РЕАКЦІЇ В РОЗЧИНАХ ЕЛЕКТРОЛІТІВ. УМОВИ УТВОРЕННЯ ОСАДУ

Теоретична частина. Електроліти – речовини, що здатні до розпаду на йони в розчинах чи в розплавленому стані. Електролітична дисоціація – процес розпаду молекул на позитивно і негативно заряджені йони під дією полярних молекул розчинника. Кількісною характеристикою сили електроліту є ступінь електролітичної дисоціації (a) – відношення числа молекул, що розпалися на йони (n), до загального числа молекул, введених у розчин (N): a = n/N; 0 < a < 1. a залежить від природи електроліту і розчинника, температури і концентрації. Сильні електролітипрактично цілком розпадаються на йони (a>0,3). Слабкі електролітичастково дисоційовані на йони (0 < a < 0,03), їх розчини містять йони і недисоційовані молекули. Неелектроліти –речовини, водні розчини і розплави яких не проводять електричний струм. Вони містять ковалентні неполярні чи малополярні зв'язки.

Константа дисоціації (KD) – відношення добутку рівноважних концентрацій йонів у ступені відповідних стехіометричних коефіцієнтів до концентрації недисоційованих молекул. Вона є константою рівноваги процесу електролітичної дисоціації; характеризує здатність речовини розпадатися на йони: чим вище KD, тим більше концентрація йонів у розчині.

 

Реакції йонного обміну– це реакції між йонами, що утворилися в результаті дисоціації електролітів. Якщо в розчині немає йонів, що можуть зв'язуватися між собою з утворенням осаду, газу, малодисоційованих сполук чи комплексних йонів, реакції обміну оборотні.

Добуток концентрацій йонів у насиченому розчині важкорозчинного електроліту при постійній температурі є постійноювеличиною і називається добутком розчинності (ДР). Для електроліту AmBn вираз добутку розчинності має вигляд: ДР(AmBn) = с m (A+) · с n (B–).

Наприклад, ДР(Ag2S) = с2 (Ag+) · с(S2–).

Осад утвориться в тому випадку, коли добуток концентрацій йонів малорозчинного електроліту перевищить величину його добутку розчинності при даній температурі.

Дослід 1. Порівняння електропровідності розчинів деяких речовин

а) На кожен стіл виділяється по 2 – 3 розчини (пляшки з позначкою "для дисоціації"). Розчини, що рекомендуються: HCl, H2SO4, CH3COOH, NaOH, NH4OH, NaCl, KNO3, глюкоза, цукор, гліцерин, спирт.

Досліджуваний розчин налити в склянку до нижньої мітки й опустити в розчин електроди. Уставити вилку електродів у розетку (U = 36 B ) і відзначити показання амперметра.

Після вимірювань розчин перелити в ту ж пляшку, а електроди вимити, помістивши їх спочатку в склянку з водопровідною, а потім у склянку з дистильованою водою.

Отримані дані записати на дошці, а потім згрупувати електроліти по силі (заповнити таблицю 9 із зазначенням сили струму I). Сильними вважати електроліти, у яких I = 0,5 А, слабкими – 0,05 А.

Таблиця 9

Сильні електроліти Слабкі електроліти Неелектроліти
     

Для всіх електролітів записати рівняння електролітичної дисоціації.

_______________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

_____________________________________________________________________________________

_______________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

_____________________________________________________________________________________

__________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

_____________________________________________________________________________________

б) Злити розчини ацетатної кислоти й амоніаку, випробувати електропровідність отриманого розчину. Відзначити спостереження, скласти молекулярне та скорочено-йонне рівняння реакції та рівняння електролітичної дисоціації.

_______________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

_____________________________________________________________________________________

Дослід 2. Зсув рівноваги дисоціації слабких електролітів.Налити в пробірку розчин амоніаку, додати 1-2 краплі фенолфталеїну, перемішати вміст пробірки і розділити його на дві частини. В одну з пробірок додати кристалічний амоній хлорид. Порівняти забарвлення розчину в обох пробірках. Зробити висновки, використовуючи принцип Ле-Шательє.

__________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

_______________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

_____________________________________________________________________________________

Дослід 3. Йонні реакції.

а) З утворенням слабкого електроліту.Покладіть в пробірку небагато кристалічного амоній хлориду і додайте розчин натрій гідроксиду. Визначте газ, що виділяється, за запахом, ледь-ледь підігрівши пробірку. Складіть молекулярне та йонні рівняння реакції.

