Сетевая библиотекаСетевая библиотека

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА ПО ХИМИИ 5

Дата публикации: 26.02.2017
Тип: Текстовые документы DOC
Размер: 132 Кбайт
Идентификатор документа: -127863691_442840328
Файлы этого типа можно открыть с помощью программы:
Microsoft Word из пакета Microsoft Office
Для скачивания файла Вам необходимо подтвердить, что Вы не робот

Предпросмотр документа

Не то что нужно?


Вернуться к поиску
Содержание документа
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 2 (5)
РАСТВОРЫ ЭЛЕКТРОЛИТОВ.
Работу выполнил______________________ Работу принял___________________
Дата выполнения______________________ Отметка о зачете_________________

1. Общая характеристика растворов электролитов.
Электролитами называются вещества, которые в растворе или расплаве распадаются (диссоциируют) на ионы. В растворе распад электролита на ионы осуществляется в результате химического взаимодействия растворяемого электролита с молекулами растворителя – в результате процесса электролитической диссоциации.

По способности к диссоциации в растворе электролиты делятся на сильные и слабые. Сильные электролиты диссоциируют на ионы полностью, слабые-частично.
Пусть KnAm - сильный электролит. Уравнение его диссоциации записывается как уравнение необратимого процесса: KnAm = nKm+ + mAn-.

Например, Al2(SO4)3 = 2Al3+ + 3SO42-. В растворе сильного электролита концентрация его ионов определяется исключительно концентрацией раствора.

Если электролит KnAm – слабый, в его растворе устанавливается химическое равновесие между электролитом, остающимся в недиссоциированном виде, и ионами в растворе согласно уравнению: КnAm(nKm+ +mAn-. Такое равновесие называется ионным; оно может быть гомогенным и гетерогенным. Например, H2SO3(2H+ + SO32-. Это гомогенное ионное равновесие, т.к. и недиссоциированный электролит, и его ионы находятся в одной фазе – в растворе.
Как и любое химическое равновесие, ионное равновесие количественнно характеризуется величиной константы равновесия, называемой константой диссоциации KKnAm, которая для слабого электролита KnAm записывается:

KKnAm = ([Km+]n[An- ]m)/[KnAm] (1.1)

где [Km+] и [An-] – соответственно, равновесные концентрации катионов и анионов слабого электролита, а [KnAm] – равновесная концентрация электролита, остающегося в недиссоциированном состоянии. Например, для слабой кислоты H2SO3 (уравнение её диссоциации см. выше) константой диссоциации является выражение: КH2SO3=([H+]2[SO32-])/[H2SO3].
В растворе труднорастворимого электролита устанавливается гетерогенное ионное равновесие, при котором недиссоциированный электролит находится в осадке, а его ионы – продукты растворения – в растворе. Константа диссоциации в этом случае называется произведением растворимости (ПР) и ввиду постоянства концентрации недиссоциированного электролита в осадке ([KnAm] = const) принимает вид:

KKnAm = ПР = [Km+]n[An- ]m (1.2)
Раствор слабого труднорастворимого электролита, удовлетворяющий соотношению (1.2), называется насыщенным.

Пример 1.1. Определение равновесных концентраций ионов в насыщенном растворе Fe(OH)2.
Труднорастворимый электролит Fe(OH)2 обратимо диссоциирует согласно уравнению: Fe(OH)2(Fe2+ + 2OH-. Выражение произведения растворимости этого электролита записывается (см. 1.2) и равно (см. таблицу приложения): ПР = [Fe2+][ OH-]2 = 2(10-15
Обозначим [Fe2+] = х. Тогда в соответствии с уравнением диссоциации [ OH-] = 2х, а выражение произведения растворимости примет вид: ПР = х(2х)2 = 4х3. Откуда находим: х = [Fe2+] = (ПР/4)1/3 = (2(10-15/4)1/3 = 0,8(10-5, а [ OH-] = 2х = 1,6(10-5.
Величина константы диссоциации в любом её виде количественно характеризует способность слабого электролита к разложению в растворе на ионы. Из выражения константы диссоциации вытекает, что чем больше её величина, тем выше способность слабого электролита к диссоциации.
Универсальной количественной характеристикой способности электролита к диссоциации является степень его диссоциации (, которая определяется как отношение числа молей диссоциированного электролита к общему числу молей электролита в растворе. Исходя из определения сильных и слабых электролитов, для сильных электролитов ( = 1(100%), для слабых - ((1((100%). Типичные слабые электролиты, как правило, имеют значение ((0,01((1%). Поэтому в практических рассчётах концентрацию недиссоциированного слабого электролита можно считать равной общей концентрации раствора.

