Неорг химия

Опыт 6. Изучение влияния концентраций на положение химического равновесия в системе:

2CrO24- + 2H+ RCr2O72- + H2O .

Взаимное превращение хромат- ( CrO24- ) и дихромат- ( Cr2O72- ) ионов про-

исходит под влиянием изменения кислотности среды, определяемой концентрацией ионов водорода H+. Добавление в систему кислоты повышает концентрацию ионов H+, напротив, добавление щелочи вызывает связывание ионов H+ в малодиссоциирующие молекулы воды (H+ + OH- → H2O), и концентрация ионов H+ понижается.

Направление смещения равновесия легко контролировать по изменению цвета: раствор, содержащий ( CrO24- ), и раствор, содержащий ионы ( Cr2O72- ),

имеют разную окраску.

Для наблюдения указанных явлений налейте в одну пробирку 2-3 мл раствора хромата калия (K2CrO4), а в другую 2-3 мл раствора дихромата калия (K2Cr2O7) и отметьте цвет каждого из них. Оставьте обе пробирки в качестве эталонов окраски.

В третью пробирку налейте 1-2 мл хромата калия и добавьте к нему по каплям раствор серной кислоты до изменения цвета раствора. Отметьте полученный цвет, сравнивая его с цветом эталонов.

Затем к этому же раствору добавьте по каплям раствор щелочи и вновь отметьте цвет раствора, сравнивая его с эталонами.

Объясните наблюдаемые явления с помощью принципа Ле Шателье. Составьте выражение для константы равновесия данной системы. Укажите направление смещения равновесия в зависимости от увеличения или уменьшения концентрации ионов H+. Какой из двух ионов более устойчив в кислой среде? Какой – в щелочной?

Сделайте обобщенный вывод о влиянии изменения концентрации исходных и конечных веществ на положение химического равновесия.

31

Опыт 7. Изучение влияния температуры на положение химического равновесия в системе:

NH3 + H2O R NH3·H2O R NH4+ + OH − , H < 0.

Протекание прямого и обратного процессов в данной системе связано с изменением кислотно-основного характера среды. В результате протекания

прямого процесса образуются гидроксидные ионы OH- и среда становится щелочной. Обратный процесс приводит к образованию нейтральной среды (NH3 + H2O). О направлении смещения химического равновесия в данной системе можно судить по изменению цвета растворов в присутствии кислотноосновного индикатора фенолфталеина.

Прежде, чем приступать к исследованию равновесия, изучите поведение указанного индикатора в щелочной и нейтральной средах. Для этого добавьте несколько капель индикатора в пробирки, в одну из которых налит раствор щелочи, а в другую дистиллированная вода. Отметьте цвет в каждом случае.

В коническую колбу налейте 40 мл дистиллированной воды и добавьте 2 мл раствора аммиака. Прибавьте 2-3 капли фенолфталеина и перемешайте раствор (он должен быть бледно-розовым). Отлейте 1 - 2 мл полученного раствора в пробирку и нагрейте ее на спиртовке до изменения окраски. Охладите пробирку холодной водой (под краном). Отметьте характер изменения окраски.

Объясните наблюдаемые явления с помощью принципа Ле Шателье. Укажите направление смещения равновесия в зависимости от повышения или понижения температуры. Сделайте обобщенный вывод о влиянии температуры на положение равновесия.

32

Опыт 8. Изучение влияния температуры на положение химического равновесия в системе:

иод + крахмал R «иодокрахмал», H < 0.

При взаимодействии иода с крахмалом образуется окрашенное в синий цвет вещество сложного состава, которое условно назовем «иодокрахмалом».

В две пробирки налейте по 5 мл раствора крахмала и добавьте по каплям раствор иода до появления синей окраски. Одну из пробирок оставьте для сравнения, другую нагрейте. Отметьте изменение окраски. Охладите пробирку водой (под краном). Сравните цвет в обеих пробирках.

Объясните наблюдаемые явления с помощью принципа Ле Шателье. Укажите направление смещения равновесия в зависимости от повышения или понижения температуры. Сделайте обобщенный вывод о влиянии температуры на положение равновесия.

6. СОДЕРЖАНИЕ ОТЧЕТА

1.Название работы.

2.Цель работы.

3.Для опытов 1 и 2 – уравнение реакции, краткое описание опыта, таблица по форме 1, графики зависимости скоростей реакций от изучаемых в опыте факторов.

4.Для опытов 3…6 – уравнения изучаемых в опыте реакций, описание наблюдаемых явлений.

5.Выводы.

33

РАБОТА 2. ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ. РАСТВОРЫ ЭЛЕКТРОЛИТОВ. РН-МЕТРИЯ

1. ЦЕЛЬ РАБОТЫ

Исследование свойств растворов сильных и слабых электролитов. Изучение реакций в растворах электролитов и приобретение навыков составления уравнений этих реакций в молекулярном и ионно-молекулярном виде. Измерение концентраций ионов водорода в растворах электролитов.

