Влияние концентрации реагирующих веществ

На химическое равновесие

Реактивы и оборудование: 1) 0,01 М раствор хлорида железа (III) FeCl₃; 2) 0,01 М раствор роданида аммония NH₄SCN; 3) насыщенный раствор хлорида железа FeCl₃; 4) насыщенный раствор роданида аммония NH₄SCN; 5) кристаллический хлорид аммония NH₄Cl; 6) штатив для пробирок;
7) 4 пробирки.

К 20 каплям 0,01 М раствора хлорида железа(III) прибавьте 20 капель 0,01 М раствора роданида аммония. Получится раствор с характерной красной окраской, обусловленной образованием роданида железа Fe(SCN)₃:

FeCl₃ + 3 NH₄SCN Û Fe(SCN)₃ + 3 NH₄Cl

Разлейте полученный красный раствор в 4 пробирки. 1-ю пробирку оставьте для сравнения, во 2-ю пробирку добавьте несколько капель насыщенного раствора хлорида железа(III), в 3-ю пробирку добавьте несколько капель насыщенного раствора роданида аммония, в 4-ю пробирку добавьте несколько кристалликов хлорида аммония. Перемешайте растворы в пробирках.

Наблюдаемые изменения окраски раствора при добавлении реагирующих веществ занесите в таблицу и сделайте выводы о смещении равновесия в сторону прямой или обратной реакции.

 

№ пробирки	Производимое увеличение концентрации вещества	Изменение интенсивности красного цвета	Изменение концентрации Fе(SCN)3	Равновесие сдвинулось в сторону
	-	-	-	-
	FеCl3
	NH4SCN
	NH4Cl

 

Дайте объяснение на основании принципа Ле Шателье. Приведите примеры применения роданидов в ветеринарной практике.

Литература

1. П.М. Саргаев. Неорганическая химия. -М.: КолосС, 2004. С. 38-39, 41-43; 49-52; 167-168, 229-232; 148-149, 244, 247, 251.

 

Тема 6. Свойства разбавленных растворов

Содержание темы

6.1. Осмотическое давление разбавленных растворов
неэлектролитов

1. Осмотическое давление разбавленных растворов неэлектролитов.

2. Прибор для измерения осмотического давления растворов.

3. Закон Вант-Гоффа. Связь осмотического давления раствора с основными газовыми законами.

Осмотическое давление P = C_M×R×T (Закон Вант-Гоффа). где C_M - молярная концентрация; R- газовая постоянная 8,31 Дж/(моль×К); Т - температура, К.

4. Пример. При 20 °С осмотическое давление раствора, в100 мл которого содержится 6,33 г красящего вещества крови - гематина, равно 243,4 кПа. Определить молекулярную формулу, если известен элементарный состав в % масс. гематина: С=64,6; Н = 5,2; N = 8,8; O = 12,6 и Fe = 8,8.

Решение. Из уравнения Р = C_M×R×T и формулы для молярной концентрации

C_M = m/(M×V)

где m - масса вещества в г, M - молярная масса (г/моль), V - объем раствора (л), получим:

M = m×R×T/(Р×V)

Находим молярную массу гематина

M = 6,33×8,31×293/(243,4×0,1) = 633 г/моль

Теперь найдем простейшую формулу гематина

С: Н: N: O: Fe = (64,6/12):(5,2/1):(8,8/14):(12,6/16):(8,8/56)=34:33:4:5:1

C₃₄H₃₃N₄O₅Fe

 

Давление пара разбавленных растворов. Закон Рауля. Температуры кипения и замерзания разбавленных растворов неэлектролитов

1. Понижение давления пара раствора неэлектролита по сравнению с давлением пара чистого растворителя.

2. Закон Рауля. Формулировка и математическое выражение.

DР = Р_о - Р = Р_о×n/(N+n),

где Р - давление пара растворителя над раствором; Р_о - давление пара над чистым растворителем; n - число молей растворенного вещества; N - число молей растворителя.

3. Условие кипения жидкостей.

