Реакции ионного обмена и ионное равновесие

Приборы и реактивы: 2 н. растворы ацетата свинца, сульфата натрия, соляная кислота, серная кислота, уксусная кислота, ацетат натрия, гидроксид аммония, хлорид аммония, фенолфталеин, метиловый оранжевый, кусочки мрамора, стеклянные палочки, пробирки.

Опыт 1. Получение малорастворимых солей.

В две пробирки внести по 2-3 капли раствора ацетата свинца. В первую – добавить несколько капель серной кислоты, во вторую – сульфат натрия.

Какой осадок выпадает в том и другом случае? Написать уравнения реакций в молекулярной и ионной форме.

Опыт 2. Взаимодействие соляной и уксусной кислот с мрамором.

В одну пробирку 1 мл раствора соляной кислоты, в другую – столько же раствора уксусной кислоты. В каждую бросить по кусочку мрамора. Какой газ выделяется? В какой пробирке процесс идет более энергично? Почему? Написать уравнения реакций в молекулярной и ионной форме, сделать вывод о силе исследуемых кислот.

Опыт 3. Влияние соли слабой кислоты на диссоциацию этой кислоты.

В две пробирки налить по 2 мл уксусной кислоты и добавить по одной капле метилоранжа. Отметить окраску индикатора. В одну пробирку внести несколько кристалликов ацетата натрия и перемешать стеклянной палочкой. Сравнить окраску полученного раствора с окраской раствора в другой пробирке. Объяснить смещение равновесия диссоциации кислоты при добавлении к ней ацетата натрия.

Опыт 4. Влияние соли слабого основания на диссоциацию этого основания.

В две пробирки налить по 2 мл раствора аммиака и добавить по одной капле фенолфталеина. Отметить окраску индикатора. В одну пробирку добавить несколько кристалликов хлорида аммония и перемешать раствор стеклянной палочкой. Сравнить окраску полученного раствора с окраской раствора в другой пробирке. Объяснить смещение равновесия диссоциации основания при добавлении к ней хлорида аммония.

3.3. Ионное произведение воды. РН. Методы определения рН.

Вопросы для подготовки к занятию

1. Диссоциация воды. Ионное произведение воды.

2. Водородный показатель. Решение расчетных задач на определение рН.

3. Колориметрический и потенциометрический методы определения рН.

4. Буферные системы.

Также является электролитом, хотя и очень слабым; при ее электролитической диссоциации образуются равные количества катионов водорода Н⁺ и гидроксид-ионов ОН^-:

Н₂О ↔ Н⁺ + ОН^-

Концентрация катионов Н⁺ и анионов ОН^- в чистой воде весьма малы и составляют 1·10^-7 моль/л при 25° С.

Содержание катионов Н⁺ и анионов ОН^- выражают через водородный показатель рН и гидроксильный показатель рОН:

рН = - lg[Н⁺], рОН = - lg[ОН^-].

В чистой воде при 25° С

рН = - lg[Н⁺] = - lg(1·10^-7) = 7

рОН = - lg[ОН^-] = - lg(1·10^-7) = 7

следовательно,

рН + рОН = 17

это равенство справедливо и в разбавленных растворах электролитов, но в них значение рН может быть равно, меньше или больше рН чистой воды: рН<7 – среда кислая, рН > 7 – среда щелочная.

Реакцию среды можно определить с помощью индикаторов. Индикаторы – это вещества, меняющие свою окраску в зависимости от рН среды. Чаще всего применяют лакмус, метилоранж и фенолфталеин. Для объяснения причины изменения окраски индикаторов в зависимости от рН среды предложено несколько теорий, наиболее простой и наглядной из них является теория Оствальда, рассматривающая индикаторы как органические кислоты или основания, недиссоциированные молекулы которых имеют иную окраску, чем их ионы.

Индикатор — слабую кислоту условно изображают НInd, а индикатор — слабое основание — IndОН.

Допустим, что индикатор метилоранж имеет формулу НInd, и его недиссоциированная молекула окрашена в розовый цвет, а ион Ind^- — в желтый цвет. Рассмотрим механизм изменения ок­раски метилоранжа в зависимости от среды. Диссоциация моле­кулы индикатора происходит по уравнению:

Н ind = H⁺ + Ind^-

розовая желтая

В кислой среде равновесие диссоциации индикатора будет полностью смещено влево вследствие большой концентрации ионов Н⁺ в растворе, и метилоранж в кислой среде будет присутствовать в недиссоциированной форме. Поэтому окраска метилоранжа в кислой среде будет такой же, как у его недиссоциированных молекул — розовой.

В щелочной среде равновесие диссоциации метилоранжа сместится вправо вследствие того, что ионы гидроксила среды свяжут ионы Н⁺, образующиеся при диссоциации индикатора, в недиссоциированные молекулы воды. Поэтому в щелочной среде метилоранж будет присутствовать в ионной форме, и окраска его будет такой, как окраска иона Ind^- — желтой. Если же концентрации недиссоциированной и ионной форм метилоранжа примерно одинаковы, окраска его будет смешанной — оранжевой.

Аналогичным образом объясняется изменение окраски с изме­нением рН среды и для других индикаторов. У фенолфталеина молекулярная форма бесцветная, а ионная — малиновая. Это од­ноцветный индикатор. Изменение окраски каждого индикатора происходит в строго определенном интервале значений рН, кото­рый называется интервалом перехода окраски индикатора.

Интервалы перехода некоторых индикаторов:

рН

Метилоранж 3,1— 4,4

Лакмус 5— 8

Фенолфталеин 8—10

Интервал перехода будет ясен из следующего рисунка:

Так, для метилоранжа при всех значениях рН от 0 до 3,1 окраска розовая, в интервале перехода от 3,1 до 4,4—оранжевая, и при всех значениях рН выше 4,4 вплоть до 14 — окраска желтая. Фенолфталеин при рН от 0 до 8—бесцветный, выше 10 до 14—малиновый, от 8 до 10—бледно-розовый.