3. Добування та властивості оснόвних солей

В пробірку налити 2-3мл розчину купрум (ІІ) сульфату і краплями, при перемішуванні (струшуванням пробірки після кожної доданої краплі), додавати розведений розчин натрій гідроксиду до утворення осаду. Записати спостереження та рівняння реакції, після чого половину одержаної суміші перелити в другу пробірку, додати до неї рівний об'єм концентрованого розчину натрій гідроксиду і записати, як при цьому змінюється колір осаду. Нагріти суміш в обох пробірках до кипіння. Записати спостереження та рівняння реакцій, які стали причиною змін, що відбулися, зробити висновок про термічну стійкість одержаних речовин.

ЛАБОРАТОРНА РОБОТА № 4

Дослідження залежності швидкості реакції від концентрації реагентів

Ш

часу: (4.1), або

(4.2),

видкість реакції v виражається зміною концентрації її учасників за одиницю

де с₁ > с₂ - концентрації реагентів, а х₁ < х₂ - концентрації продуктів реакції в моменти часу ₁ і ₂.

Швидкість гомогенних реакцій прямо пропорційна частоті зіткнень реагуючих частинок, що зростає з ростом концентрації реагентів. Для реакції aA+bB  cC+dD вказана закономірність виражається кінетичним рівнянням

V = k·с^a(A)·с^b(B) (4.3),

де k – константа швидкості реакції.

Рівняння (4.3) є математичним виразом закону діючих мас:

при сталій температурі швидкість простих гомогенних реакцій прямо пропорційна добутку концентрацій реагентів, взятих в степенях, рівних коефіцієнтам при цих речовинах в хімічному рівнянні реакції.

k залежить від температури та від природи реагентів, але не залежить від їх концентрації. Із рівняння (4.3) видно, що k стає рівною V при с(А) = с(В) = 1, тобто k – це швидкість реакції при концентраціях реагентів, рівних 1моль/л.

У випадку складних реакцій, що відбуваються як сукупність послідовних або паралельних елементарних актів з утворенням проміжних продуктів, закон діючих мас дійсний для кожного з елементарних актів, але не для реакції в цілому.

Внаслідок теплового руху молекул газів частота їх зіткнень між собою за звичайних умов настільки висока, що, якби всі такі зіткнення приводили до хімічних перетворень, то всі реакції між газами відбувались би миттєво, вибухоподібно. Насправді ж реагують тільки активні молекули, тобто ті, чия кінетична енергія достатня для подолання взаємного відштовхування їх однаково заряджених електронних оболонок і зближення на відстань, на якій стає можливим перерозподіл електронної густини між їх атомами, тобто хімічна реакція. Число таких активних молекул, а, отже, і швидкість реакцій, різко зростають з ростом температури. Залежність швидкості реакцій від Т приблизно виражається правилом Вант-Гоффа:

зміна температури на кожні 10 градусів приводить до зміни швидкості реакції в 2 - 4 рази (4.4) : V₂ = V^. ^Т/10 (4.4),

де : 2    4 – температурний коефіцієнт реакції; V₂ і V₁ – швидкість реакції при температурах Т₂ і Т₁; Т = Т₂ – Т₁.

Швидкість реакцій різко змінюється в присутності каталізаторів,тобто речовин, які беруть участь в реакції, впливають на її швидкість, але після закінчення реакції їх стан і кількість залишаються незмінними. Зміна швидкості реакції під впливом каталізаторів називається каталізом. Каталіз називається позитивним, якщо реакція прискорюється, і негативним, якщо реакція сповільнюється. Якщо каталізатор перебуває в одній фазі з реагентами, каталіз називається гомогенним. При гетерогенному каталізі каталізатор є самостійною фазою, на поверхні якої і відбувається реакція. Причиною прискорення реакцій в присутності каталізаторів є зниження енергії активації .

Реакції, які в залежності від умов можуть відбуватися в двох протилежних напрямках, називаються оборотними. Реакція, яка в рівнянні реакції записана зліва направо, називається прямою. Реакція в протилежному напрямку називається зворотною. Обидві назви умовні і залежать від того, які речовини були вихідними. Швидкості прямої та зворотної реакцій в системі aA + bB L cC + dD

виражаються кінетичними рівняннями = ·c^a(A)·c^b(B) та = ·c^c(C)·c^d(D).

В ході реакції концентрації вихідних речовин, а, отже, і швидкість прямої реакції, зменшуються, а для зворотної реакції – навпаки. Через деякий час в системі встановлюється хімічна рівновага, тобто стан, в якому швидкості прямої та зворотної реакцій однакові. В такому стані обидві реакції не припиняються, тобто хімічна рівновага є динамічною, але внаслідок рівності = концентрації учасників рівноваги залишаються сталими і називаються рівноважними. Рівноважні концентрації речовин можна позначати їх хімічними формулами, взятими в квадратні дужки. На основі сказаного для стану рівноваги можна записати

(4.5).