 
 
 

б) З утворенням осаду.Налийте в три пробірки по 2 – 3 краплі розчину барій хлориду і додайте: в першу – розчин натрій сульфату, в другу – сульфатну кислоту, в третю – розчин алюміній сульфату. Що спостерігаєте? Складіть молекулярні та йонні рівняння реакції.

 

 
 
 
 
 
 
 
 
 
 

Дослід 4. Утворення осадів і добуток розчинності. У дві пробірки налийте по 3 - 4 краплі розчину з молярною концентрацією плюмбум (ІІ) нітрату 0,005 моль/л. В одну додайте такий же об’єм 0,05 моль/л розчину калій хлориду, а в іншу – такий же об’єм розчину 0,05 моль/л розчину калій йодиду. В якій із пробірок випав осад? Поясніть, використовуючи значення добутку розчинності (ДР(РbI2) = 8,0 · 10–9, ДР(РbCl2) = 1,7· 10–5). Складіть рівняння реакцій.

 

 
 
 
 
 
 

Контрольні питання і задачі

1. Які речовининазиваються електролітами? Назвіть типи електролітів та наведіть приклади.

2. Який процес називається електролітичною дисоціацією?

3. На що вказує ступінь дисоціації? Як обчислити константу дисоціації?

4. Дайте визначення з точки зору теорії електролітичної дисоціації поняттям "кислоти, основи, солі".

5. Що таке основність кислоти, кислотність основи? Напишіть рівняння дисоціації двоосновної кислоти та двокислотної основи.

6. Константа дисоціації масляної кислоти С3Н7СООН 1,5 ∙ 10–5. Обчисліть ступінь її дисоціації в 0,005 моль/л розчині. (0,055)

7. Обчисліть об’єм води, який треба додати до 300 мл 0,2 моль/л розчину оцтової кислоти, щоб ступінь дисоціації кислоти подвоїлася? (900 мл).

8. До 50 мл розчину з молярної концентрацією еквівалентів хлоридної кислоти 0,001 моль/л додали 450 мл розчину з молярною концентрацією еквівалентів аргентум нітрату 0,0001 моль/л. Чи випаде осад аргентум хлориду? (так).

9. Напишіть в йонно-молекулярній формі рівняння реакцій взаємодії між водними розчинами наступних речовин: а) NaHCO3 і HCl, б) FeCl3 і KOH, в) Pb(CH3COO)2 і Na2S, г) KHS і H2SO4, д) Zn(NO3)2 + KOH (надлишок), e) Ca(OH)2 + CO2, ж) Ca(OH)2 + CO2 (надлишок). Для кожного випадку вказати причину зсуву рівноваги убік прямої реакції.

10. Чи утвориться осад аргентум сульфату, якщо до 0,02 моль/лрозчину AgNO3 додати такий же об’єм розчину з молярною концентрацією еквівалентів H2SO4 1 моль/л? (так).

11. Обчисліть ступінь дисоціації гіпохлоритної кислоти НОСl у розчині з молярною концентрацією еквівалентів 0,2 моль/л.(5 ·10–4).

Лабораторна робота № 5

РН. ГІДРОЛІЗ СОЛЕЙ

Теоретична частина. Величина pН використовується для характеристики кислотності розчину. Якщо концентрація йонів Гідрогену С(H+), то pН = –lg С(H+).

У кислих розчинах: С(H+) > C(ОН–) і pН < 7

У лужних розчинах: С(H+) < C(ОН–) і pН > 7

У чистій воді: С(H+) = С(OH–) = 10–7.

Наряду з показником рН використовують показник рОН: рОН = -lg C(ОН–).

Добуток концентрації йонів Гідрогену й гідроксид-йонів при постійній температурі є величиною сталою. Ця величина називається йонним добутком води (КН2О) і при 22˚C дорівнює:

КН2О = СН+ · СОН¯ = 10-14

Виходячи із йонного добутку води рН + рОН = 14.

 

Гідроліз– хімічна реакція йонного обміну між водою і розчиненою у ній речовиною з утворенням слабкого електроліту. Гідроліз супроводжується зміною pН розчину. Причиною гідролізу є взаємодія йонів солі з молекулами води з утворенням малодисоційованих сполук чи йонів. Солі, утворені катіоном сильної основи й аніоном сильної кислоти (наприклад, LiBr, K2SO4, NaCl, BaCl2, Ca(NO3)2), гідролізу не піддаються, тому що ні катіон, ні аніон солі не можуть при взаємодії з водою утворити молекули слабких електролітів (pН = 7).