Пример 1.2. Расчёт концентраций ионов в 0,1М растворе уксусной кислоты СН3СООН.
Записываем уравнение диссоциации уксусной кислоты, выражение константы диссоциации и её табличное значение: СН3СООН(СН3СОО- + Н+; Ксн3соон=[СН3СОО-]( [Н+]/[СН3СООН]=1,75(10-5
Уксусная кислота – типичный слабый электролит. Поэтому концентрацию недиссоциированной кислоты принимаем равной общей концентрации раствора, т.е. [СН3СООН] ( 0,1моль/л. Из уравнения диссоциации уксусной кислоты видно, что концентрации ионов СН3СОО- и Н+ равны. Поэтому выражение её константы диссоциации может быть записано в виде: Ксн3соон = [Н+]2/[СН3СООН]. Из этого уравнения находим: [Н+]=[CH3COO-] = (Ксн3соон( [СН3СООН])1/2 = (1,75(10-5(0,1))1/2= (1,75(10-6)1/2=1,3(10-3.
В водных растворах сам растворитель – вода – является слабым электролитом. Вода диссоциирует согласно уравнению: Н2О(Н+ + ОН-. При этом в обычных температурных условиях (при Т=220С) в любом водном растворе концентрации ионов Н+ и ОН- взаимосвязаны, а именно:

[H+][OH-]=К Н2О=10-14 (1.3)

где К Н2О=10-14 называется ионным произведением воды.
На практике для характеристики водных растворов электролитов пользуются не абсолютными значениями концентраций ионов Н+ и ОН- , а величиной водородного показателя (рН):
рН= - lg[H+] (1.4)

Пример 1.3. рН 0,1М раствора СН3СООН.

В 0,1М растворе уксусной кислоты СН3СООН концентрация ионов Н+ равна: [H+]=1,3(10-3 (см. пример 1.2). Отсюда по уравнению (1.4) находим: рН= - lg[H+]= - lg 1,3(10-3=2,9.
По величине рН водные растворы электролитов подразделяются на нейтральные (рН = 7), кислые (рН ( 7) и щелочные (рН ( 7).
2. Основные классы электролитов.
По химическому составу ионов, образующихся при диссоциации, электролиты делятся на четыре основных класса: кислоты, основания, амфолиты и соли.
По Аррениусу, кислотами называются электролиты, при первичной диссоциации которых образуются ионы Н+. Например: HCl = H+ +Cl-; H2SO4 = 2H+ + SO42-. По сравнению с нейтральными растворами растворы кислот содержат избыточное количество ионов H+. Поэтому значения рН растворов кислот находятся в области рН(7.
Имеется 2 группы кислот: бескислородные и кислородсодержащие (оксокислоты). Среди бескислородных кислот сильными являются три: HCl, HBr, HI; остальные бескислородные кислоты - слабые. Для определения силы оксокислот следует руководствоваться правилом: если степень окисления кислотообразующего элемента равна +6 и выше, такая кислота – сильная (исключение HNO3). Например, H2SO4 - сильная кислота, поскольку степень окисления серы в ней равна +6, а H2SO3 - слабая кислота т.к. степень окисления серы здесь равна +4.
Основаниями являются электролиты, при первичной диссоциации которых образуются гидроксид-ионы ОН-. Например: NaOH = Na+ + OH-; Cu(OH)2(Cu2+ + 2OH-. Значения рН растворов оснований находятся в области рН(7.
Сильными основаниями являются гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов. Гидроксиды этих металлов хорошо растворимы в воде и поэтому получили название щелочей.
Среди гидроксидов металлов имеются соединения, способные к диссоциации как по кислотному, так и по основному типу. Такие гидроксиды называются амфотерными (амфолитами). Например, Be(OH)2, Zn(OH)2, Al(OH)3, Cr(OH)3.
Соли – электролиты, при первичной диссоциации которых не образуются ни ионы Н+, ни ионы ОН-. Например: Cr2(SO4)3=2Cr3++3SO42- - диссоциация средней соли; Ca(HCO3)2=Ca2++2HCO3- - диссоциация кислой соли; AlOH(NO3)2=AlOH2++2NO3-- диссоциация основной соли.
Особую группу электролитов составляют комплексные кислоты, основания и соли. Эти электролиты, как правило, диссоциируют полностью на ионы внешней и внутренней координационной сферы, т.е. являются сильными электролитами. Например, процесс первичной диссоциации комплексной соли [Cr(H2O)6]Cl3 выражается уравнением:
[Cr(H2O)6]Cl3 = [Cr(H2O)6]3+ + 3Cl-
3. Смещение ионных равновесий.
Равновесия в растворах слабых электролитов, как и любые химические равновесия подчиняется принципу Ле Шателье, а именно: при уменьшении концентрации ионов в растворе ( например, путем их связывания в слабый электролит ) ионное равновесие смещается вправо, т.е. степень диссоциации слабого электролита увеличивается; при увеличении концентрации ионов ( например, путем добавления к раствору слабого электролита сильного электролита, содержащего одноименные ионы ) ионное равновесие смещается влево, т.е. степень диссоциации слабого электролита уменьшается.

