ки­слоты и добавьте 1-2 капли индикатора метилоранжа. Объясни­те причину изменения окраски индикатора; напишите уравнение диссоциации уксусной кислоты и выражение константы диссо­циации. Разлейте раствор на две пробирки. Одну пробирку ос­тавьте для сравнения, а в другую прибавьте немного кристалли­ческого ацетата натрия и взболтайте содержимое пробирки.

Сравните окраски обеих пробирок. Пользуясь уравнением константы диссоциации, объясните причину смещения равнове­сия в сторону недиссоциированных молекул уксусной кислоты. Сделайте соответствующие записи в журнале.

Опыт 4. Амфотерные электролиты

Налейте 1/3 пробирки раствора сульфата алюминия A1₂(S04)₃, добавьте несколько капель раствора едкого натра. Наблюдайте образование осадка гидроксида алюминия. Напишите уравнение реакций в трех формах. Полученный осадок гидроксида алюми­ния взболтайте и разлейте в две пробирки. В одну пробирку прилейте раствор соляной кислоты, а в другую - раствор едкого натра (в избытке). Наблюдайте растворение осадка в обоих слу­чаях. Напишите уравнение реакций растворения гидроксида алюминия в кислоте и щелочи. Реакции пишите в молекулярной, полной ионной и сокращенной ионной формах.

4. Гидролиз солей Теоретическое введение

§ 1. Ионное произведение воды. Водородный показатель

Диссоциация воды протекает в две стадии:

первая стадия: Н₂0 ^ Н⁺+ ОН",

вторая стадия: Н⁺+ НО"<=t Н₃0⁺, в результате чего образуется ион гидроксоиия Н₃0⁺. Для просто­ты понимания будем считать, что диссоциация воды идет только по первой стадии. Тогда для воды как для слабого электролита возможно написать выражениеконстанты duccouuauuir.

_[Н⁺]-[ОН"]

[Н₂0]

При 22°С К_днсе- 1.8 ■ 10“¹⁶. Поскольку К_диссводы ничтожно мала, приближенно можно считать концентрацию недиссоции- рованных молекул воды [Н₂0] величиной постоянной:

[Н₂0] = 1000/18,016 = 55,56 моль/л.

Подставим в уравнение К_днссчисловые значения К_лисси [Н₂0]. Тогда К_дисс= 1,8 ■ Ю”¹⁶= [ Н⁺] • [ ОН"] /55,56, откуда:

[ Н⁺•] ■ [ ОН” ] = 55,56 • 1,8 • 10~¹⁶= 10"¹⁴.

Для воды и водных растворов при одинаковой температуре произведение концентраций водородных и гидроксильных ионов есть величина постоянная, называемая ионным произведениемводы (Кц,₀).

[Н⁺] = [ОН“]= 10"⁷г-ион/л.

Растворы, в которых концентрация водородных ионов равна кон­центрации гидроксильных ионов, называются нейтральными.

В кислой среде концентрация водородных ионов больше10"⁷. Например,[Н⁺]= 10”⁶, 10"⁵, 10"⁴, ... г-ион/л.

В щелочной среде концентрация ионов водорода меньше1СГ⁷. Например, [ Н⁺] = 1СГ⁸, 10“⁹, 1(Г¹⁰, ... г-ион/л.

Поскольку ионное произведение воды в любом водном рас­творе остается постоянным [ Н⁺] • [ ОН^-] = 1СГ¹⁴, то по из­вестной концентрации Н⁺-ионов можно определить концен­трацию ОН'-ионов, и наоборот.

Пример 1. Определите характер среды раствора, если извест­но, что концентрация ионов [ ОН'] = 1(Г¹⁰г-ион/л.

Решение.Если [ ОН^-] = 1(Г¹⁰г-ион/л, тогда:

[ Н⁺] = 10“¹⁴/Ю“¹⁰= КГ¹г-ион/л.

Поскольку 10 > 1СГ⁷- среда кислая.

Для характеристики реакции среды пользуются не концен­трацией ионов водорода [ Н⁺ ], а отрицательным логарифмом концентрации ионов водорода, который называетсяводород­ным показателемиобозначается pH: pH = — lg [ Н ].

Внимательно изучите табл. 5, где показана зависимость pH сре­ды от концентрации водородных ионов.

Таблица 5

[Н+]	10"'	КГ2	1СГ3	КГ4	1(Г5	1(Г6	1(Г7		1(Г8		1(Г9	Ю'ш	кг"	10-'2	1(Г13	1(Г14
Среда	Кислая							Ней­ траль­ ная		Щелочная
рн	1	2	3	4	5	6	7		8		9	10	11	12	13	14

Как видно из табл. 5, если pH < 7 - среда кислая; pH = 7 - среда нейтральная; pH > 7 - среда щелочная. Иногда пользуются гидроксильным показателем рОН = -lg [ ОН”]; pH = рОН = 14.

Пример 2. Определите значение pH среды, если концентрация Н⁺-ионов составляет 10^ г-ион/л.

Решение.Если [ Н⁺] = Ю^-4г-ион/л, тогдаpH = -lg [10^-4] = 4.

Пример 3. Определите значение pH среды, если концентрация ОН '-ионок составляет 10^-5г-ион/л.

Решение,Если [ ОН“] = 10“⁵г-ион/л, тогда: [ Н⁺] = 10“^|4/10"⁵= = 1СГ⁹г-ион/л, а pH = 9.