Гетерогенные равновесия в растворах с осадком

Теоретические основы. В насыщенных растворах малорастворимых веществ устанавливается равновесие между осадком (твердая фаза) и ионами электролитов в растворе (жидкая фаза): Ag₃PO₄ 3 Ag⁺ + PO

Состояние равновесия характеризуется константой, которая носит название произведение растворимости, K_sp:

K_sp (Ag₃PO₄) = [Ag⁺]³ [PO ]

Произведение растворимости – это произведение концентраций ионов малорастворимого вещества в его насыщенном растворе в степенях, соответствующих их стехиометрическим коэффициентам. Числовые значения произведения растворимости малорастворимых веществ представлены в специальных справочных таблицах.

В присутствии одноименных ионов равновесие смещается в сторону образования осадка (эффект одноименного иона). В присутствии сильных электролитов, не содержащих общих ионов, подвижность ионов в растворе уменьшается и равновесие смещается в сторону большего растворения осадка (солевой эффект).

При смешивании растворов, содержащих ионы, дающие нерастворимую соль, начинается выпадение осадка. В первые моменты времени концентрация ионов в растворе велика и осадок выпадает. Постепенно концентрация ионов уменьшается и в растворе устанавливается равновесие.

Условие образования осадка: произведение концентраций ионов в растворе должно быть больше, чем величина произведения растворимости данного соединения. Например,

[Ca²⁺] [CO₃^2-] > K_sp (CaCO₃).

Условие растворения осадка: произведение концентраций ионов в растворе меньше, чем величина произведения растворимости данного соединения ([Ca²⁺] [CO₃^2-] < K_sp(CaCO₃)).

 

Связь между произведением растворимости и растворимостью

Малорастворимого вещества

Рассмотрим в общем виде схему растворения малорастворимого вещества типа K_xA_y:

K_xA_y x k^y+ + y A^x-

Выражение произведения растворимости для этого уравнения имеет вид:

K_s = [K^y+]^x [A^x-]^y

Обозначим молярную растворимость вещества через “S”. Тогда раствор будет содержать катионов [K^y+]=xS (моль/л), анионов - [A^x-]=yS (моль/л). Подставим эти обозначения в выражение произведения растворимости: K_s = [xS]^x [yS]^y,

отсюда находим растворимость S:

 

 

Цель работы. Изучить равновесия в растворах с осадком.

 

Порядок работы.

 

Опыт 1. Образование и растворение осадков

Налейте в пробирку 3 – 4 капли раствора хлорида кальция и добавьте раствор оксалата аммония до образования осадка. Добавьте раствор соляной кислоты и наблюдайте растворение осадка оксалата кальция. Сравните константу диссоциации щавелевой кислоты и произведение растворимости осадка и сделайте вывод о возможности протекания реакции (равновесие смещается в сторону образования более слабого электролита).

 

Опыт 2. Образование и растворение осадков

а). Налейте в пробирку 3 – 4 капли раствора хлорида бария и добавьте раствор хромата натрия до образования осадка. Разделите осадок на две пробирки и добавьте в одну соляную кислоту, а в другую – уксусную кислоту. Объясните наблюдения.

б). Налейте в одну пробирку 3 – 4 капли раствора хлорида меди (II), а в другую – 3 – 4 капли раствора хлорида марганца (II), добавьте сульфид натрия и наблюдайте осаждение нерастворимых сульфидов. Добавьте в обе пробирки соляную кислоту и объясните наблюдаемые явления.

 

Опыт 3. Перевод одного осадка в другой

а). Смешайте 5 – 6 капель раствора нитрата серебра с 2 – 3 каплями раствора хлорида натрия и наблюдайте образование белого осадка хлорида серебра. Добавьте в ту же пробирку 2 – 3 капли раствора хромата натрия, а затем такое же количество сульфида натрия. Сравните произведения растворимости и объясните изменение цветов осадков.