Пример 3.1. Смещение ионного равновесия в 0,1М растворе уксусной кислоты при добавлении кристаллического ацетата натрия.
Уксусная кислота – слабый электролит, диссоциирующий согласно уравнению:
СН3СООН ( СН3СОО- + Н+. Ацетат натрия – хорошо растворимая соль, диссоциирующая в растворе полностью согласно уравнению: СН3СООNa = СН3СОО- + Na+. Поэтому при введении в раствор уксусной кислоты сильного электролита – ацетата натрия – происходит резкое увеличение концентрации ацетат-ионов, что согласно принципу Ле Шателье должно вызвать смещение ионного равновесия влево – в сторону образования дополнительного количества недиссоциированной уксусной кислоты. Подтвердим это рассчётом.
В 0,1М растворе СН3СООН концентрация ионов Н+ равна 1,3(10-3, а рН = 2,9 (см. примеры 1.2, 1.3). После добавления к раствору уксусной кислоты ацетата натрия вследствие смещения ионного равновесия влево концентрация недиссоциированной кислоты возрастёт, но это возрастание незначительно, т.к. согласно примеру 1.2. концентрация связываемых ионов Н+ не может превышать величину 1,3(10-3. Так как изменением объёма раствора в результате добавления кристаллической соли можно пренебречь принимаем, что [СН3СООН] = Ск ( Сик, где Сик = 0,1 моль/л – исходная концентрация взятой кислоты, а Ск – концентрация уксусной кислоты в смеси с ацетатом натрия.
Дальнейший рассчёт произведём для 0,1М раствора СН3СООН, в который добавлен кристаллический СН3СООNa в количестве, соответствующим его концентрации 1моль/л (82г соли, добавленной к 1л кислоты). Согласно выражению (1.1) концентрация ионов Н+ в смеси СН3СООН и СН3СООNa равна: (Н+( = Ксн3соон ([СН3СООН/(СН3СОО-(. Неизвестное значение концентрации ацетат-ионов в смеси кислоты и соли определяем, исходя из того, что количество ионов, образуемых сильным электролитом неизмеримо больше, по сравнению с количеством ионов, образуемых слабым электролитом. В связи с этим можно считать, что концентрация ацетат-ионов в смеси практически определяется принятой концентрацией добавленной соли Сс. В нашем случае (СН3СОО-( = Сс ( 1моль/л.
Подставляя численные значения концентраций и константы диссоциации в ваышезаписанное выражение для определения концентрации ионов Н+, получаем:
(Н+( = Ксн3соон ([СН3СООН/(СН3СОО-( = 1.75 (10-5(0,1/1 = 1.75 (10-6, откуда рН = 5,76. Полученные результаты однозначно указывают на то, что при добавлении к раствору уксусной кислоты ацетата натрия происходит уменьшение концентрации ионов Н+, вызывающее увеличение рН, т.е. происходит сдвиг ионного равновесия влево – в сторону образования дополнительного количества недиссоциированных молекул уксусной кислоты.
Вывод о направлении сдвига ионного равновесия в растворе уксусной кислоты при добавлении к нему ацетата натрия можно распространить на все ионные равновесия: при добавлении к раствору слабого электролита одноимённых ионов, образующихся в результате диссоциации сильного электролита, происходит сдвиг ионного равновесия в сторону образования недиссоциированного слабого электролита.
Смещение ионного равновесия в противоположную сторону, т.е. в направлении усиления диссоциации слабого электролита, происходит при добавлении к раствору слабого электролита любого другого электролита, ионы которого способны связывать ионы слабого электролита.