Солі слабкої основи і сильної кислоти гідролізуються по катіону: NH4Cl +H2O=NH4OH + HCl

NH4+ + H2O = NH4OH + H+ (pН < 7)

Гідроліз солей, утворених багатовалентним катіоном, протікає ступінчасто через стадії утворення основних солей:

1 ступінь: Al(NO3)3 + H2O = Al(OH)(NO3)2 + HNO3 Al3+ + H2O = [Al(OH)]2+ + H+

2 ступінь: Al(OH)(NO3)2 + H2O = Al(OH)2(NO3) + HNO3 [Al(OH)]2+ + H2O = [Al(OH)2]+ + H+

3 ступінь: Al(OH)2(NO3) + H2O = Al(OH)3 + HNO3 [Al(OH)2]+ + H2O = Al(OH)3 + H+

Солі, утворені сильною основою і слабкою кислотою, гідролізуються по аніону:

CH3COOK + H2O = CH3COOH + KOH

CH3COO– + H2O = CH3COOH +OH– (pН > 7).

Солі багатоосновних кислот гідролізуються ступінчасто (з утворенням кислих солей):

1 ступінь: K2CO3 + H2O = KHCO3 + KOH (швидко) CO2–3 + H2O = HCO3– + OH–

2 ступінь: KHCO3 + H2O = H2CO3+ KOH (слабко) HCO3– + H2O = H2CO3 + OH–

Солі, що утворені слабкою основою і слабкою кислотою, гідролізуються по катіону і по аніону:

CH3COONH4 + H2O = CH3COOH + NH4OH

CH3COO– + NH4+ + H2O = CH3COOH + NH4OH

Гідроліз таких солей протікає сильно, оскільки в результаті його утворюються слабка основа і слабка кислота. рН у цьому випадку залежить від порівняльної сили основи і кислоти. Якщо KD(основи)>KD(кислоти), то pН>7; якщо KD(основи) < KD(кислоти), то pН < 7.

У випадку гідролізу CH3COONH4: KD(NH4OH) = 6,3 · 10–5; KD(CH3COOH) = 1,8 · 10–5, тому реакція водного розчину цієї солі буде слаболужною, майже нейтральною (pН = 7 - 8).

Якщо основа і кислота, що утворюють сіль, є малорозчинні чи нестійкі і розкладаються з утворенням летких продуктів, то в цьому випадку гідроліз солі протікає необоротно:

Al2S3 + 6H2O = 2Al(OH)3↓ + 3H2S↑.

Тому сульфід алюмінію не може існувати у виді водних розчинів, може бути отриманий тільки "сухим способом".

Ступінь гідролізу (aгідр.)– відношення числа гідролізованих молекул до загальної кількості розчинених молекул (виражається у відсотках): aгідр. = (Cгідр./Cрозч.) · 100 %

Ступінь гідролізу залежить від хімічної природи кислоти (основи), що утвориться при гідролізі, і буде тим більше, чим слабкіша кислота (основа).


Таблиця 10

Електроліти Слабкі, α < 3% Середні, 3 %<α < 30 % Сильні, α >30%
Кислоти H2S, HCN, HNO2, H2CO3, H2IO3. HF, H3PO4, H2SO3, HNO2. H2SO4, HCl, HNO3, HClO4, HI, HBr.
Основи Нерозчинні: Zn(OH)2, Fe(OH)2 і NH4OH. — Розчинні луги: NaOH, KOH і Sr(OH)2, Ba(OH)2, Ca(OH)2.
Солі — — Розчинні

Дослід 1. Забарвлення індикаторів у різних середовищах.В 3 пробірки налийте хлоридну кислоту, в 3 інші – розчин натрій гідроксиду і в 3 – дистильовану воду. Згрупуйте пробірки по 3 так, щоб в групі були лужний, кислий і нейтральний розчини. В першу групу пробірок додайте фенолфталеїн, в другу – лакмус, в третю – метилоранж. Результати досліду запишіть в таблицю 11

Таблиця 11

 

Назва індикатора Забарвлення індикатора в середовищі
кисле [H+] > [OH–] рН < 7 нейтральне [H+] = [OH–] рН = 7 лужне [OH–] > [H+] рН > 7
Лакмус      
Фенолфталеїн      
Метилоранж      

Дослід 2. Гідроліз солей