[A]^a · [B]^b = [C]^c [D]^d, звідки

Величина К називається константою рівноваги, її значення залежить від температури та природи реагентів, але не залежить від їх вихідних концентрацій.

Якщо змінити хоча б одну з умов, за яких система перебуває в рівновазі, швидкості прямої та зворотної реакцій зміняться неоднаково, рівновага порушиться. Через деякий час знову настане рівновага, але вже за нових умов, рівноважні концентрації її учасників вже будуть іншими. Перехід системи з одного стану рівноваги в інший називається зміщенням рівноваги, напрям якого визначається принципом Ле Шательє (1884р.): при зміні умов, за яких система перебуває в рівновазі, рівновага зміщується в напрямку перебігу процесів, що протидіють цій зміні. Отже:

• при збільшенні концентрації одного з реагентів рівновага зміститься в бік реакції (або реакцій), в яких цей реагент витрачається;

• при нагріванні рівновага зміститься в напрямку ендотермічної реакції;

• в рівноважній системі з участю газів при збільшенні загального тиску рівновага зміститься в напрямку реакцій, які ведуть до зменшення загальної кількості газів n (г) в системі (тобто до зменшення тиску) ;

• якщо в результаті прямої та зворотної реакцій кількість газів в системі не змінюється, зміна загального тиску на стан рівноваги в такій системі не впливає.

Каталізатори впливають тільки на швидкість досягнення системою стану рівноваги, але не впливають на рівноважні концентрації реагентів.

Гетерогенні реакції відбуваються не в усьому об'ємі системи, а тільки на поверхні розділу фаз. Тому швидкість гетерогенних реакцій прямо пропорційна площі поверхні розділу фаз і зростає з ростом ступеня подрібнення конденсованої (твердої або рідкої) фази, адже чим дрібніші частинки, тим більша їх сумарна поверхня.

В кінетичні рівняння швидкості гетерогенних реакцій концентрація твердої фази (яка залишається сталою незалежно від кількості твердої фази в системі) як самостійна величина не входить, вона враховується в значенні константи швидкості k. Напр., для реакції С(тв) + Н₂О(г)  СО(г) + Н₂(г), яка описує виробництво «водяного газу» шляхом продування водяної пари через розжарене вугілля, V = k·c(H₂O,г), тобто швидкість цієї реакції не залежить від кількості вугілля, а тільки від концентрації (тиску) водяної пари.

Константа рівноваги СаСО₃(к) L СаО(к) + СО₂(г) виражається рівнянням К = с (СО₂), тобто стану рівноваги в даній системі при кожній даній Т відповідає певна концентрація СО₂ незалежно від кількостей СаСО₃ та СаО.

ЕКСПЕРИМЕНТАЛЬНА ЧАСТИНА

В даній роботі досліджується залежність швидкості реакції самоокиснення-самовідновлення натрій тіосульфату в кислому середовищі за рівнянням

Na₂S₂O₃ + H₂SO₄  Na₂SO₄ + SO₂ + S + H₂O

від його концентрації. Швидкість цієї реакції оцінюється за величиною проміжку часу від змішування реагентів до моменту появи видимого помутніння розчину внаслідок виділення "колоїдної" сірки. Для виконання досліду потрібні секундомір, три конічних колби місткістю 50мл та три бюретки, заповнені: одна – 0,05н розчином Na₂S₂O₃, друга – 1н розчином H₂SO₄, третя – дистильованою водою.

З відповідних бюреток в колби налити: в першу – 5мл розчину Na₂S₂O₃ та 10мл води; в другу – 10мл розчину Na₂S₂O₃ та 5мл води; в третю –15мл розчину Na₂S₂O₃ .

В першу пробірку швидко відміряти з бюретки 5мл розчину H₂SO₄ і струснути пробірку (для перемішування реагентів), одночасно відмітивши за секундоміром момент змішування реагентів. Уважно спостерігати за реакційною сумішшю, щоб помітити момент початку помутніння розчину і записати проміжок часу від моменту додавання кислоти до початку помутніння суміші. Повторити описані дії з другою та третьою пробірками, результати спостережень занести в табл. 4.1.

Таблиця 4.1.

№ колби	Об"єм, мл			Відносна концентрація Na2S2O3,	Час,  , с	Відносна швидкість реакції, с–1
	розчину Na2S2O3, а	води, b	розчину H2SO4, d
1	5	10	5
2	10	5	5
3	15	-	5

За даними таблиці побудувати графік залежності відносної швидкості реакції від відносної концентрації натрій тіосульфату.

ЛАБОРАТОРНА РОБОТА № 5.

Приготування розчину хлоридної кислоти та визначення його концентрації титруванням

Гомогенна система, що складається з двох чи більше компонентів (речовин), називається розчином. Один з компонентів, агрегатний стан якого співпадає з агрегатним станом розчину, називається розчинником.