б). Повторите эксперимент, изменив порядок смешивания растворов: к раствору нитрата серебра добавьте последовательно хлорид натрия, сульфид натрия и хромат натрия. Объясните наблюдаемое изменение цвета.

 

 

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. Вычислите произведение растворимости бромида свинца (II), если растворимость его составляет 1,32×10^-2 моль/л.
2. Вычислите растворимость хромата бария в моль/л и г/л.
3. Вычислите растворимость хромата серебра в 0,1 М растворе хромата натрия.
4. Вычислите растворимость гидроксида железа (II) при рН=7.
5. Какая масса сульфата кальция может раствориться в

500 мл воды?

1. Какая масса ионов серебра содержится в 1 л насыщенного раствора хлорида серебра?
2. Выпадет ли осадок при смешивании равных объемов 1 М раствора серной кислоты и 0,02 М раствора нитрата серебра?
3. При какой концентрации оксалата натрия начнется выпадение осадка оксалата кальция из 0,001 М раствора хлорида кальция?

 

Лабораторная работа 7

Гидролиз солей

Теоретические основы

Если растворенная в воде соль содержит ионы-остатки слабых кислот или слабых оснований, то происходит процесс гидролиза соли - обменной реакции ионов соли с молекулами воды, приводящей к образованию молекул и ионов новых слабых электролитов.

Основные правила написания реакций гидролиза:

1. Гидролизу подвергаются анионы слабых кислот и катионы слабых оснований, входящих в состав соли.

2. Гидролиз - процесс ступенчатый. На каждой ступени один гидролизующийся ион реагирует с одной молекулой воды.

3. В обычных условиях гидролиз протекает только по первой ступени. Гидролиз усиливается при нагревании и разбавлении растворов солей.

4. Гидролиз - процесс, как правило, обратимый, его равновесие можно смещать. Добавление одноименных (Н⁺ или ОН ) ионов, выделяющихся в процессе гидролиза, смещает равновесие в сторону уменьшения гидролиза. Добавление противоположных ионов, связывающих выделяющиеся Н⁺ или ОН ионы в молекулы воды, смещает равновесие в сторону усиления гидролиза.

Типы реакций гидролиза.

1. Соль образована ионами сильного основания и сильной кислоты (например, NaCl, KNO₃ и др.).

NaCl + H₂O гидролиз не идет (NaOH - сильное основание, HCl - сильная кислота).

2. Соль образована ионами сильного основания и слабой кислоты (например, Na₂CO₃, KSCN и др.).

Na₂CO₃ + Н₂О гидролиз по аниону (NaOH - сильное основание, H₂CO₃ - cлабая кислота).

CO₃² + HOH HCO₃ + OH (среда щелочная, рН>7).

Na₂CO₃+ HOH NaHCO₃ + NaOH (1 ступень гидролиза).

Добавление к раствору щелочей (NaOH), содержащих одноименные ионы (OH ), вызывает ослабление гидролиза (смещение равновесия влево по принципу Ле Шателье). Добавление к раствору кислот усиливает гидролиз за счет реакции Н⁺+OH Н₂О, в результате которой концентрация ионов OH в растворе уменьшается, и равновесие гидролиза смещается вправо. Гидролиз усиливается и начинает идти по второй ступени:

НCO₃ + HOH H₂CO₃ + OH

NaНCO₃ + HOH H₂CO₃ + NaOH (2 ступень гидролиза).

 

3. Соль образована ионами слабого основания и сильной кислоты (например, AlCl₃, FeSO₄ и др.).

AlCl₃ + H₂O гидролиз по катиону (Al(OH)₃ - слабое основание, НCl - cильная кислота).

Al³⁺ + HOH AlOH²⁺ + H⁺ (среда кислая, рН<7)

AlCl₃ + HOH AlOHCl₂ + HCl (1 ступень гидролиза).

 

4. Соль образована ионами слабого основания и слабой кислоты:

а) соль растворима в воде (например, (NH₄)₂CO₃, NH₄NO₂ и др.).

