Ионные равновесия в растворах

 

Теоретические основы. Вещества, которые в расплавах или растворах полярных растворителей диссоциируют на ионы, называют электролитами: Na₂CO₃ 2 Na⁺ + CO₃

Процесс диссоциации количественно характеризуют степенью диссоциации:

a = ,

где n - количество вещества, С - концентрация.

Если степень диссоциации электролита a > 30%, то такой электролит называется сильным. К сильным электролитам относятся соли, сильные кислоты (HCl, H₂SO₄, HNO₃, HClO₄ и некоторые другие), щелочи (основания щелочных и щелочноземельных металлов NaOH, KOH, RbOH, CsOH, FrOH, Ca(OH)₂, Sr(OH)₂, Ba(OH)₂). Диссоциация сильных электролитов протекает необратимо и в одну стадию. Например:

Al₂(SO₄)₃ 2 Al³⁺ + 3 SO₄

Если степень диссоциации электролита a < 3%, то электролит называют слабым. К слабым электролитам относятся молекулы воды, гидроксида аммония NH₄OH, слабых кислот и оснований. Диссоциация слабых электролитов - процесс обратимый и ступенчатый, для него устанавливается состояние химического равновесия, которое характеризуется константой равновесия - константой диссоциации.

Например, диссоциация фосфорной кислоты - трехступенчатый процесс:

H₃PO₄ H⁺ + H₂PO

H₂PO₄^- H⁺ + HPO

HPO H⁺ + PO

[H⁺], [H₂PO₄ ], [HPO₄ ], [PO₄ ], [H₃PO₄] - равновесные концентрации ионов; К₁, К₂, К₃ - ступенчатые константы диссоциации; К - общая константа диссоциации.

Константа диссоциации слабого электролита не зависит от его концентрации, но возрастает с повышением температуры. Чем меньше величина константа диссоциации, тем слабее электролит.

 

Для слабого бинарного электролита AB, который диссоциирует с образованием ионов A⁺ и B , константа диссоциации связана со степенью диссоциации (закон разбавления Оствальда):

Добавление в раствор слабых электролитов одноименных ионов вызывает смещение равновесия реакции диссоциации в сторону ее уменьшения (эффект одноименного иона).

 

Концентрации ионов в растворах сильных электролитов велики, поэтому ионы взаимодействуют друг с другом. Это приводит к уменьшению их подвижности. Кажущаяся концентрация ионов, проявляющаяся в их взаимодействии, носит название активности ионов:

 

a = f ^.C, где a – активность; f – коэффициент активности.

Коэффициент активности определяется составом и концентрацией ионов в растворе, а также их зарядом:

lg f = - 0.5 Z² I^1/2

I = 0.5 (C₁ z₁² + C₂ z₂² + C₃ z₃² +... + C_i z_i²)

где z – заряд иона; I – ионная сила раствора; C – концентрация иона в растворе.

 

Вода - слабый электролит, диссоциирует в незначительной степени с образованием ионов водорода Н⁺ и гидроксил-анионов ОН : Н₂О Н⁺ + ОН .

Состояние равновесия этой реакции характеризуется константой, которая называется ионное произведение воды: К = [Н⁺ ] [ОН ] = 10 ¹⁴ (при 22⁰С), где [Н⁺ ] и [ОН ] - равновесные концентрации ионов.

Обычно вместо величин [Н⁺] и [ОН ] используют их отрицательные десятичные логарифмы. Эти величины называют соответственно водородным и гидроксильным показателями: рН = - lg [Н⁺], рОН = - lg [ОН ], рК_В = рН + рОН = 14.

Нейтральные растворы не имеют избытка ионов Н⁺ или ОН : [Н⁺] = [ОН ] = 10 ⁷ ; рН = рОН = 7

Кислые растворы содержат избыток ионов Н⁺: [Н⁺]> [ОН ]; рН<7; рОН>7

Щелочные растворы содержат избыток ионов ОН : [Н⁺]< [ОН ]; рН>7; рОН<7

 

Обменные реакции в растворах происходят между ионами сильных электролитов и молекулами слабых электролитов. Равновесие реакций обмена в растворах смещено в сторону образования осадков, газов, молекул слабых электролитов.