Пример 3.2. Смещение ионного равновесия при добавлении к раствору уксусной кислоты раствора гидроксида натрия.
Добавляемый к раствору СН3СООН гидроксид натрия – сильный электролит, диссоциирующий полностью согласно уравнению: NaOH = Na+ + OH-.
В смеси СН3СООН и NaOH одновременно протекают 2 взаимосвязанных процесса:
1) СН3СООН ( СН3СОО- + Н+– обратимая диссоциация слабой кислоты;
2) Н+ + OH- = Н2О – связывание ионов Н+ слабой кислоты ионами OH- щёлочи, вызывающее согласно принципу Ле Шателье смещение ионного равновесия 1) вправо, т.е. дополнительную диссоциацию уксусной кислоты вплоть до её полного израсходования, если количество добавленного NaOH достаточно для связывания всех ионов Н+ уксусной кислоты.
Суммарно процессы 1) и 2), протекающие в смеси растворов СН3СООН и NaOH, выражаются уравнением: СН3СООН + OH- = СН3СОО- + Н2О. Записанное суммарное уравнение представляет собой ионно-молекулярное уравнение реакции между уксусной кислотой и гидроксидом натрия.
Связывание ионов слабого электролита, вызывающее смещение ионного равновесия – вправо – в сторону усиления диссоциации слабого электролита, может происходить в результате образования неэлектролита (например, газообразного соединения) или любого слабодиссоциирующего химического образования – труднорастворимого электролита, растворимого слабого электролита, комплекса и пр.
Одновременное влияние связывания ионов и введения одноимённых ионов на состояние ионных равновесий удобно проследить на примере гетерогенных равновесий, устанавливающихся в растворах амфотерных электролитов.

Пример 3.3. Смещение гетерогенных ионных равновесий в растворе трунорастворимого гидроксида хрома (III) при добавлении к нему кислоты и щёлочи.
Как уже указывалось (см. п. 2), амфотерные гидроксиды способны диссоциировать и по кислотному, и по основному типу. Диссоциацию амфотерного Cr(OH)3 можно выразить схемой:
Диссоциация по кислотному типу Диссоциация по основному типу

[Cr(OH)6]3- + 3H+ ( Cr(OH)3 + 3H2O ( Cr3+ + 3OH- + 3H2O

При добавлении к раствору Cr(OH)3 кислоты (ионов H+) равновесие диссоциации по кислотному типу из-за действия одноимённых ионов H+ смещается вправо; одновременно, в результате связывания ионов OH- ионами H+ добавленной кислоты равновесие диссоциации по основному типу смещается также вправо вплоть до полного растворения Cr(OH)3, если количество добавленной кислоты достаточно для полного связывания всех ионов OH- гидроксида хрома. Иначе говоря, при взаимодействии с кислотами Cr(OH)3 ведёт себя как основание.
При добавлении к раствору Cr(OH)3 щёлочи (ионов OH-) равновесие диссоциации по основному типу из-за действия одноимённых ионов OH- смещается влево; одновременно, в результате связывания ионов H+ ионами OH- добавленной щёлочи равновесие диссоциации по кислотному типу смещается также влево вплоть до полного растворения Cr(OH)3, если количество добавленной щёлочи достаточно для полного связывания всех ионов H+ гидроксида хрома. Т.е., при взаимодействии со щелочами Cr(OH)3 ведёт себя как кислота.
В общем случае, в результате смещения гетерогенного ионного равновесия растворимость труднорастворимого электролита увеличивается при связывании любого из его ионов и, наоборот, происходит осаждение труднорастворимого электролита из раствора, если произведение концентраций его ионов превышает значение ПР.