4. Условие замерзания жидкостей.

5. Графики температурных зависимостей давления пара P = P(T) для растворов различной концентрации.

6. Моляльная концентрация раствора.

7. Математическое выражение, связывающее понижение температуры замерзания и повышение температуры кипения раствора с моляльной концентрацией.

8. Физический смысл эбулиоскопической и криоскопической констант.

Значения криоскопических (K) и эбулиоскопических (E) постоянных некоторых растворителей

 

Растворитель	K (кг×К/моль)	Е (кг×К/моль)
Вода	1,86	0,52
Бензол	5,1	2,57
Этиловый спирт	-	1,16

 

9. Пример. Рассчитать, при какой температуре должен кристаллизоваться раствор, содержащий в 250 г воды 54 г глюкозы.

Воспользуемся формулой Dt_з = K×С_m, где K- криоскопическая константа воды, С_m - моляльная концентрация раствора.

Произведем замену С_m = m/(M×m’), где m- масса растворенного вещества в г; m’ - масса растворителя в кг; M - молярная масса глюкозы, равная 180 г/моль.

Найдем величину Dt_з

Dt_з = K×m/(M×m’) = 1,86×54/(180×0,25) = 2,23 К.

t_з = t_зH2O - Dt_з = 0 - 2,23 = -2,23 ^oC.

Следовательно, раствор будет кристаллизоваться при -2,23°С.

 

Свойства разбавленных растворов электролитов

1. Растворение электролитов в воде. Электролитическая диссоциация.

2. Увеличение числа частиц растворенного вещества в результате диссоциации.

3. Степень диссоциации электролита.

4. Изотонический коэффициент. Связь изотонического коэффициента со степенью диссоциации.

5. Отношение величин осмотического давления, понижения давления пара, повышения температуры кипения и понижения температуры замерзания для раствора электролита и неэлектролита при одинаковой концентрации.

Изотонический коэффициент

i = Dp/Dp_неэ. = Dt_з/Dt_{з неэ.} = Dt_k/Dt_{k неэ.}

i = 1+ a(n-1)

где a - степень диссоциации; n - число ионов, на которые распадается молекула электролита; _неэ. - неэлектролит.

6. Осмотическое давление крови животного. Изотонические и гипертонические растворы, применение.

7. Пример. Вычислить при 100 °С давление насыщенного пара воды над раствором, содержащим 5 г гидроксида натрия в 180 г воды. Кажущаяся степень диссоциации гидроксида натрия равна 0,8.

Решение: вычисляем изотонический коэффициент

i = 1 + a×(n - 1) = 1 + 0,8×(2 - 1) = 1,8

Понижение давления пара над раствором вычисляем по уравнению

DР = Р_о - Р = i×Р_о×n/(N + n),

где Р_о - давление пара над растворителем; n - число молей растворенного NaOH; N - число молей воды.

Давление насыщенного пара над водой при 100 °С равно 101,33 кПа или 760 мм рт, ст. Молярная масса гидроксида натрия составляет 40 г/моль, молярная масса воды 18 г/моль. Следовательно, n =5/40 = 0,125 моль, N =180/18 =10 моль

Отсюда DР = 101,3×1,8×0,125/(10+0,125) = 2,23 кПа.

Находим искомое давление насыщенного пара над раствором

Р = Р_о - DР = 101,33 - 2,23 = 99,1 кПа.

Домашнее задание

Ответьте на следующие вопросы:

1. Какое давлениепроизводит 1 моль газа, заключенныйв объеме 22,4 литров при нормальных условиях?

2. Какое давление производит 1 моль газа, заключенный в объеме 1 литр при нормальных условиях?

3. Каково осмотическое давление любого одномолярного раствора неэлектролита?

4. Как рассчитать молярную концентрацию раствора, если известно содержание растворенного вещества в одном литре раствора и его молярная масса?

5. Каковы значения эбулиоскопическойи криоскопической постоянных для воды?

6. Зависят ли значения эбулиоскопической и криоскопической постоянных растворителя от свойств растворенного вещества?

