Задание 3. Расчет отношения активностей окисленной и восстановленной форм ионов в растворе

Сделайте теоретический расчет отношения активностей катионов металла в растворе, содержащем смесь солей (например, Fe²⁺иFe³⁺), используя приведенное в табл. 3 значение ЭДС гальванического элемента, составленного из двух электродных систем: платинового электрода, погруженного в искомый раствор смеси солей, и электрода сравнения.

В качестве электрода сравнения обычно используют удобный в эксплуатации хлоридсеребряный электрод - электрод из серебра, погруженный в насыщенный раствор смеси солей AgC1 и КС1. Его потенциал при комнатной температуре равен +0,201 В.

Запишите схему гальванической системы, например

PtFe³⁺,Fe²⁺KC1,AgC1Ag, определите полюса, рассчитайте потенциал искомого электрода и по уравнению Нернста определите отношение активностейa(Ox)/a(Red).

Таблица 3

Индивидуальные задания для расчета

Вариант	1	2	3	4	5
a(Ox)/a(Red)	Fe^3+/Fe^2+	Ce^4+/Ce^3+	Co^3+/Co^2+	Fe^3+/Fe^2+	Ti^4+/Ti^3+
ЭДС	0,45	1,45	1,69	0,51	0,29

Работа 9. Химическое равновесие в растворах слабых

кислот (оснований)

Равновесный процесс ионизации слабого электролита количественно характеризуется константой ионизации и степенью ионизации. В растворах слабых кислот (оснований) в равновесии участвуют ионы водорода (гидроксила), концентрация которых определяет величину рН раствора:

pH = - lg a (H⁺)- lg [H⁺]

Измерение рН раствора слабой кислоты (основания) дает возможность рассчитать константу кислотности (основности) и степень ионизации, например:

а) HAc = H⁺ + Ac^- , K_k = [H⁺][Ac^-] / [HAc],

[H⁺] = [Ac^-] , [HAc]  C_HAc , K_k = [H⁺]²  C_HAc ,

 = C_расп / С_исх = [H⁺]  C_HAc ,

б) NH₃H₂O = NH₄⁺ + OH^- , K_o = [NH₄⁺][OH^-] / [NH₃],

[OH^-] = [NH₄⁺], [NH₃]  CNH₃, K_o = [OH^-]² / CNH₃,

K_B = [H⁺][OH^-] = 110^-14, K_o = K_B² / ([H⁺]² CNH₃),

 = C_расп / С_исх = [OH^-] / CNH₃ = K_B / ([H⁺] CNH₃).

На степень ионизации слабого электролита заметное влияние оказывает разбавление раствора (уменьшение концентрации), а также присутствие сильного электролита, имеющего одноименный ион. Например, равновесие NH₃H₂O = NH₄⁺ + OH^-сильно смещено влево в присутствии солей аммония.

Цель работы – изучение характера смещения равновесия в растворах уксусной кислоты или аммиака при изменении концентрации электролита и введении одноименного иона.

Варианты индивидуальных заданий приведены в табл. 7.

Задание 1. Расчет константы и степени ионизации по величине рН

Измерьте величину рН раствора 1, используя прибор рН-метр.

Рассчитайте концентрацию ионов водорода (или гидроксила), константу ионизации электролита (K_k, K_o) и степень ионизации ₁. Сравните рассчитанную константу ионизации с табличным значением.

.

Таблица 7

Индивидуальные задания к лабораторной работе 9

Вариант	Состав и концентрация электролитов, моль/л
	Раствор 1	Раствор 2	Раствор 3
1 2 3 4 5 6 7 8	HAc (CH3COOH)	HAc	HAc + NaAc
	0,01 0,01 0,01 0,01	0,0004 0,0005 0,0008 0,001	0,0004 0,001 0,0005 0,001 0,0008 0,001 0,001 0,001
	NH3 в воде	NH3 в воде	NH3 + NH4Cl
	0,01 0,01 0,01 0,01	0,0004 0,0005 0,0008 0,001	0,0004 0,001 0,0005 0,001 0,0008 0,001 0,001 0,001

Задание 2. Зависимость степени ионизации от концентрации

Приготовьте раствор 2 путем разбавления водой более концентри- рованного 0,01 М раствора в мерной колбе емкостью 50 см³. Для этого рассчитайте необходимый объем 0,01 М раствора, налейте его из бюретки в мерную колбу и долейте дистиллированной водой до метки. Колбу закройте пробкой, тщательно перемешайте и измерьте рН.

Рассчитайте степень ионизации ₂.

Сравните значения ₁ и ₂ и сделайте вывод о влиянии разбавления раствора на степень ионизации слабого электролита.

Задание 3. Смещение равновесия в растворе слабого электролита

при введении одноименного иона

Приготовьте смесь двух электролитов: слабая кислота (основание) и соль, содержащая одинаковые со слабым электролитом ионы (раствор 3).

Используйте мерную колбу вместимостью 50 см³ и исходные растворы соответствующих электролитов с концентрацией 0,01 моль/л. Например, для приготовления смеси, содержащей 0,001 моль/л HAc и 0,001 моль/л NaAc, следует налить в мерную колбу емкостью 50 см³ по 5 см³ (мл) 0,01 М растворов HAc и NaAc, а затем долить дистиллированной воды до метки.