Концентрація речовини в розчині – це кількість речовини в одиниці маси або об'єму розчину або розчинника. Розчин, в якому частинки (молекули або йони) розчиненої речовини перебувають в рівновазі з її нерозчиненим надлишком, називається насиченим. Розчин, в якому концентрація розчиненої речовини нижча, ніж в насиченому, називається ненасиченим. Концентрація речовини в насиченому розчині є мірою її розчинності в даному розчиннику за даних умов. Найчастіше розчинність виражається в г речовини, що розчиняється в 100г розчинника (коефіцієнт розчинності k_s , г/100г). Якщо k_s >1, речовина вважається розчинною, якщо 0,001  k_s  1, то малорозчинною, якщо ж k_s < 0,001 – практично нерозчинною. Найважливіші способи вираження складу розчинів:

• Масова частка речовини в розчині  (реч) дорівнює відношенню маси речовини

до маси розчину (безрозмірна величина – за рівнянням 5.1, або виражена в % – за рівнянням 5.2) :

(реч) = = (5.1); с_%(реч) = (5.2),

де m – маса,  – густина, а V – об'єм розчину.

• Молярна частка речовини в розчині (реч) (безрозмірна величина) дорівнює відношенню кількості розчиненої речовини) n(реч) до загальної кількості речовини всіх компонентів і розчину n_i: (реч) = n(реч) / n_i (5.3).

• Молярна концентрація або молярність речовини в розчині (с(реч,) моль/м³ або моль/л, скорочене позначення «М») – це відношення кількості розчиненої речовини n(реч) до об'єму розчину V :

с(реч) = (5.4); або c(реч) = (5.5).

Вираз «одномолярний розчин сірчаної кислоти» можна записати:

с(Н₂SO₄) = 1моль/л, або с(Н₂SO₄) = 1M.

• Молярна концентрація еквівалентів речовини с_Е(реч) дорівнює відношенню кількості моль еквівалентів розчиненої речовини n_Е(реч) до об'єму розчину V, виражається в моль/л, точніше мольекв/л (скорочене позначення–«н»):

с_Е(реч) = (5.6); або с_E(реч) = (5.7).

Записи с_Е(Н₃РО₄)=0,1мольекв/л, або с_н(Н₃РО₄)=0,1н читають: децинормальна Н₃РО₄.

• Моляльність речовини в розчині с_m(реч) – це відношення кількості розчиненої

речовини n(реч) до маси розчинника m_s, виражається в моль/кг :

с_m(реч) = (5.8), або с_m(реч) = (5.9).

Запис с_m(CaCl₂) = 0,03 моль/кг читається : «трисантимоляльний розчин СаСl₂».

• Титр речовини в розчині Т(реч) (одиниця – г/мл) дорівнює масі розчиненої

речовини в 1мл розчину : Т(реч) = m(реч)/V (5.10).

Різні способи вираження складу розчинів зв'язані між собою, напр.:

(5.11); (5.12); с_Е(реч)=z ^.c(реч) (5.13).

Із (5.6) випливає n_E(реч)=c_E(реч)·V. Це означає, що молярні концентрації еквівалентів c_E і об’єми V розчинів (1) і (2), які містять однакову кількість мольеквівалентів розчиненої речовини (тобто для яких n_E(1) = n_E(2)), зв’язані співвідношеннями :

V(1)·c_Е(1) = V(2)·c_Е(2) (5.14); (5.15).

Аналогічно зв’язані об’єми V та молярності с розчинів, в яких містяться однакові кількості n розчинених речовин: V(1)c(1) = V(2)c(2) (5.16).

Рівняння (5.14) та (5.15) виражають закон еквівалентів для розчинів :

об’єми реагуючих між собою без залишку розчинів обернено пропорційні їх нормальностям (молярним концентраціям еквівалентів). Цей закон є основою розділу аналітичної хімії, який називається об’ємним аналізом. Основним експериментальним прийомом об"ємного аналізу є титрування, тобто поступове додавання із бюретки титрованого розчину (розчину реагента точно відомої нормальності с_н(1) ) до точно відміряного об"єму V(2) розчину другого реагента невідомої концентрації в присутності індикатора до зміни кольору або помутніння розчину. Вказані зміни свідчать про досягнення в розчині точки еквівалентності, тобто стану, коли n_E(1) стає рівним n_E(2). Знаючи V(2), с_н(1) та встановивши титруванням V(1), за законом еквівалентів для розчинів розраховують нормальність розчину другого реагента с_н(2).

ЕКСПЕРИМЕНТАЛЬНА ЧАСТИНА

В даній роботі із вихідного розчину хлоридної кислоти густиною ₁ треба приготувати V(2)мл кислоти даної нормальності с_н(2) та перевірити його концентрацію титруванням. Величини ₁, V(2) та с_н(2) студентам дає викладач.