Пример 3.4. Определение возможности осаждения гидроксида железа (II) из раствора, содержащего ионы Fe2+ и OH-, концентрации которых, соответственно, равны 10-4М и 10-7М.
Записываем выражение произведения растворимости Fe(OH)2 и отмечаем его численное значение (см. пример 1.1): ПР = [Fe2+][ OH-]2 = 2(10-15. Вычисляем произведение концентраций (ПС) имеющихся в растворе ионов Fe2+ и OH-: ПС = 10-4((10-7)2 = 10-18. Видно, что ПС ( ПР. Следовательно, раствор является ненасыщенным, условие осаждения не выполняется и осадок Fe(OH)2 не образуется.
4. Реакции ионного обмена.
Реакции ионного обмена – это реакции связывания ионов, завершающиеся образованимем неэлектролита (например, летучего соединения), труднорастворимого или любого слабодиссоциирующего соединения. Поэтому , записывая уравнение реакции ионного обмена, необходимо рассматривать состояние каждого соединения в растворе, а именно: сильные электролиты должны быть представлены в виде ионов (как они есть), а слабые электролиты и неэлектролиты – в молекулярной форме. Уравнение реакции ионного обмена, отражающее состояние электролитов в растворе, называется ионно-молекулярным уравнением.
При оформлении любой реакции ионного обмена, протекающей в растворе, необходимо записать 3 уравнения: молекулярное уравнение, развёрнутое ионно-молекулярное уравнение и сокращённое ионно- молекулярное уравнение. Подробнее о правилах оформления уравнений реакций ионного обмена см. в пособии: Методические указания к контрольной работе №4: растворы электролитов.
Реакции ионного обмена обратимы, т.к. в них или прямой процесс, или обратный, или оба вместе протекают с участием слабых электролитов. Поэтому для них справедливы все положения химической термодинамики, касающиеся направления процессов в обратимых реакциях, а именно, самопроизвольное протекание процесса в обратимой реакции возможно только в направлении уменьшения энергии Гиббса, т.е. в направлении, для которого выполняется условие: (G(0.
Как известно, стандартная энергия Гиббса (GT0 реакции связана с величиной константы равновесия обратимой химической реакции Кс соотношением: (GT0 = - 2,3RTlgKc. Поэтому условие (GT0 (0 выполняется при Кс(1, т.е., если реагенты и продукты реакции ионного обмена находятся в стандартном состоянии, самопроизвольно протекает прямая реакция при Кс(1 и обратная – при Кс(1. Таким образом, величина Кс может служить оценочным критерием для определения направления преимущественного протекания процесса в обратимой реакции ионного обмена. Очевидно, что при Кс((1 реакция ионного обмена протекает практически только в прямом направлении, а при Кс((1 – только в обратном направлении.
Величину Кс реакции ионного обмена можно рассчитать через константы диссоциации слабодиссоциирующих электролитов по формуле:

Кс = ПКисх/ПКпрод (4.1)

где ПКисх – произведение констант диссоциации исходных слабодиссоциирующих электролитов, ПКпрод – то же для слабодиссоциирующих продуктов реакции.
Пример 4.1. Вычисление Кс и определение направления преимущественного протекания процесса в реакции ионного обмена: H2SO3 + 2NH4OH = (NH4)2SO3 + 2H2O.
Исходя из силы исходных и образующихся электролитов (см. п. 2), записываем ионно-молекулярное уравнение реакции: H2SO3 + 2NH4OH = 2NH4+ + SO3 2- + 2H2O. По формуле (4.1) вычисляем значение константы равновесия реакции, пользуясь табличными значениями констант диссоциации (см приложение 1):
Кс = К(H2SO3)К2(NH4OH)/К2(H2O) = 9,92(10-10(1,8(10-5)2/(10-14)2 = 3,2(10-19/10-28 = 3,2(109((1. Полученный результат указывает на то, что рассматриваемая реакция ионного обмена практически протекает только в прямом направлении.
5. Гидролиз солей.
Гидролиз соли представляет собой реакцию ионного обмена между растворённой солью и водой. Сущность гидролиза заключается в связывании катионами соли гидроксид-ионв OH-, образующихся при диссоциации воды (гидролиз по катиону), либо в связывании анионами соли ионов H+, также образующихся при диссоциации воды (гидролиз по аниону). В результате связывания ионов H+ или OH- равенство их концентраций, присущее чистой воде, нарушается, в связи с чем раствор соли становится кислым(рН(7) или щелочным (рН(7).
Т.к. всякую соль можно рассиатривать как продукт нейтрализации соответствующих основания и кислоты, принято гидролиз солей рассматривать отдельно для каждого из 4 – х типов солей: солей сильных оснований и слабых кислот, солей сильных кислот и слабых оснований, солей слабых кислот и слабых оснований, солей сильных кислот и сильных оснований. Подробное рассмотрение гидролиза солей перечисленных 4 – х типов см. в пособии Методические указания к контрольной работе №4: растворы электролитов.