Приготовленный раствор тщательно перемешайте и измерьте рН.

Рассчитайте степень ионизации ₃.

Сравните значения ₂ и ₃ и сделайте вывод о влиянии одноименного иона на ионизацию слабого электролита.

Работа 10. Гидролиз солей

Гидролизом соли называется процесс взаимодействия ее с водой, в результате которого изменяется реакция среды (рН). Гидролизу подвергаются соли, в состав которых входят анионы слабых кислот и катионы слабых оснований. Гидролиз солей многоосновных кислот и многогидроксильных оснований протекает преимущественно по первой ступени.

Для определения рН используют растворы кислотно-основных индикаторов, индикаторную бумагу, рН-метр. Измерение рН раствора соли дает возможность оценить количественные характеристики процесса гидролиза – константу и степень гидролиза.

Пример 1. Гидролиз соли алюминия, содержащей катион слабого

основания, протекает по первой ступени в соответствии с уравнением:

Al³⁺+ H₂O = AlOH²⁺+ H⁺

Степень гидролиза h = [H⁺] / CAl³⁺.

Константа гидролиза K_г = [AlOH²⁺][H⁺] / [Al³⁺][H⁺]²/ CAl³⁺.

Пример 2. Гидролиз карбонатов, содержащих анион слабой кислоты,

протекает согласно уравнению: CO₃^2-+ H₂O = HCO₃^-+ OH^-

Степень гидролиза h = [OH^-] / C CO₃^2-.

Константа гидролиза K_г=[HCO₃^-][OH^-] / [CO₃^2-]=

= [OH^-]² / C CO₃^2-  K_B² / ([H⁺]² C CO₃^2-).

Задание 1. Изменение реакции среды при растворении соли

В четыре пробирки налейте по 1 мл дистиллированной воды. Возьмите полоску универсальной индикаторной бумаги, смочите край бумаги водой и поднесите ее к цветной шкале рН. Сравните цвет влажной части бумаги с окраской на шкале и запишите значение рН.

В каждую пробирку внесите несколько кристалликов одной из следующих солей: Na₂CO₃, (NH₄)₂SO₄, Al(NO₃)₃, KCl (NaCl). Перемешайте содержимое каждой пробирки до полного растворения соли, определите рН с помощью универсальной индикаторной бумаги и запишите его значение.

Напишите молекулярные и ионно-молекулярные уравнения процессов гидролиза (преимущественно по первой ступени).

Задание 2. Влияние температуры на гидролиз соли

В пробирку налейте 1-2 мл охлажденной дистиллированной воды, внесите 1-2 капли раствора индикатора метилового красного и несколько кристалликов соли цинка (хлорид, нитрат или сульфат). Отметьте цвет индикатора в растворе соли цинка. Слегка подогрейте пробирку с раствором на спиртовке. Наблюдайте изменение цвета индикатора.

Найдите в справочнике интервал рН изменения окраски индикатора. Напишите уравнение процесса гидролиза соли цинка в ионной и молекулярной формах. В каком направлении смещается равновесие при нагревании? Сделайте вывод о влиянии повышения температуры на гидролиз солей.

Задание 3. Совместный гидролиз солей

В три пробирки внесите по 1 мл раствора соды Na₂CO₃. В каждую пробирку приливайте по каплям раствор одной из следующих солей: CuCl₂ (CuSO₄), Al(NO₃)₃, Cr(NO₃)₃. Наблюдайте образование осадков основной соли меди (CuOH)₂CO₃, гидроксидов алюминия и хрома и выделение пузырьков СО₂ (заметно при встряхивании пробирки). Отметьте цвет осадков и запишите уравнения реакций совместного гидролиза в ионной и молекулярной формах.

Задание 4. Расчет константы и степени гидролиза соли

по величине рН

Варианты индивидуальных заданий приведены в табл. 8

Таблица 8

Вариант	Раствор Na2CO3		Вариант	Раствор Al(NO3)3
	C1, моль/л	С2, моль/л		C1, моль/л	С2, моль/л
1 2 3 4 5	0,1 0,1 0,1 0,1 0,1	0,001 0,002 0,0025 0,004 0,005	6 7 8 9 10	0,1 0,1 0,1 0,1 0,1	0,005 0,004 0,0025 0,002 0,001

Измерьте величину рН исходного 0,1 М раствора соли, используя прибор рН-метр. Рассчитайте концентрацию ионов водорода (или гидроксила), константу гидролиза К_г и степень гидролиза h₁. Рассчитайте теоретическое значение константы гидролиза и сравните с экспериментальной величиной.

Приготовьте раствор соли с меньшей концентрацией (С₂) путем разбавления водой 0,1 М раствора в мерной колбе емкостью 50 см³. Измерьте рН и рассчитайте степень гидролиза h₂.

Сравните значения h₁ и h₂ и сделайте вывод о влиянии разбавления раствора на степень гидролиза соли.

21