В ионном виде реакции обмена записывают следующим образом: сильные растворимые в воде электролиты пишут в виде ионов; слабые электролиты, осадки и газы записывают в виде молекул:

2NaNO₂ + H₂SO₄ Na₂SO₄ + 2HNO₂

растворимая сильная растворимая слабая

в воде соль кислота в воде соль кислота

(реакция в молекулярном виде)

2Na⁺ + 2NO₂ + 2H⁺ + SO₄² 2Na⁺ + SO₄² + 2HNO₂

(полное ионное уравнение реакции)

2NO₂ + 2H⁺ 2HNO₂

(сокращенное ионное уравнение реакции)

Свойства химических соединений в растворах определяются характером их диссоциации:

HCl H⁺ + Cl (кислоты при диссоциации дают ионы Н⁺);

NaOH Na⁺+OH (основания при диссоциации дают ионы ОН );

NaCl Na⁺+Cl (cоли при диссоциации дают катионы металлов и анионы кислотных остатков).

 

Существуют электролиты, которые могут участвовать в химических реакциях как в роли основания, так и в роли кислоты. Такие электролиты называются амфотерными. К ним относятся оксиды и основания некоторых металлов: цинка, алюминия, свинца, олова, хрома(III) и некоторых других. Они способны диссициировать как по типу кислот, так и по типу оснований:

2H₂O+Sn²⁺+2OH Sn(OH)₂ 2H₂O H₂[Sn(OH)₄] 2H⁺ +Sn(OH)₄]²

3H₂O+Al³⁺+30H Al(OH)₃ 3H₂O H₃[Al(OH)₆] 3H⁺ +Al(OH)₆]

 

Добавление сильных кислот и оснований смещает равновесие в одну из сторон (амфотерные основания реагируют как с кислотами, так и с основаниями, образуя в качестве продуктов реакции соли):

Al(OH)₃¯ + 3HCl AlCl₃ + 3H₂O

Al(OH)₃¯ + NaOH NaAlO₂ + 2H₂O

Al(OH)₃¯ + 3NaOH Na₃[Al(OH)₆]

 

Sn(OH)₂¯ + 2HCl SnCl₂ + 2H₂O

Sn(OH)₂¯ + 2NaOH Na₂SnO₂ + 2H₂O

Sn(OH)₂¯ + 2NaOH Na₂[Sn(OH)₄]

Цель работы. Изучить реакции, идущие в растворах электролитов, и условия их смещения.

 

Порядок работы.

 

Опыт 1. Ионизирующее действие воды

В сухой пробирке перемешайте небольшие количества кристаллических карбоната натрия Na₂CO₃ и щавелевой кислоты H₂C₂O₄. Идет ли реакция? Добавьте 2 мл дистиллированной воды. Запишите наблюдения.

 

Опыт 2. Реакции с образованием осадков

В отдельные пробирки налейте по 2 мл растворов:

а) серной кислоты; б) сульфата какого-либо металла. В каждую пробирку добавьте 2-3 капли раствора хлорида бария. Запишите наблюдения.

 

Опыт 3. Реакции с образованием газов

В отдельные пробирки налейте по 2 мл растворов:

а) карбоната калия; б) карбоната натрия. Добавьте в каждую пробирку 3-4 капли разбавленной соляной кислоты. Запишите наблюдения.

 

Опыт 4. Сильные и слабые электролиты

В отдельные пробирки налейте по 2 мл разбавленных растворов: а) соляной кислоты; б) уксусной кислоты. В каждую пробирку положите по грануле цинка. Сравните интенсивность выделения газа в двух пробирках.

 

Опыт 5. Ослабление диссоциации слабого электролита

(эффект одноименного иона)

а) В пробирку налейте 4 мл разбавленной уксусной кислоты и добавьте 2 капли метилоранжа. Отлейте половину раствора в другую пробирку и добавьте в нее несколько кристаллов ацетата натрия. Сравните цвет растворов в пробирках.

б) В пробирку налейте 4 мл разбавленного водного раствора аммиака и добавьте 2 капли фенолфталеина. Отлейте половину раствора в другую пробирку и добавьте в нее несколько кристаллов хлорида аммония. Сравните цвет растворов в пробирках.

