Неорг химия
.pdfОпыт 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.
нейтральный |
щелочной |
раствор |
раствор |
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
|
|
Таблица 5 |
|
|
|
Класс |
Сильные |
Слабые |
соединений |
электролиты |
электролиты |
|
|
|
Оксиды11 |
– |
H2O |
|
Гидроксиды щелочных (NaOH, KOH, |
|
Основания |
CsOH и др.), щелочно-земельных |
NH4OH |
|
(Ba(OH)2, Sr(OH)2, Ra(OH)2 и др.) и |
|
|
|
|
|
некоторых других (TlOH) металлов |
|
|
|
|
|
HCl, HBr, HI, HNO3, H2SO4, HClO4, |
HF, H2S, H2SO3, HNO2, |
Кислоты |
HClO3, HMnO4, H2Cr2O7, |
H2CO3, H3PO4, CH3COOH |
|
|
|
Соли |
Практически все |
CdCl2, HgBr2 |
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
K Ä |
= |
[H+ ] [NO2−] |
, |
|
[HNO2 ] |
||||
|
|
|
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