Виконанння роботи

1. За таблицею 5.1 визначити масову частку НСl в вихідному розчині с_%(1).

Таблиця 5.1.

с%(HCl), %	4	8	12	16	20	24	28
, г/см3	1,019	1,039	1,059	1,079	1,100	1,121	1,142

2. За рівнянням (5.13) визначити нормальність вихідного розчину:

с_н(1)=

3. За рівнянням (5.16) знайти об"єм вихідного розчину V₁, в якому міститься

необхідна кількість НСl:

V(1) c_Е(1) = V(2) c_Е(2), звідки

4. Мірну колбу об"ємом V(2) приблизно наполовину заповнити дистильованою водою, після чого із бюретки додати в колбу розрахований об"єм V(1) вихідного розчину кислоти, струснути колбу і довести дистильованою водою рівень розчину в ній до кільцевої позначки на її звуженому горлі (кільцева позначка, нижній край меніску рідини і око спостерігача повинні бути на одній горизонтальній лінії). Нормальність приготованого розчину тільки приблизно буде рівна розрахованій.

5. Уточнити концетрацію приготованого розчину титруванням. Для цього:

• чисту піпетку на 10 або 15мл сполоснути досліджуваним розчином, після чого відміряти нею 10 або 15 мл досліджуваного розчину в конічну колбу для титрування і додати в неї 2-3 краплі розчину індикатора – фенолфталеїну;

• заповнити бюретку титрованим розчином NaOH до нульової позначки;

• сісти і встановити бюретку на лабораторному столі так, щоб було зручно одною рукою тримати кран (або інший запираючий пристрій) бюретки, а другою тримати колбу для титрування так, щоб носик бюретки входив у колбу на 1-2см;

• помістити під колбою білий аркуш паперу (екран);

• постійно перемішуючи розчин плавним круговим рухом колби, додавати в колбу титрований розчин лугу краплями із бюретки до моменту, коли від одної краплі доданого лугу розчин набуде блідорожевого кольору, який зберігається при перемішуванні протягом 15-20 секунд. Це свідчить, що вся кислота в колбі нейтралізована еквівалентною кількістю лугу, а від останньої краплі розчин став слабко лужним (в сильно лужному середовищі фенолфталеїн має яскраво малиновий колір). При тривалішому перемішуванні розчин знебарвлюється внаслідок нейтралізації незначного надлишку лугу вуглекислим газом із повітря.

• об"єм лугу V(л), затрачений на титрування першої проби кислоти V(к), вважати приблизним і повторити титрування не менше трьох разів. Перед відбором кожної наступної проби колбу для титрування двічі сполоснути дистильованою водою, при повторних титруваннях до 90% об"єму лугу, затраченого на перше титрування, додавати в колбу швидко, а останні 10% (1мл) – дуже повільно, щоб якомога точніше встановити кінець титрування. Розбіжність між результатами останніх трьох титрувань не повинна перевищувати 0,1мл;

• знайти середнє арифметичне значення результатів трьох останніх точних титрувань (V_сер(л)) і за рівнянням (5.14) точну нормальність приготованого розчину кислоти:

V_сер(л)·c_н(л) = V(к)·c_н(к), звідки

ЛАБОРАТОРНА РОБОТА № 6.

Реакції обміну в розчинах електролітів

Сполуки, розчини або розплави яких проводять електричний струм, називаються електролітами.

Розпад електролітів на заряджені частинки – йони називається електролітичною дисоціацією. Електроліти, які в водних розчинах повністю йонізовані, називають сильними. До них відносяться легкорозчинні в воді солі та основи. З найважливіших кислот сильними електролітами є: HCl, HBr, HI, H₂SO₄, HNO₃, HClO₄. Електроліти, які в водних розчинах лише частково розпадаються на йони, називаються слабкими. До них відносяться більшість органічних кислот та основ, а з неорганічних сполук – амфотерні гідроксиди (амфоліти), вода, малорозчинні солі, кислоти та основи, водні розчини HF, H₂S, NH₃, CO₂, НСN, силікатні кислоти.

При розчиненні в воді йонних кристалів, напр. KCl, з їх поверхні внаслідок йон-дипольної взаємодії з молекулами води відриваються гідратовані йони, що описується термохімічним рівнянням :

KCl (к) ^Н2О К⁺(водн.) + Cl^– (водн.).

В ненасичених водних розчинах сильних електролітів існують тільки гідратовані йони, що підкреслюється вживанням в рівняннях їх дисоціації знаку “” або «  » : HCl  H⁺ + Cl^– ; KCl  K⁺ + Cl^– ; CaCl₂  Ca²⁺ + 2Cl^– .