Экспериментальная часть.
ОПЫТ 1. Смещение гомогенного ионного равновесия при введении в раствор слабой кислоты одноимённых ионов.
Рассматривается гомогенное ионное равновесие в растворе уксусной кислоты (см. пример 1.2). Смещение ионного равновесия производится добавлением к исходному раствору уксусной кислоты её соли – ацетата натрия в кристаллической форме (см. пример 3.1). Направление смещения равновесия определяется по изменению величины рН раствора: увеличение рН ( уменьшение концентрации ионов Н+ ) свидетельствует об ослаблении диссоциации кислоты , уменьшение рН - об увеличении степени диссоциации. Руководствуясь содержимым примера 3.1, запишите:
1)уравнение диссоциации уксусной кислоты:




2)уравнение диссоциации ацетата натрия:




3)выражение константы диссоциации уксусной кислоты:




В пробирку поместите произвольный объём CH3COOH, туда же добавьте 2(3 капли цветного индикатора рН – метилоранжа, отметьте цвет раствора и определите область значений, в которой находится рН взятой кислоты, имея в виду, что метилоранж окрашивает растворы с рН(3,1в красный цвет, а растворы с рН(4,4 – в жёлтый цвет (в области перехода окраски при рН = 3,1(4,4 метилоранж – оранжевый):
4)цвет раствора?


5)область рН?
Далее, в пробирку с окрашенным раствором CH3COOH с помощью микрошпателя внесите небольшое количество кристаллического ацетата натрия. Для ускорения растворения соли пробирку встряхните,

отметьте цвет полученного раствора, соответственно которому определите область рН полученной смеси CH3COOH и CH3COONa,


цвет раствора,


область рН .


Как изменяется концентрация ионов H+ (см. выражение 1.4) в растворе CH3COOH при добавлении к нему ацетата натрия: концентрация ионов H+ в растворе CH3COOH при добавлении к нему CH3COONa (уменьшается, увеличивается), что свидетельствует о смещении ионного равновесия (вправо, влево). В результате этого степень диссоциации уксусной кислоты (увеличивается, уменьшается).






Согласуется ли сформулированное заключение с принципом Ле Шателье?: (да, нет) Сформулируйте принцип Ле Шателье: Получите у преподавателя индивидуальное задание для расчета точного значения рН раствора уксусной кислоты до и после добавления CH3COONa:


исходная концентрация уксусной кислоты: Сик = _____________________моль/л;

концентрация соли в смеси с кислотой: Сс = ______________________моль/л.

11) Определите значения рН раствора до и после добавления CH3COONa (см. примеры 1.2, 1.3, 3.1):



12) Согласуются ли результаты расчета с отмеченными в опыте явлениями?: (да, нет)


13) Сформулируйте общий вывод о влиянии одноимённых ионов, вводимых в раствор слабого электролита, на состояние ионного равновесия слабого электролита: при введении в раствор слабого электролита ионов, одноимённых с одним из ионов слабого электролита, ионное равновесие слабого электролита смещается (в сторону образования недиссоциированного слабого электролита – влево, в сторону дополнительной диссоциации слабого электролита – вправо.).










ОПЫТ 2. Смещение ионных равновесий в растворе амфотерного электролита.
В качестве примера смещения ионных равновесий путем связывания ионов в слабый электролит рассматривается взаимодействие амфотерного гидроксида хрома Cr(OH)3 c кислотой и щелочью ( см. пример 3.4 ).
Получите осадок Cr(OH)3. Для этого внесите в пробирку 5(6 капель сульфата хрома Cr2(SO4)3 и добавьте 1(2 капли раствора гидроксида натрия NaOH. Запишите молекулярное, развёрнутое и сокращённое ионно-молекулярное уравнение получения осадка:
Содержимое пробирки разделите на две части. В одну из пробирок с осадком Cr(OH)3 добавьте 5-6 капель раствора HCl, в другую – такое же количество NaOH. Пробирки встряхните.
Отметьте наблюдения: (осадок не растворяется, осадок растворяется в пробирке с добавленным, осадок растворяется в обоих пробирках.




На основании отмеченных наблюдений сделайте вывод о химических свойствах Cr(OH)3: (Cr(OH)3 – основание, кислота, амфолит.).



Запишите молекулярные и ионно-молекулярные уравнения выполненных реакций, подтверждающих химические свойства Cr(OH)3 (воспользуйтесь уравнениями диссоциации Cr(OH)3, приведенными в примере 3.4).







В результате связывания каких иoнов – Н+ или ОН- ( происходит растворение Cr(OH)3 в кислоте (см. пример 3.4)?: в результате связывания ионов ________.




В результате связывания каких иoнов – Н+ или ОН- ( происходит растворение Cr(OH)3 в щёлочи (также см. пример 3.4)?: в результате связывания ионов __________.





