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.

 

Упражнения

1.Что такое рН?

2. Рассчитать рН и указать среду для растворов концентрации Н⁺ в которых, равны:10 ^–2 моль /л; 10 ^–5 моль/л; 10 ^–7 моль/л; 10 ^–4 моль/л, при условии, что степень диссоциации =1.

3. Рассчитать концентрацию ионов водорода для растворов, рН которых равны 1, 3, 6, 9, 11, 13.

4. Концентрация ионов гидроксила в растворе равна 10 ^–11 моль/л. Найти рН раствора и указать реакцию среды.

5. Рассчитать рН 0,001 н раствора H₂SO₄.

6. Рассчитать рН 0,01 н раствора КОН.

7. рН раствора равно 4. Какую окраску будет иметь в этом растворе: а) метилоранж, б) лакмус, в) фенолфталеин?

8. Почему рН дождевой воды всегда меньше 7? Какая кислота всегда присутствует в воздухе?

9. Дождь считается кислым, если его рН < 5. Какой концентрации соляной кислоты соответствует этот «дождь»?

 

Гидролиз солей

Вопросы для подготовки к занятию

1. Типы гидролиза (по катиону, по аниону, по катиону и аниону).

2. Ионные уравнения гидролиза.

3. Константа и степень гидролиза.

4. Расчет константы гидролиза.

5. Влияние на смещение равновесия гидролиза различных факторов

 

Гидролиз солей – это процесс взаимодействия ионов соли с молекулами воды, приводящий к смещению ионного равновесия воды и изменению рН среды.

Гидролиз является обратимым процессом. В реакциях гидролиза участвуют ионы слабых электролитов: катионы слабых оснований и анионы слабых кислот. Причина гидролиза – образование слабодиссоциированных или труднорастворимых продуктов. Следствием гидролиза является нарушение равновесия в системе H₂O H⁺ + OH^— ; в результате среда становится либо кислой (рН < 7), либо щелочной (pH > 7).

^· Соль, образованная сильным основанием и слабой кислотой, подвергается гидролизу по аниону. Реакция среды щелочная (pH > 7). Первая ступень гидролиза: Na₂CO₃ + HOH NaHCO₃ + NaOH; CO₃^2— + HOH HCO₃^– + OH^—

· Соль, образованная слабым основанием и сильной кислотой, подвергается гидролизу по катиону. Реакция среды кислая (pH < 7).

Первая ступень гидролиза:

Cu(NO₃)₂ + HOH CuOHNO₃ + HNO₃ Cu²⁺ + HOH CuOH⁺ + H⁺

· Соль, образованная слабым основанием и слабой кислотой, подвергается гидролизу по катиону и аниону. Характер среды определяется константами диссоциации образовавшихся слабых электролитов.

CH₃COONH₄ + HOH CH₃COOH + NH₄OH

CH₃COO^— + NH₄⁺ + HOH CH₃COOH + NH₄OH

· При совместном гидролизе двух солей образуются слабое основание и слабая кислота: 2FeCl₃ + 3Na₂S +6H₂O = 2Fe(OH)₃ ¯ + 3H₂S­ + 6NaCl

2Fe³⁺ + 2S^2— + 6H₂O = 2Fe(OH)₃ ¯ + 3H₂S­

· Соль, образованная сильной кислотой и сильным основанием, гидролизу

не подвергается, реакция среды нейтральная: KNO₃ + HOH ¹

Ионы K⁺ и NO₃^— не образуют с водой слабодиссоциирующих продуктов (KOH и HNO₃ – сильные электролиты).

 

Упражнения

1. Напишите в молекулярной и ионной формах уравнения реакций гидролиза солей, укажите значения рН растворов этих солей: NaNO₂, Cu(NO₃)_2, AlCl₃, NaHCO₃, Na₃PO₄, ZnCl_2, FeCl₂, K₂S, K₂SO₃, ZnSO₄.

2. Напишите в молекулярной и ионной формах уравнения реакций совместного гидролиза предложенных солей: а) Fe₂(SO₄)₃ + Na₂CO₃, б) Na₂S + Al₂ (SO₄)₃, в) NH₄Cl + Na₂SiO₃, г) Cr₂ (SO₄)₃ + K₂S, д) K₂CO₃ + Bi (NO₃)₃.

 

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА

Гидролиз солей

 

Приборы и реактивы: пробирки, спиртовки; индикаторы: фенолфталеин, метилоранж, лакмус; 1 н. растворы солей: сульфата натрия, карбоната натрия, ацетата натрия, сульфата алюминия, гидрокарбоната натрия, хлорида аммония, хлорида цинка, хлорида железа (III), хлорида олова (II), хлорида висмута (III), концентрированный раствор соляной кислоты.

 

Опыт 1. Изменение реакции среды при гидролизе солей.

Налить в 5 пробирок по 2 мл растворов солей сульфата натрия, карбоната натрия, сульфата алюминия, ацетата натрия, дистиллированной воды. Добавить по 1 мл раствора лакмуса в дистиллированной воде. Отметить для каждого случая цвет индикатора. Какие соли подвергаются гидролизу.

Составить уравнения реакций гидролиза в молекулярной и ионной формах. Объяснить, чем обусловлена реакция среды в каждом случае.

 

Опыт 2. Влияние температуры на гидролиз.

В пробирку налить 3 мл раствора ацетата натрия, прибавить 3 капли раствора фенолфталеина. Нагреть почти до кипения, отметить изменение окраски раствора. Как влияет температура на гидролиз? Написать уравнение реакции гидролиза в молекулярной и ионной формах.

 

Опыт 3. Смещение равновесия гидролиза.

Налить в пробирку 3 мл хлорида висмута и прибалять по каплям воду. Выпадает осадок гидроксохлорида висмута. При подкислении раствора концентрированной соляной кислотой осадок растворяется и вновь выпадает при повторном разбавлении водой.

Написать уравнения происходящих реакций.