 

Опыт 6. Амфотерные основания

а) В пробирку налейте 3 мл раствора хлорида цинка. Осторожно добавьте 2 капли раствора гидроксида натрия до образования осадка гидроксида цинка. Разделите осадок на 2 части и испытайте его растворимость в соляной кислоте и гидроксиде натрия. Запишите наблюдения.

б) Повторите опыт, используя соль хрома (III). Отметьте изменение цвета раствора.

 

Форма лабораторного отчета.

 

1. Название лабораторной работы.

2. Краткое описание, цель работы.

3. Номер и название опыта.

4. Уравнение реакции: а) в молекулярной форме; б) в полной ионной форме;

в) в сокращенной ионной форме.

5. Наблюдения.

6. Обсуждения.

7. Выводы.

 

Типовые задачи.

 

1. Напишите уравнения реакций диссоциации следующих электролитов: AlCl₃, H₂SO₃, NaHCO₃. Для обратимых процессов запишите выражения констант равновесия.

2. Вычислите концентрацию ионов водорода в 0,1 М растворе соляной кислоты, если степень ее диссоциации равна 98%.

3. Закончите уравнения реакций, расставьте коэффициенты, запишите уравнения в ионно-молекулярной и сокращенной форме:

а) AgNO3 + BaCl2 ®	б) Ca(OH)2 + HCl ®
в) Na2SO3 + H2SO4 ®	г) CaCO3 + HNO3 ®
д) K2SO4 + NaOH ®	e) Pb(OH)2 + KOH ®
ж)Al2(SO4)3+NaOH(изб.)®	з) AgNO3 + H2S ®

4. Вычислите ионную силу раствора, содержащего смесь 0,01 М AlCl₃ и 0,1 М Na₂SO₄.

5. Вычислите ионную силу раствора, содержащего смесь 0,01 М Cr₂(SO₄)₃ и 1М NaCl.

6. Вычислите активность ионов Са²⁺ в 0,1 М растворе СаСl₂.

Вычислите активность ионов Nа⁺ в 0,1 М растворе Nа₃PO₄.

Константа диссоциации масляной кислоты составляет 1.5 10 . Рассчитайте степень ее диссоциации и рН в 0,005 М растворе.

Вычислите рН раствора муравьиной кислоты, если

a = 0.03.

Вычислите концентрацию ацетат-ионов в 0,1 М растворе уксусной кислоты в присутствии 0,01 моль соляной кислоты.

 

Лабораторная работа 5

Буферные растворы

Теоретические основы. Буферные растворы используют для поддержания постоянной величины рН в исследуемом растворе при добавлении к нему небольших количеств сильной кислоты, сильного основания или при разбавления раствора.

В качестве буферных растворов обычно используют смеси растворов слабых кислот или слабых оснований и их солей или смеси солей многоосновных кислот различной степени замещения. В таблице приведены примеры наиболее часто используемых буферных растворов и величины рН, которые они поддерживают:

Состав буферного раствора	Название буфера	рН
Смесь СН3СООН и СН3СООNа	Ацетатный буфер	4,7
Смесь NаН2РО4 и Nа2НРО4	Фосфатный буфер	6,5
Смесь NН4ОН и NН4С1	Аммиачный буфер	9,25

Буферная система может связывать как ионы Н⁺, так и ОН^- приливаемых сильных кислот и оснований в слабые электролиты, незначительно изменяя величину рН раствора.

Пример: Ацетатный буферный раствор содержит смесь CH₃COOH и CH₃COONa. Диссоциация слабого электролита – уксусной кислоты – отражается уравнением реакции: CH₃COOH CH₃COO + H⁺ и описывается константой равновесия:

K_a= = 1.8 10

При добавлении ацетата натрия концентрация ионов CH₃COO возрастает и определяется концентрацией соли: [CH₃COO ] C_с. Диссоциация слабого электролита уменьшается за счет введения одноименного иона, поэтому [CH₃COOH] C_к, где C_к – концентрация кислоты.

K_a= ;

[H⁺] = K_a ;

pH = -lg[H⁺] = pK_a - lg (),

где pK_a = - lg K_a.

Таким образом, рН буферных растворов не зависит от концентраций компонентов, а определяется их отношением.