В рівняннях дисоціації слабких та малорозчинних твердих електролітів, а також у випадку насичених розчинів необхідно вживати знак оборотності « L »:

СаСО₃ L Са²⁺ + СО₃^2– ; Са₃(РО₄)₂ L 3Са²⁺ + 2РО₄^3–; КСl (к) L К⁺ + Сl^– .

Йонізація в воді сильних кислот НХ описується рівняннями:

Н Н

O: Н^+–Х^–  [ О⁺––Н]⁺(водн) +Х^– (водн) ; Н₂О + НХ ^ Н₃О⁺ + Х^– ,

H H

або скорочено: НХ ^ Н⁺ + Х ^–.

Здатність електролітів розпадатися на йони кількісно характеризується значенням їх ступеня дисоціації , який дорівнює відношенню кількості йонізованої речовини n(йоніз) до загальної кількості цієї речовини n в розчині.

Ступінь дисоціації може виражатися як частка від цілого (6.1), або в % (6.2):

 = (6.1) ;  = % = % (6.2),

де с - загальна молярна концентрація електроліту, а c(йоніз) – молярна концентрація йонізованого електроліту.

За визначенням істинний ступінь дисоціації (_іст) сильних електролітів дорівнює одиниці. Проте ступінь дисоціації сильних електролітів, визначений на основі вимірювань електропровідності їх не дуже розведених розчинів (_{позірний}), нижчий від істинного, і наближається до нього тільки при розведенні розчину (табл. 6.1.).

Таблиця 6.1.

с (НСl), моль/л	1,0	0,1	0,01	0,001	c  0
позірний	0,78	0,92	0,972	> 0,99	поз 1

Нерівність _поз < _іст пояснюється тим, що в водних розчинах кожний гідратований йон оточений гідратованими йонами протилежного знаку, які утворюють його «йонну атмосферу». В зовнішньому електричному полі негативно заряджений йон (аніон) притягується до позитивно зарядженого електрода, а його «катіонна атмосфера» – до негативного електрода, що гальмує рух йонів і знижує електропровідність. Таким чином, активна концентрація або активність йонів а, яка проявляється в значенні електропровідності розчину, виявляється меншою, ніж їх істинна концентрація с(йон). Активність та істинна концентрація йонів зв’язані співвідношенням а = fc(йон), де f  1– коефіцієнт активності йона. При розведенні розчинів (с0) середні відстані між йонами збільшуються, і взаємне притягання протилежно заряджених йонів послаблюється, тому f0, і а с (йон).

Константа рівноваги між молекулами та гідратованими йонами слабкого електроліту в розчині називається константою дисоціації К_д.

Для рівноваги СН₃СООН L СН₃СОО^– + Н⁺ : К_д

Отже, константа дисоціації слабкого молекулярного електроліту дорівнює відношенню добутку молярних концентрацій йонів до молярної концентрації недисоційованих молекул. Значення К_д залежить від температури, природи електроліту та розчинника, але не залежить від концентрації електроліту, тому служить мірою відносної сили слабких електролітів. Залежність ступеня дисоціації слабких електролітів від їх молярної концентрації виражається законом розведення Оствальда: з розведенням розчинів ступінь дисоціації електролітів зростає,

К_д  ²с (6.3), або  = (6.4).

В вираз константи гетерогенної рівноваги концентрація твердої фази як самостійна величина не входить, тому в насиченому розчині малорозчинного твердого електроліту при сталій температурі добуток молярних концентрацій його йонів, взятих в степенях, рівних коефіцієнтам в рівнянні його йонізації, є величина стала і називається його добутком розчинності ДР.

Напр., для Сa₃(PO₄)₂ L 3Ca²⁺ + 2PO₄^3– ДР(Сa₃(PO₄)₂) = [Ca²⁺]^{3 .}[PO₄^3–]² .

Значення ДР є мірою відносної сили і одночасно розчинності малорозчинних твердих електролітів.

В молекулярних рівняннях (МР) реакцій обміну не враховується реальний стан електролітів в розчині. Суть таких реакцій точніше описується йонно-молекулярними рівняннями (ЙМР), в яких сильні електроліти записуються як сума йонів, у вигляді яких вони перебувають в розчинах, а слабкі – в молекулярній формі.

Приклади: 1) СаCl₂ + 2AgNO₃ ^ Са(NO₃)₂ + 2AgCl –– МР;

Са²⁺ + 2Cl^– + 2Ag⁺ + 2NO₃^{– } Са²⁺ + 2NO₃^– + 2AgCl – повне ЙМР;

Cl^– + Ag^{+ } AgCl – скорочене ЙМР.

Отже, реакції обміну між електролітами в розчинах відбуваються в напрямі утворення слабких електролітів.

2) K₂S + 2CH₃COOH  H₂S + 2CH₃COOK –– МР;

2K⁺ + S^2– + 2CH₃COOH  H₂S + 2CH₃COO^– + 2K⁺ – повне IМР;

S^2– + 2CH₃COOH  H₂S + 2CH₃COO^– – скорочене ЙМР.