2.ВОПРОСЫ ДЛЯ ПОДГОТОВКИ К РАБОТЕ

1.Какие вещества называются электролитами?

2.Почему растворы и расплавы электролитов являются проводниками электрического тока?

3.Что такое электролитическая диссоциация?

4.Что называют степенью диссоциации электролита?

5.Как связаны между собой степень диссоциации и константа диссоциа-

ции?

6.В чем заключается основное отличие сильных электролитов от слабых?

7.Напишите уравнения диссоциации следующих электролитов: KNO3, CuSO4, HCN, NaOH, H2S. Укажите, в каких случаях процесс идет обратимо.

8.Составьте выражения для констант диссоциации следующих электро-

литов: HCN, HNO2, NH4OH.

9.Какие химические уравнения называются молекулярными? Полными ионно-молекулярными? Краткими ионно-молекулярными?

10.По каким правилам составляют ионно-молекулярные уравнения реак-

ций?

11.Какая величина называется водородным показателем рН?

12.Какая зависимость существует между степенью диссоциации и константой диссоциации слабого бинарного электролита в разбавленных растворах?

13.Чему равно ионное произведение воды при 22 ºС?

34

3.ОСНОВНЫЕ ТЕОРЕТИЧЕСКИЕ ПОЛОЖЕНИЯ Электролиты. Электролитическая диссоциация

Электролитами называются вещества, которые при растворении в полярных растворителях (воде, спиртах и т. п.) или при плавлении полностью или частично распадаются на ионы (положительно и отрицательно заряженные частицы).

Растворы и расплавы электролитов способны проводить электрический ток и являются проводниками второго рода (прохождение в них электрического тока обусловлено перемещением ионов).

Электролитической диссоциацией называется процесс распада молекул полярных веществ или ионных кристаллов на ионы. Причиной электролитической диссоциации является взаимодействие электролита с полярными молекулами растворителя. При этом связи между атомами в молекулах или ионами в кристаллах электролитов ослабляются настолько, что происходит их распад на ионы.

Ионы в растворах существуют в сольватированном состоянии, т. е. окружены оболочкой, состоящей из молекул растворителя (сольвента). Сольватацией называется взаимодействие ионов электролита с молекулами растворителя. В водных растворах ионы находятся в гидратированном состоянии (окружены гидратной оболочкой, т. е. молекулами воды).

Процесс электролитической диссоциации в общем виде записывают как химическое уравнение вида:

An Bm R nAm+ + mBn- ,

где АnВm – недиссоциированные молекулы (для ковалентных веществ) или формульные единицы (для веществ ионного типа, кристаллические решетки которых представляют собой бесконечное чередование положительно и отрицательно заряженных ионов, поэтому термин «молекула» к ним не применим); Am+ – положительно заряженные ионы, катионы; Bn− – отрицательно заряженные ионы, анионы.

35

Степень диссоциации

Для количественной оценки электролитической диссоциации вводится величина степени диссоциации α, представляющая собой отношение количества распавшегося на ионы электролита к общему количеству электролита:

α = числопродиссоциировавшихмолекул . общеечисломолекул

Величина степени диссоциации выражается в процентах или долях еди-

ницы.

По величине степени диссоциации все электролиты делятся на сильные и слабые.

Сильные электролиты полностью диссоциируют в относительно разбавленных растворах, т. е. α 1 (100 %). У слабых электролитов степень диссоциации α ≤ 1. Величина α зависит от природы растворителя и растворенного вещества, концентрации раствора и температуры. Диссоциацию сильных электролитов можно рассматривать как необратимый процесс, диссоциацию слабых электролитов – как обратимый.

Практически все соли относятся к сильным электролитам (кроме галогенидов d-элементов). Среди кислот встречаются как сильные, например HCl, HBr, HI, HNO3, H2SO4, HClO4, HClO3, HMnO4, H2Cr2O7, так и слабые, например HF, H2S, H2SO3, HNO2, H2CO3, H3PO4, CH3COOH. Гидроксиды щелочных (NaOH, KOH, CsOH и др.), щелочно-земельных (Ba(OH)2, Sr(OH)2, Ra(OH)2 и

др.) и некоторых других (например, TlOH) металлов являются сильными электролитами. Гидроксид аммония – хорошо растворимое в воде основание, относится к разряду слабых электролитов. Вода также является очень слабым электролитом. Данные о сильных и слабых электролитах приводятся в табл. 5.

36

Пример 11. Укажите слабый электролит

1.CaCl2

2.CH3COONa

3.H3PO4

4.MnSO4

5.Cu(NO3)2

Поскольку соли относятся к сильным электролитам, то правильным ответом на вопрос является ответ 3 – слабая ортофосфорная кислота.