Сформулируйте общий вывод о влиянии связывания ионов слабого электролита на состояние его ионного равновесия (см. п. 3): в результате связывания ионов слабого электролита его ионное равновесие смещается в напрвлении (усиления, ослабления – подчеркнуть) диссоциации.







ОПЫТ 3. Нейтрализация кислот щелочью.
Проводится нейтрализация соляной, серной и уксусной кислот щёлочью – раствором гидроксида натрия и определяется направление этих реакций по изменению окраски индикатора – лакмуса. Область перехода окраски лакмуса находится в интервале значений рН = 5(8; при рН(7 лакмус – красный, в области рН(7 лакмус – синий.
В 3 пробирки внесите по 3 капли раствора кислоты: в первую – HCl , во вторую – H2SO4 , в третью – CH3COOH. В каждую пробирку добавьте 1 каплю лакмуса, окраску индикатора отметьте:

окраска ___________________.
В пробирки с кислотами добавляйте по каплям раствор NaOH до изменения окраски. Окраску растворов после добавления NaOH отметьте:

окраска ___________________.

Основываясь на изменении окраски индикатора, сделайте вывод о направлении протекания каждой из трёх реакций: (реакции протекают в прямом направлении, в обратном, не протекают – подчеркнуть).

Запишите молекулярные и ионно-молекулярные уравнения проведенных реакций, принимая во внимание силу участвующих в реакциях электролитов (см. п.2) и правила составления ионно-молекулярных уравнений (см. п. 4).


Какие из трех реакций идентичны? Почему?




Для подтверждения вывода о направлении протекания реакций нейтрализации рассчитайте значения констант равновесия Кс, пользуясь формулой (4.1).



4) Согласуются ли результаты рассчёта Кс с экспериментальными данными?: (да, нет) ______.



ОПЫТ 4. Гидролиз солей.
Исследуется характер среды растворов двух солей.
Получите у преподавателя задание к опыту. С помощью рН-метра или индикатора рН определите значения рН заданных растворв солей. Запишите формулы солей и значения рН их растворов:

Соль _______________, рН _____________; соль __________________, рН ____________.
Запишите молекулярные и ионно-молекулярные уравнения гидролиза заданных солей.





2) Исходя из уравнений гидролиза, сделайте вывод о характере среды раствора каждой соли:

(соль____________ - рН(7, рН(7, рН=7; соль________ - рН(7, рН(7, рН=7. Нужное подчеркнуть).

3) Соответствует ли сделанный вывод экспериментальным данным?: (да, нет).
ОПЫТ 5. Осаждение малорастворимого электролита.

Исследуется возможность образования осадка карбоната магния при взаимодействии соли магния с карбонатом и гидрокарбонатом натрия:
1) MgCl2 + Na2CO3 = MgCO3 + 2 NaCl и 2) MgCl2 + NaHCO3 = MgCO3 + NaCl + HCl
В две пробирки поместите по 2-3 капли раствора хлорида магния, после чего в одну из них добавьте 2-3 капли раствора карбоната натрия, в другую – столько же раствора гидрокарбоната магния. Отметьте, в каком случае выпадает осадок: (осадок выпадает при добавлении к раствору MgCl2 раствора Na2CO3, NaHCO3 – подчеркнуть.).

Запишите ионно-молекулярные уравнения реакций.





По формуле (4.1) рассчитайте значения констант равновесия этих реакций и на основании результатов рассчётов объясните результаты опыта.














Контрольные задания.

I. Запишите уравнения диссоциации кислот, укажите слабую и сильную кислоту, для соответствующей кислоты напишите выражение константы диссоциации:

1) HJ, H2SO3; 2) H2SO4, H2S; 3) HF, HNO3; 4) HClO4, H2CO3; 5) HNO2, HCl.

II. Дано значение произведения растворимости малорастворимого электролита:
1) ПРPbCl2 = 1.7(10-5; 2) ПРAg2SO4 = 7(10-5; 3) ПРAg2CrO4 = 2(10-7; 4) ПРHgI2 = 10-26; 5) ПРPb(OH)2 = 5(10-16
Запишите выражение произведения растворимости данного электролита и вычислите равновесную концентрацию каждого из его ионов в насыщенном растворе (см. пример 1.1).

III. Реакция ионного обмена протекает по уравнению:
1) CH3COOH + KOH = …;
2) MnS + HCl = …;
3) HNO2 + NaOH = …;
4) NH4OH + HNO3 = …;
5) CaCO3 + HCl = ….
Запишите молекулярное и ионно-молекулярное уравнение реакции. Объясните возможность самопроизвольного протекания реакции в прямом направлении, рассчитав для неё значение Кс, пользуясь выражением (4.1) – см. пример 4.1.