Тут в кінцевому розчині перебувають два слабких електроліти, але рівновага між ними сильно зміщена в бік утворення слабкішого з них : К_д(Н₂S) << К_д(СН₃СООН).

Отже, якщо в розчині можливе утворення кількох слабких електролітів, то між ними встановлюється рівновага, зміщена в бік утворення найслабкішого з них, тобто електроліту з мінімальним значенням К_д, ДР або К_нест.

ЕКСПЕРИМЕНТАЛЬНА ЧАСТИНА

1. Реакції з утворенням малорозчинних твердих електролітів

Встановити в штативі 3 пробірки. В одну з них налити 1мл (10 крапель) розчину натрій сульфату, в другу – стільки ж розчину цинк сульфату, а в третю – розведеної сульфатної кислоти, після чого у всі пробірки додати рівний об"єм барій хлориду. Записати спостереження та молекулярні і йонно-молекулярні рівняння реакцій, які стали причиною змін, що спостерігалися.

2. Залежність швидкості реакцій від сили електролітів

В дві пробірки помістити невелику кількість (на кінчику шпателя) кальцій карбонату і додавати краплями в одну з пробірок розведений розчин хлоридної, а в другу – ацетатної кислот однакової нормальності до розчинення карбонату. Записати спостереження та молекулярні і йонно-молекулярні рівняння реакцій, пояснити причини різної швидкості виділення газу в різних пробірках.

2. Реакції з утворенням розчинних слабких електролітів

а) Налити в пробірку  1мл концентрованого розчину амоній хлориду і додати до нього стільки ж концентрованого розчину натрій гідроксиду. Встановити (за запахом), який газ при цьому виділяється.

б) Налити в пробірку  1мл концентрованого розчину натрій ацетату і додати до нього стільки ж розведеної сульфатної кислоти. Встановити (за запахом), яка речовина при цьому утворюється. Записати молекулярні та йонно-молекулярні рівняння реакцій.

2. Добування та властивості амфолітів

В пробірку налити 2-3мл розчину алюміній сульфату і краплями при перемішуванні (струшуванням пробірки після кожної доданої краплі) додавати розведений розчин натрій гідроксиду до утворення осаду. Половину одержаної суміші перелити в другу пробірку. В одну з пробірок додати рівний об'єм розчину хлоридної (хлороводневої) кислоти, в другу – стільки ж концентрованого розчину натрій гідроксиду. Записати спостереження, молекулярні та йонно-молекулярні рівняння реакцій. Зробити висновок про напрям зміщення рівноваги дисоціації алюміній гідроксиду в залежності від характеру середовища.

2. Зміщення рівноваги електролітичної дисоціації слабких електролітів

під впливом однойменних йонів

а) До 2-3мл насиченого розчину кальцій сульфату додати 1-2мл концентрованого розчину кальцій хлориду. Записати та пояснити спостереження, керуючись принципом Ле Шательє.

б) В дві пробірки налити по  2мл розведеної ацетатної кислоти і додати по 2-3 краплі розчину метилоранжу. В одну з пробірок додати трошки кристалічного натрій ацетату і струснути її для перемішування розчину. Записати спостереження, пояснити причину зміни забарвлення індикатора, керуючись принципом Ле Шательє.

ЛАБОРАТОРНА РОБОТА № 7.

Електролітична дисоціація води та визначення рН розчинів

В чистій воді має місце дуже сильно зміщена вліво динамічна рівновага електролітичної дисоціації (автойонізації, автопротолізу) води

2Н₂О L Н₃О⁺ + ОН^–, або спрощено Н₂О L Н⁺ + ОН^– (7.1).

Значення константи цієї рівноваги при 25 ⁰С, розраховане за електропровідністю води К_д(Н₂О) = = 1,810^–16(моль/л), (7.2).

свідчить, що вода є дуже слабким амфотерним електролітом (амфолітом).

Оскільки К_д(Н₂О) дуже мала, можна вважати, що концентрація недисоційованих молекул [H₂O] = с(Н₂О) =

Переписавши рівняння (7.2) у вигляді [H⁺][OH^–] = К_д(Н₂О)[H₂O] і підставивши числові значення, одержимо:

[H⁺][OH^–] = 1,810^–16 моль/л1000г /(18гмоль^–11л) = 10^–14(моль/л)².

Отже, при сталій температурі в воді і водних розчинах добуток молярних концентрацій йонів водню (гідроксонію) та гідроксид-йонів є величина стала і називається йонним добутком води Кн₂о = [H⁺][OH^–] (7.3).

З ростом Т рівновага дисоціації води зміщується в бік ендотермічного процесу (розриву зв’язків), тобто йонний добуток води зростає (див. табл. 7.1).