(NH₄)₂CO₃ + H₂O гидролиз идет сразу по катиону и аниону:

2NH₄⁺ + CO₃² + HOH NH₄OH + HCO₃ + NH₄⁺ (рН 7)

(NH₄)₂CO₃ + HOH NH₄OH + NH₄HCO₃

б) соль нерастворима в воде (например, FeS, ZnSiO₃ и др.).

FeS + H₂O нерастворимые соли гидролизу не подвергаются.

в) соль разлагается водой (в таблице растворимости стоит прочерк, например, Fe₂S₃, Al₂(CO₃)₃ и др.). Гидролиз таких солей идет необратимо и до конца: Fe₂S₃+6H₂O 2Fe(OH)₃ +3H₂S

 

Количественно гидролиз описывается величинами константы гидролиза (K_h) и степени гидролиза (h).

 

NaCN + H₂O NaOH + HCN

CN^- + H₂O OH^- + HCN; pH > 7

K =

 

NH₄Cl + H₂O NH₄OH + HCl

NH₄⁺ + H₂O H⁺ + NH₄OH; pH < 7

K_h =

 

NH₄CH₃COO + H₂O NH₄OH + CH₃COOH

NH₄⁺ + CH₃COO + H₂O NH₄OH + CH₃COOH

K_h =

 

Степень гидролиза “h” определяет ту часть соли, которая подверглась гидролизу при данных условиях: . Степень гидролиза связана с константой гидролиза: K_h = . В том случае, когда h << 1, K_h = h²C.

Смешивание растворов солей, гидролизующихся по различным ионам (катиону и аниону) приводит к взаимному усилению гидролиза за счет связывания ионов водорода и гидроксила в молекулы воды (взаимный гидролиз).

 

Цель работы. C помощью универсальной индикаторной бумаги определить рН среды водных растворов солей, изучить влияние температуры и концентрации на гидролиз, условия усиления гидролиза растворов различных солей.

 

 

Порядок работы.

 

Опыт 1. Определение рН в кислых, щелочных и нейтральных средах

На предметное стекло положите небольшие кусочки универсальной индикаторной бумаги и стеклянными палочками нанесите на них по капле дистиллированной воды, растворов NaOH, NH₄OH, HCl, CH₃COOH. С помощью цветовой шкалы определите рН в нейтральной, щелочной и кислой средах.

 

Опыт 2. Определение реакции среды при гидролизе солей

В отдельные пробирки добавьте по нескольку кристалликов следующих солей: нитрата натрия, сульфита натрия, нитрата цинка, ацетата аммония. Растворите соли в 1-2 мл дистиллированной воды. На предметное стекло положите кусочки универсальной индикаторной бумаги и определите рН растворов солей.

 

Опыт 3. Влияние температуры на гидролиз

Налейте в пробирку 3-4 мл раствора ацетата натрия и добавьте 1-2 капли фенолфталеина. Разделите раствор на 2 пробирки и одну из них нагрейте на водяной бане. Сравните интенсивность окраски индикатора в обеих пробирках.

 

Опыт 4. Влияние концентрации раствора соли на гидролиз

Налейте в пробирку 1 мл раствора хлорида сурьмы и добавьте дистиллированной воды. Выпадение белого осадка связано с разложением хлорида дигидроксосурьмы, образующейся за счет гидролиза соли по второй ступени:

Sb(OH)₂Cl SbOCl + H₂O

Добавьте в пробирку раствор соляной кислоты до растворения осадка. Объясните смещение равновесия реакции гидролиза.

 

Опыт 5. Взаимное усиление гидролиза

Налейте в пробирку 1 мл раствора хлорида алюминия и добавьте равное количество раствора карбоната натрия. Объясните взаимное усиление гидролиза солей, приводящее к выделению оксида углерода (IV) и образованию осадка гидроксида алюминия. Используя амфотерные свойства гидроксида алюминия, докажите его образование.

 

 

Форма лабораторного отчета.