Вариант контрольного теста.
I. Укажите электролиты, в растворах которых устанавливаютс ионные равновесия:
1) СаСО3 2) HCN 3) HNO3 4) NaOH

II. Укажите электролиты, добавление которых вызывает смещение гетерогенного ионного равновесия в насыщенном растворе Fe(OH)2 влево – в сторону ослабления диссоциации Fe(OH)2 (в сторону уменьшения его растворимости): 1) FeSO4 2) HNO3 3) Na2S 4) Ba(OH)2

III. Как изменяется величина рН раствора Н2SO3 при добавлении к нему раствора Na2SO3:
1) рН увеличивается 2) рН уменьшается 3) рН не изменяется

IV. В растворе амфолита Cr(OH)3 установились равновесия: [Cr(OH)6]3- + 3H+ ( Cr(OH)3 + 3H2O ( Cr3+ + 3OH- + 3H2O. В результате связывания каких ионов, образующихся при диссоциации Cr(OH)3, происходит его растворение в щёлочи: 1) Н+ 2) ОН- 3)Cr3+

V.Концентрация ионов Ag+ в растворе равна 3(10-4моль/л, концентрация ионовBr- равна 5(10-2моль/л. Выпадет ли осадок AgBr, если его произведение растворимости ПР = 5(10-13: 1) да 2) нет

VI. Реакциями гидролиза являются:
1) Na2CO3 + H2O = NaHCO3 + NaOH 2) FeCl2 + H2O = FeOHCl + HCl
3) HCl + NaOH = NaCl + H2O 4) CuSO4 + 2NaOH = Cu(OH)2 + Na2SO4

VII. Ионно-молекулярное уравнение реакции Na2S + 2HCl = 2NaCl + H2S записывается:
1) 2Na+ + S2- + 2HCl = 2NaCl + H2S 2) S2- + 2H+ = H2S
3) Na+ + Cl- = NaCl 4) Na2S +2H+ = 2Na+ + H2S

VIII. Ионно-молекулярное уравнение H+ + OH- = H2O соответствует следующему молекулярному уравнению: 1) NaHCO3 + NaOH = Na2CO3 + H2O 2) H2S + 2KOH = K2S + 2H2O
3) Cu(OH)2 + H2SO4 = CuSO4 + 2H2O 4) Ba(OH)2 + 2HNO3 = Ba(NO3)2 + 2H2O

IX. Константа равновесия Kc реакции NH4+ + H2O = NH4OH + H+ записывается в виде:
1) ((NH4OH(+(H+()/((NH4+(+(H2O() 2) (NH4+(/((NH4OH((H+() 3) ((NH4+(+(H2O()/((NH4OH(+(H+() 4) (NH4OH((H+(/(NH4+(

X. Константа равновесия Кс реакции Cu2+ + H2O = CuOH+ + H+ численно равна: 1) KCuOH+/KH2O 2) KH2O/ KCuOH+ 3) KH2O
Ответы и комментарии.
I – 1.2 (см. п. 1,2); II – 1,4 (см. п.3 относительно влияния одноимённых ионов на состояние ионного равновесия); III – 1 (см. п.3; в результате смещения ионного равновесия влево происходит связывание ионов H+, т.е. уменьшение их концентрации, что в соответствии с выражением (1.4) вызывает увеличение рН); IV – 1 (см. пример 3.4); V – 1 (см. п. 3, пример 3.4); VI – 1,2 (см. определение гидролиза в п.5); VII – 2 (см. определение силы электролитов в п.2 и правила составления ионно-молекулярных реакций в п.4); VIII – 4 (источником свободных ионов в левой части ионно-молекулярного уравнения могут быть только сильные электролиты – см. п.2); IX – 4 (Кс равно произведению равновесных концентраций продуктов, отнесённое к произведению равновесных концентраций реагентов; концентрация H2O ввиду её постоянства в выражение Кс не входит); X – 2 (см. выражение 4.1).
Константы диссоциации и произведения растворимости слабодиссоциирующих электролитов.
Константы диссоциации
Произведения растворимости

Электролит
Значение
Электролит
Значение

CH3COOH
1,75(10-5
Fe(OH)2
2(10-15

NH4OH
1,8(10-5
MnS
2(10-15

HNO2
4,10-4
MgCO3
2(10-4

НСО3-
4,.7(10-11
CaCO3
5(10-9