Кислоты в растворах диссоциируют с образованием катионов H+ и анионов кислотного остатка:

HNO3 = H+ + NO3-.

Основания диссоциируют с образованием катионов металла (или аммония NH4+) и анионов ОН-:

Ba(OH)2 = Ba2+ + 2OH-.

11 Оксиды металлов – неэлектролиты.

37

Средние соли диссоциируют в растворах на катионы металла (или катионы аммония) и анионы кислотных остатков:

Na3PO4 = 3Na+ + PO43-.

Кислые соли при диссоциации образуют катионы металла (или аммония) и гидроанион кислотного остатка:

K2HPO4 = 2K+ + HPO42-.

Основные соли в растворах диссоциируют на гидроксокатионы и анионы кислотного остатка:

AlOHSO4 = АlOH2+ + SO42-.

Двойные соли распадаются на катионы входящих в их состав металлов (или NH4+) и анионы кислотного остатка:

NH4Fe(SO4)2 = NH4+ + Fe 3+ + 2SO42-.

Обратимость диссоциации слабых электролитов

Процесс диссоциации слабых электролитов является обратимым и характеризуется равновесием диссоциации между гидратированными ионами и недиссоциированными молекулами. Равновесие диссоциации является частным случаем химического равновесия и подчиняется закону действия масс.

Константа равновесия процесса диссоциации слабого электролита, например азотистой кислоты

HNO2 R H+ + NO2-,

называется константой диссоциации электролита (КД, см. приложение 2). В случае диссоциации азотистой кислоты

где [H+], [NO2-] и [HNO2] - равновесные концентрации образовавшихся ионов и непродиссоциировавшей азотистой кислоты, моль/л.

В случае разбавленных растворов это отношение не зависит от концентрации раствора при постоянной температуре, поэтому оно является более об-

38

щей характеристикой слабого электролита по сравнению со степенью диссоциации. Чем больше величина константы диссоциации, тем в большей степени ионизировано вещество.

Смещение равновесия диссоциации

Направление смещения ионного равновесия, которое приводит к увеличению или уменьшению степени диссоциации слабого электролита, определяется по принципу Ле Шателье.

Так, если к раствору циановодородной кислоты HCN, диссоциирующей по cхеме

HCN R H+ + CN-,

добавить сильную кислоту или соль цианид натрия, это увеличит концентрацию ионов водорода Н+ или цианид-ионов CN-, соответственно, и равновесие сместится влево. Таким образом, введение в раствор одноименного иона подавляет диссоциацию слабого электролита.

При введении в раствор гидроксид-ионов ОН- в виде щелочи происходит связывание ионов Н+ кислоты в молекулу слабого электролита - воды, равновесие при этом смещается вправо. Уменьшение концентрации ионов слабого электролита путем связывания их в малодиссоциированные соединения также усиливает диссоциацию слабого электролита.

Индикаторы

Для качественного определения характера среды используют различные кислотно-основные индикаторы – вещества, изменяющие свою окраску в зависимости от кислотности среды (величины рН). Индикаторы – это слабые кислоты или основания, недиссоциированная (молекулярная) и диссоциированная (ионная) формы которых имеют разную окраску.

Так, индикатор фенолфталеин представляет собой слабую органическую кислоту HR, диссоциирующую в водном растворе по схеме

39

HR R H+ + R-.

бесцветный малиновый При добавлении щелочи равновесие сильно смещается вправо (концентрация

ионов H+ понижается в результате связывания их гидроксидными ионами OH-), что приводит к появлению малиновой окраски раствора. Поэтому фенолфталеин в щелочной среде малиновый. При добавлении кислоты концентрация ионов H+ повышается и равновесие смещается влево – раствор обесцвечивается.

Реакции в растворах электролитов

Поскольку многие химические соединения в растворе подвергаются электролитической диссоциации, то и реакции с их участием являются результатом взаимодействия не только молекул, но и ионов. Очевидно, это целесообразно учитывать и при составлении химических уравнений. Подобные уравнения реакций называются ионно-молекулярными уравнениям.

При составлении ионно-молекулярных уравнений следует руководствоваться следующими правилами.

Химические формулы хорошо растворимых, сильных электролитов, существующих в растворах преимущественно в диссоциированном виде, в ионномолекулярных уравнениях записываются в ионной форме, т. е. в виде ионов, образующихся в результате их диссоциации.

В молекулярной форме следует записывать формулы следующих соединений:

1.Слабых электролитов и неэлектролитов;

2.Газообразных и летучих веществ;

3.Трудно- и малорастворимых веществ (см. приложение 3).

Для составления ионно-молекулярного уравнения необходимо:

–записать молекулярное уравнение реакции (рассматриваемые реакции относятся к разряду реакций обмена);

40