 

1. Название лабораторной работы.

2. Краткое описание, цель работы.

 

Опыт 1. Определение рН в кислых, щелочных и нейтральных средах

Исследуемое вещество	Цвет универсальной индикаторной бумаги	рН	Реакция среды

Опыт 2. Определение реакции среды при гидролизе солей

Исследуемое вещество	рН раствора	Реакция среды	Уравнение реакции гидролиза соли в молекулярном и ионном видах

 

Опыты 3-5 оформите по схеме:

а) название опыта;

б) уравнение реакций в молекулярной и ионной формах;

в) наблюдения и обсуждения;

г) выводы.

 

Типовые задачи.

 

1. Напишите в молекулярной и ионно-молекулярной формах уравнения реакций гидролиза следующих солей: ZnCl₂, Fe(NO₃)₃, CH₃COOK, MnSO₄, Na₃PO₄, K₂S, NH₄Cl, (NH₄)₂CO₃, Al₂S₃. Укажите реакцию среды.

2. Рассчитайте константу гидролиза, степень гидролиза и рН 0,1 М растворов хлорида аммония, карбоната натрия, нитрата алюминия.

3. При смешивании водных растворов нитрата хрома (III) и сульфида натрия наблюдается выпадение осадка и выделение газа. Запишите уравнения реакций и объясните указанное явление.

Лабораторная работа 8

Коллоидные растворы

Теоретические основы. Коллоидные системы – это ультрамикрогетерогенные системы, состоящие из двух фаз: дисперсионной среды и дисперсной фазы. Дисперсная фаза коллоидных растворов состоит из молекулярных агрегатов размером 10 - 10 cм.

Классификация коллоидных систем.

1. Агрегатное состояние дисперсионной фазы и дисперсной среды.

 

Дисперсная фаза Дисперсионная среда	Газ	Жидкость	Твердая
Газ	-	Аэрозоли	Дым, пыль
Жидкость	Туманы	Эмульсии	Суспензии
Твердая	Твердые эмульсии	Гели	Литозоли

 

2. Взаимодействие дисперсной фазы и дисперсионной среды (тип классификации используется только для жидких дисперсионных сред). Коллоидные системы делятся на лиофобные и лиофильные.

В лиофобных коллоидных системах дисперсная фаза слабо взаимодействует с дисперсионной средой. Такие системы не могут быть получены самопроизвольно, частицы дисперсной фазы всегда представляют собой агрегаты молекул.

В лиофильных коллоидных системах дисперсная фаза растворима в дисперсионной среде. Ее частицами являются отдельные молекулы больших размеров (макромолекулы).

 

Оптические свойства коллоидных систем. При прохождении света через коллоидные растворы наблюдается конус Тиндаля (дифракция света на коллоидных частицах). Так как дифракция коротковолнового излучения происходит в большей степени, чем дифракция длинноволнового излучения, то бесцветные коллоидные растворы в отраженном свете имеют голубой цвет, а в проходящем – красный.

 

Строение коллоидной мицеллы и электрические свойства коллоидных систем. Коллоидные частицы имеют малые размеры и могут существовать во взвешенном состоянии неограниченное время. Это определяет кинетическую устойчивость коллоидных систем. С другой стороны, большая поверхность раздела коллоидной частицы определяет избыточное поверхностное натяжение и тенденцию к «слипанию» коллоидных частиц, которая уменьшает энергетическую нестабильность коллоидных систем.

Стабилизация коллоидных систем происходит за счет адсорбции молекул дисперсионной среды или ионов электролита, находящегося в растворе. На границе коллоидной частицы формируется двойной электрический слой, коллоидные частицы приобретают одинаковый заряд, что препятствует их «слипанию».

Ионы, которые формируют заряд коллоидной частицы, называются потенциалобразующими ионами.