При добавлении небольших количеств сильных кислот и оснований компоненты буферного раствора реагируют с ними, переводя их в слабые электролиты:

CH₃COOH + NaOH = CH₃COONa + H₂O (концентрация соли увеличивается на концентрацию добавленной щелочи, а концентрация кислоты уменьшается на ту же величину):

pH = -lg[H⁺] = pK_a - lg ();

CH₃COONa + HCl = CH₃COOH + NaCl,

pH = -lg[H⁺] = pK_a - lg ().

Так как отношение концентраций изменяется меньше, чем их сумма или разность, общее значение рН изменяется незначительно.

Количество сильной кислоты или сильного основания, которые нужно добавить к буферному раствору для изменения рН одного литра его раствора на единицу, называют буферной емкостью (B). Она может быть вычислена относительно кислоты (B_а) или основания (B_b).

B_a=

B_b=

где B_a и B_b – буферные емкости по кислоте и основанию соответственно; C_a и C_b – концентрации добавленных кислоты и основания; pH₁ и pH₂ – исходные и конечные значения рН раствора; V_a and V_b – объемы добавленных сильных кислоты и основания.

 

 

Цель работы. Изучить свойства буферных растворов.

 

Порядок работы.

 

Опыт 1. Определение рН буферных растворов

1. Приготовьте ацетатные буферные растворы, содержащие различные количества компонентов, согласно приведенной таблице:

	Буферный раствор
Объем кислоты, мл
Объем соли, мл
Cк/Cс=Vк /Vс
pH (измеренный)
pH (рассчитанный)

2. Используя рН-метр, измерьте рН буферных растворов и занесите результаты в таблицу.

3. Используя теоретические формулы, рассчитайте рН буферных растворов и занесите результаты в таблицу.

4. Сравните полученные результаты.

 

Опыт 2. Определение буферной емкости

1. Приготовьте ацетатный буферный раствор, содержащий 10 мл 0,1 М раствора уксусной кислоты и 10 мл 0,1 М раствора ацетата натрия.

2. Измерьте рН буферного раствора. Результаты занесите в таблицу.

3. Добавьте к раствору 10 мл дистиллированной воды и снова измерьте рН. Сравните полученные значения и сделайте вывод.

4. Приготовьте две новые порции буферного раствора и добавьте в них по 2 мл 0,1 М растворов соляной кислоты или гидроксида натрия. Измерьте рН и занесите результаты в таблицу. Вычислите буферные емкости раствора по кислоте и щелочи.

5. Повторите измерения, используя ацетатный буферный раствор с другим соотношением компонентов или дистиллированную воду.

6. Оформите результаты в виде таблицы:

№ раствора Состав раствора
Объем кислоты, мл
Объем соли, мл
Объем дистилированной воды, мл
рН(1)
Объем добавленной дист. воды, мл
Объем добавленной HCl, мл
Объем добавленного NaOH, мл
рН(2)
Буферная емкость

 

Форма лабораторного отчета

 

1. Название лабораторной работы.

2. Краткое описание, цель работы.

3. Номер и название опыта.

4. Заполненная таблица.

5. Расчеты рН и буферной емкости.

6. Обсуждения.

7. Выводы.

 

Типовые задачи.

 

1. Напишите уравнения реакций, происходящих в аммиачном буферном растворе при добавлении к нему небольших количеств а) - соляной кислоты и

б) - гидроксида натрия.

2. Вычислите рН формиатного буферного раствора, содержащего в 1 л 0,1 моль муравьиной кислоты и

0,01 моль формиата калия.

3. Вычислите рН аммиачного буферного раствора, содержащего 1 М раствор гидроксида аммония и

0,001 М раствор хлорида аммония.

4. Вычислите рН аммиачного буферного раствора, содержащего в 500 мл 5,25 г гидроксида аммония и 4,01 г хлорида аммония.

5. Вычислите рН ацетатного буферного раствора, содержащего в 1 л 0,25 моль уксусной кислоты и

0,12 моль ацетата натрия после добавления к нему

0,02 моль гидроксида калия.

6. После добавления 5 мл 0,1 М раствора соляной кислоты к 100 мл ацетатного буферного раствора его рН изменился от 4,50 до 4,35. Вычислите буферную емкость раствора.

Лабораторная работа 6