Таблиця 7.1.

t, 0C	0	25	100
Kн2о	1,1 10–15	10–14	5,510–13

Із рівнянь 7.1 і 7.3 очевидно, що в чистій воді та в нейтральних розчинах при t 25⁰С

[H⁺] = [OH^–] = = = 10^–7 (моль/л ).

В кислих розчинах [H⁺] > [OH^–], тобто [H⁺] > 10^–7моль/л, а [OH^–] < 10^–7моль/л, в лужних – навпаки. В розрахунках замість дуже маленьких абсолютних значень концентрацій йонів та констант йонних рівноваг зручніше користуватися їх десятковими логарифмами з протилежним знаком та позначенням p = – lg.

Застосувавши це позначення до йонного добутку води, одержимо :

– lgKн₂о = – lg[H⁺] – lg[OH^–] = – lg 10^–14,

pKн₂o = pH + pOH = 14 (7.4).

Величина рН = – lg[H⁺] називається водневим, а рОН = – lg[OH^–] – гідроксидним показниками води. Рівняння 7.4 можна вважати логарифмічною формою йонного добутку води. В точних розрахунках рН користуються активністю a йонів: рН = – lga(H⁺).

Дуже приблизно кислотно-основні властивості водних середовищ можна оцінити за допомогою кислотно-основних індикаторів. Індикатори – це органічні барвники (за властивостями – слабкі органічні кислоти або основи), які змінюють забарвлення, реагуючи з Н⁺ або ОН^– (табл. 7.2). Таблиця 7.2.

Кольори та інтервали переходу деяких індикаторів.

Індикатор	Колір, інтервал переходу
метилоранж	червоний, рН < 3,1	оранжевий, 3,1< рН < 4,4	жовтий, рН>4,4
лакмус	червоний, рН < 5	фіолетовий, 5 < рН < 8	синій, рН > 8
фенолфталеїн	безбарвний, рН < 8	блідо-малиновий, 8,2 < рН < 9,8	малиновий, рН > 9,8

Спеціально підібрана суміш індикаторів (універсальний індикатор) змінює колір при зміні рН на одиницю. З вищою точністю рН вимірюють за допомогою спеціальних приладів – рН-метрів, або розраховують за формулами (табл. 7.3). Таблиця 7.3.

Формули для розрахунку рН розчинів одноосновних кислот та однокислотних основ

Електроліт	сильна кислота	слабка кислота	сильна основа	слабка основа
Формула	рН= – lg c*	рН = (рКд – lgc)	рН = 14 – рОН; рН = 14 + lg c	рН =14 – (рКд – lg c)

* с – загальна молярна концентрація електроліту.

ЕКСПЕРИМЕНТАЛЬНА ЧАСТИНА

1. Розрахувати та визначити експериментально за універсальним індикаторним папером та за допомогою рН-метра рН розчинів кислот та основ різної концентрації (концентрація вказується викладачем), наведених в таблиці 7.4. Для визначення рН в пробірку відібрати 1-2мл досліджуваного розчину, змочити ним смужку універсального індикаторного паперу і, негайно порівнявши його колір з еталонною шкалою кольорів, записати рН розчину. Визначення рН за допомогою рН-метра виконувати з викладачем. Результати занести в таблицю 7.4, порівняти, зробити висновки про точність цих методів.

Таблиця 7.4.

	с,	Формула для	Значення	рН
Електроліт	моль/л	обчислення рН	розраховане	за універсальним індикатором	за рН-метром
НСl	…….
CH3COOH	…….
NaOH	…….
NH4OH	……
НСl	c2 = 0,1c
CH3COOH	c2 = 0,1c

2. Приготувати розчини НСl та CH₃COOH в 10 разів меншої концентрації. Для цього в мірну колбу на 100мл відібрати піпеткою 10мл вихідного розчину і долити дистильованої води до кільцевої позначки на її горлі. Розрахувати, визначити за універсальним індикаторним папером та занести в таблицю 7.4 рН приготованих розчинів. Чи однаково зміниться рН розчинів різних кислот після їх розведення в 10 разів? Чому?

ЛАБОРАТОРНА РОБОТА № 8.

Дослідження гідролізу солей

Гідроліз солей – це обмінна реакція солей з водою, в результаті якої утворюються слабкі електроліти, і, як правило, змінюється рН розчинів.

Гідроліз солей – дуже поширений різновид йонно-молекулярних рівноваг, який має велике практичне значення. Напр., гідроліз солей алюмінію та феруму (ІІІ) є причиною підвищеної кислотності болотних грунтів. Гідроліз солей цементного клінкеру – один із основних фізико-хімічних процесів, що відбуваються при схоплюванні та твердінні цементних будівельних розчинів.