 

Коллоидная частица   _ ___ _ _ + + + _ _ _ ^+ ^+_ ^++ +^+ _ _ _ _^+ + + _

К ним притягиваются ионы с противоположным зарядом – противоионы, которые располагаются в адсорбци-онном и диффузионном слоях мицеллы. Между адсорбционным и диффузионным слоями происходит ионный обмен. Коллоидная частица заряжена, а мицелла электронейтральна.

мицелла

Пример. Строение мицеллы коллоидной частицы иодида серебра.

Реакция образования иодида серебра может быть представлена в виде:

KI (избыток) + AgNO₃ AgI + KNO₃

 

Строение мицеллы: {m[AgI] nI (n-x)K⁺} xK⁺

где “m” – число молекул иодида серебра в ядре; “n” – число анионов в первом адсорбционном слое коллоидной частицы; n + x = m; обычно m >> n.

 

Если в избытке находится нитрат серебра, то на поверхности ядра коллоидной частицы в первую очередь группируются ионы серебра, достраивая кристаллическую решетку твердой фазы, а в качестве противоионов выступают нитрат-анионы.

На поверхности ядра мицеллы возникает электрический межфазный потенциал (j - потенциал), который уменьшается при увеличении расстояния от поверхности ядра за счет адсорбции противоионов.

 

потенциал A _ _ _ j _ _ _ _ x ^+ d B r   (толщина адсорбционного слоя)

Если поместить коллоидную частицу в электрическое поле, то противоионы диффузного слоя отрываются от коллоидной частицы и перемещаются в сторону соответствующего электрода, а коллоидная частица – в противоположную сторону. В ее составе остается часть диффузионного слоя (линия АВ показывает границу поверхности скольжения).

Эффект перемещения коллоидных частиц под действием внешнего электрического поля называется электрофорезом.

Потенциал коллоидной частицы на поверхности скольжения называется электрокинетическим потенциалом или x (зета)- потенциалом.

x -потенциал является мерой устойчивости коллоидных систем: если ½x½< 30 mV, происходит коагуляция (разрушение) коллоидных частиц.

Введение индифферентных сильных электролитов в коллоидные растворы приводит к уменьшению величины x-потенциала в связи с увеличением концентрации противоионов и сжатием диффузного слоя. В том случае, когда концентрация индиферентного электролита достаточно велика, возможно достижение изоэлектрического состояния (x=0).

При введении сильного электролита, содержащего одноименные ионы, происходит дополнительная адсорбция потенциалобразующих ионов на поверхности коллоидной частицы, что приводит к увеличению x-потенциала. После достижения максимально возможной адсорбции электролит, содержащий одноименные ионы, начинает действовать так же, как и индиферентный электролит, то есть x-потенциал уменьшается и после достижения критической величины наступает коагуляция коллоидных частиц.

Коагулирующая способность электролитов характеризуется величиной порога коагуляции – минимальной концентрацией электролита, которая вызывает коагуляцию коллоидного раствора. Порог коагуляции уменьшается с увеличением заряда коагулирующего иона (иона, знак заряда которого аналогичен знаку заряда противоиона коллоидных частиц). Для моно-, ди- и трехзарядных ионов отношение их порогов коагуляции составляет 1:11:72.

 

В некоторых случаях процесс коагуляции является обратимым. Процесс обратной трансформации коагулята в коллоидный раствор называется пептизация или дезагрегация.

 

Устойчивость лиофобных золей увеличивается при добавлении небольших количеств растворов высокомолекулярных соединений (например, растворов желатины, таннина и др.). Защитное действие растворов высокомолекулярных соединений связано с образованием адсорбированного защитного слоя на поверхности коллоидной частицы. Характеристикой защитного действия является защитное число – минимальное количество (мг) твердого вещества, которое предотвращает коагуляцию 10 мл коллоидного раствора при добавлении сильного электролита в количестве, определяемом порогом коагуляции.

 

Условиями образования коллоидных растворов являются нерастворимость дисперсной фазы в дисперсионной среде и присутствие стабилизатора.

 

Цель работы. Изучение методов получения и свойств коллоидных растворов.