За визначенням гідролізуються тільки солі, до складу яких входять залишки слабких кислот та /або основ. При розчиненні таких солей в воді йони – залишки слабких кислот або основ, приєднуючи йони води протилежного знаку, перетворюються в відповідний слабкий електроліт і порушують рівновагу між йонами Н⁺ та ОН^–, в результаті чого змінюється рН розчинів.

Напр., натрій нітрит в розчині повністю йонізується : NaNO₂ ^ Na⁺ + NO₂^–.

Йони Na⁺, як залишки сильної основи NaОН, в водному середовищі не можуть приєднувати йони ОН^–, тоді як частина йонів NO₂^–, приєднуючи Н⁺-йони, перетворюються в молекули слабкої кислоти НNO₂. В розчині встановлюється рівновага 8.1,

NO₂^– + Н₂О L НNO₂ + ОН^–, рН > 7 (8.1)

 Вода, як слабкий електроліт, в основному рівнянні

Н⁺ + ОН^– записується в молекулярній формі, а рівновага її

дисоціації для наочності вказана збоку.

зміщена в напрямку слабкішого із присутніх в розчині слабких електролітів, тобто води: К_д(Н₂О)=1,810^–16 << К_д(НNO₂)=410^–4. Це означає, що лиш незначна частка йонів NO₂^–, приєднуючи йони Н⁺, перетворюється в молекули НNO₂. Але, враховуючи дуже низьке абсолютне значення [Н⁺] в воді, це приводить до її різкого зниження. Одночасно в стільки ж разів, як це випливає із Кн₂о = [H⁺][OH^–], зростає [OH^–]. Таким чином, в розчинах солей, що складаються із залишків сильної основи та слабкої кислоти, рН > 7, тому такі солі є гідролітично основними.

Кількісно гідроліз солей характеризується значеннями ступеня та константи гідролізу. Ступенем гідролізу _г солі називається відношення молярної концентрації гідролізованої солі с(гідр) до загальної молярної концентрації солі с в розчині (8.2).

Константа гідролізу К_г солі дорівнює відношенню йонного добутку води до константи дисоціації слабкого електроліту, що утворюється при гідролізі (8.3). Ступінь та константа гідролізу солі зв’язані залежністю, аналогічною закону розведення Оствальда (8.4) :

_г = (8.2); К_г= (8.3); _г = (8.4).

В розчині солі слабкої основи та сильної кислоти, напр., амоній нітрату NH₄NO₃ ^ NH₄⁺ + NO₃^–,

в обмінну реакцію з водою вступає йон – залишок слабкої основи (підкреслений), і встановлюється рівновага NH₄⁺ + Н₂О L NH₃·Н₂О + H⁺ , рН < 7,

сильно зміщена в напрямку слабкішого електроліту, тобто води.

Хоча в розчині утворюються гідратовані молекули аміаку NH₃Н₂О, традиційно рівняння гідролізу солей амонію часто записують як NH₄⁺ + Н₂О L NH₄ОН + Н⁺ .

Із порівняння К_д наявних в розчині слабких електролітів очевидно, що лиш незначна частка йонів амонію NH₄⁺, приєднуючи йони ОН^–, перетворюється в молекули NH₃. При цьому зменшується концентрація йонів ОН^– і збільшується концентрація йонів Н⁺, тобто амоній нітрат – гідролітично кисла сіль.

В наведених прикладах результат гідролізу солей – істотна зміна рН їх розчинів і дуже незначна кількість утворених слабких електролітів.

В розчині солі слабкої основи та слабкої ж кислоти гідролізуються як кислотний, так і основний залишки. Напр., в розчині амоній нітриту NH₄NO₂ встановлюється рівновага між трьома слабкими електролітами, зміщена в бік найслабкішого з них, тобто води: NH₄⁺ + NO₂^– + Н₂О L NH₄ОН + HNO₂, рН  7.

Константа гідролізу такої солі дорівнює відношенню йонного добутку води до добутку К_д обох слабких електролітів – продуктів гідролізу:

К_г(NH₄NO₂) = ==1,39 10^–6

Одержане значення на кілька порядків більше від констант гідролізу солей NaNO₂ та NH₄NO₃, в яких гідролізується лише один із цих йонів, але зміна рН розчину NH₄NO₂ незначна, оскільки зв’язуються як йони Н⁺, так і ОН^–.

Йонно-молекулярні рівноваги зміщуються в бік утворення найслабкішого із можливих електролітів, тому солі, до складу яких входять багатозарядні йони – залишки слабких багатоосновних кислот та багатокислотних основ гідролізуються ступінчасто, і за звичайних умов їх гідроліз практично обмежується першим ступенем. Напр., гідроліз розчинних карбонатів відбувається за рівнянням

CO₃^2– + Н₂О L НСО₃^– + ОН^–, рН > 7, (8.5)

тобто в розчині встановлюється рівновага, зміщена в бік утворення найслабкіших (див. табл. 8.1) електролітів – Н₂О та НСО₃^– .

Таблиця 8.1.