Порядок работы

Опыт 1. Приготовление коллоидных растворов различными методами

1. Метод ионного обмена (демонстрационный опыт)

Смешайте в конических колбах или стаканчиках при постоянном перемешивании: (a) 10 мл 0.05 M раствора KI и 8 мл 0.05 M раствора AgNO₃; (b) 10 мл раствора AgNO₃ и 8 мл раствора KI. Сравните цвет растворов в проходящем и отраженном свете. Перенесите растворы в U-образные трубки и пропустите через них постоянный электрический ток. Наблюдайте явление электрофореза. Отметьте, к какому электроду перемещаются коллоидные частицы в каждом случае, определите знак заряда коллоидной частицы. Запишите уравнение реакции получения коллоидного раствора и схему строения мицеллы.

2. Метод пептизации

Налейте в стаканчик 1,5 мл 20%-ного раствора K₄[Fe(CN)₆] и добавьте 0,5 мл насыщенного раствора FeCl₃. Отфильтруйте темно-синий осадок KFe[Fe(CN)₆] и промойте его сначала дистиллированной водой, а затем 0,1 М раствором H₂C₂O₄. Наблюдайте пептизацию осадка и образование коллоидного раствора (ионы C₂O₄ адсорбируются на поверхности ядра коллоидной частицы, а ионы водорода выступают в качестве противоионов). Сравните цвет растворов в проходящем и отраженном свете. Запишите уравнение реакции получения коллоидного раствора и схему строения мицеллы.

 

Опыт 2. Определение порога коагуляции коллоидных растворов

1. Приготовление золя Fe(OH)₃

Доведите до кипения 300 мл дистиллированной воды и добавьте 3 мл насыщенного раствора FeCl₃. Прокипятите раствор в течение 3 мин. Охладите полученный коричнево-красный коллоидный раствор и перенесите его в бюретку. Запишите уравнение реакции получения коллоидного раствора и схему строения мицеллы.

2. Определение порога коагуляции золя Fe(OH )₃

Отмерьте по 10 мл приготовленного золя Fe(OH)₃ в каждую из 7 пробирок и добавьте различные количества 0,001 M раствора Na₂SO₄ (в соответствии с таблицей). Отметьте начало коагуляции коллоидного раствора. Учитывая разбавление сильного электролита, рассчитайте порог коагуляции.

Пробирка № …..
Добавлено коагулятора, мл	0.5	1.0	1.5	2.0	2.5	3.0	3.5
Коагуляция (да/нет)

 

Повторите эксперимент еще 2 раза, используя в качестве коагуляторов 0,001 М растворы NaCl и MgSO₄. Сделайте вывод о том, ионы какого заряда выступают в качестве коагулятора и какой заряд имеет коллоидная частица.

 

Типовые задачи.

 

1. После неполного титрования раствора KBr раствором AgNO₃ образуется коллоидный раствор. Запишите уравнение реакции получения коллоидного раствора и схему строения мицеллы.

2. После неполного титрования раствора AgNO₃ раствором KBr образуется коллоидный раствор. Запишите уравнение реакции получения коллоидного раствора и схему строения мицеллы.

3. Запишите уравнение реакции гидролиза FeCl₃ и схему строения мицеллы коллоидной частицы.

4. Запишите уравнение реакции взаимодействия избытка K₄[Fe(CN)₆] с FeCl₃ и схему строения мицеллы.

5. Покажите строение мицеллы коллоидной частицы, образованной при растворении осадка KFe[Fe(CN)₆] в 0,1 М растворе H₂C₂O₄ (метод пептизации).

6. Раствор CuSO₄ добавили к золю серы, имеющему положительно заряженные коллоидные частицы. Какие ионы будут вызывать коагуляцию?

7. Растворы KCl, K₂SO₄, K₃PO₄ и MgSO₄ поочередно добавили к золю золота с положительно заряженными коллоидными частицами. Какой электролит имеет минимальный порог коагуляции?

Лабораторная работа 9