7. Как рассчитать моляльную концентрацию, если известна масса растворенного вещества, содержащегося в одном кг растворителя, и его молярная масса?

8. Почему опытное значение степени диссоциации сильного электролита называют кажущимся?

9. Каков физический смысл изотонического коэффициента?

Решите следующие задачи

1. Сколько граммов сахара содержится в 250 мл раствора, осмотическое давление которого при 7 °С составляет 2,8 атм? Вычислить молярную концентрацию раствора. В каком объеме раствора содержится 1 моль сахара? (1 атм @ 101,3 кПа).

2. В радиатор автомобиля налили 9 л воды и прибавили 2 л метилового спирта СН₃ОН (r = 0,8 г/см³).При какой наименьшей температуре можно после этого оставить автомобиль на воздухе, не боясь, что вода замерзнет?

3. Водно-спиртовой раствор, содержащий 15% спирта (r = 0,87 г/мл), кристаллизуется при -10,26°С. Найти молярную массу спирта и осмотическое давление раствора при 293 К.

4. Имеются 0,1 М растворы хлорида алюминия AlCl₃ и хлорида кальция CaCl₂. Кажущаяся степень диссоциации одинаковая. Какой раствор будет замерзать при более низкой температуре? Почему?

5. Какова температура замерзания растворов цианида аммония NH₄CN и уксусного альдегида СН₃СНО, каждый из которых содержит 5 г растворенного вещества в 100 г воды. Кажущаяся степень диссоциации цианида аммония равна 60%.

Литература

1. П.М. Саргаев. Неорганическая химия. -М.: КолосС, 2004. С. 55-62; 62-67; 68-76; 229-237.

 

Тема 7. Равновесие в растворах слабых электролитов. Ионные уравнения реакций

Содержание темы

1. Электролитическая диссоциация как обратимый процесс. Частичная диссоциация слабых электролитов в растворах. Применение закона действия масс к разбавленным растворам слабых электролитов. Константа диссоциации.

2. Влияние разбавления на равновесие электролитической диссоциации. Закон разбавления Оствальда.

3. Влияние на равновесие электролитической диссоциации прибавления электролитов, имеющих одноименный ион со слабым электролитом.

4. Влияние на равновесие электролитической диссоциации прибавления электролитов, связывающих один из ионов слабого электролита.

5. Правила составления ионных уравнений реакций.

6. Случаи необратимого протекания реакций между электролитами: Антидоты, адсорбенты, коагуляторы белков. Применение в ветеринарии.

 

Домашнее задание

1. Напишите уравнение электролитической диссоциации циановодородной кислоты HCN и гидроксида меди(II). Напишите формулы для констант диссоциации.

2. Как сдвинется равновесие электролитической диссоциации в растворах уксусной кислоты и гидроксида аммония NH₄OH при разбавлении водой в три раза. Объяснить сдвиг равновесия на основании закона разбавления Оствальда.

3. Константа диссоциации азотистой кислоты равна 5×10^-4 моль/л. Вычислить степень диссоциации кислоты в 0,05 М растворе.

4. Как сдвинется равновесие электролитической диссоциации в растворе СН₃СООН при прибавлении, например, раствора хлороводородной кислоты НCl или ацетата натрия CH₃COONa? Написать уравнения диссоциации исходного (слабого) и прибавляемого (сильного) электролита.

5. Напишите в молекулярной и ионной формеуравненияреакций.

1) СН₃СООН + KОН ®

2) Na₂S + H₂SO₄ ®

3) NaHCO₃ + NaOH ®

4) Zn(OH)₂ + H₂SO₄ ®

5) Zn(OH)₂ + KOH ®

6) NH₄Cl + NaOH ®

Лабораторная работа

Реактивы и оборудование: 1) 3 н. раствор уксусной кислоты СН₃СООН; 2) 0,05% раствор метилоранжа; 3) кристаллический ацетат натрия СН₃СООNa; 4) 0,5 н. раствор карбоната натрия (соды) Na₂CO₃; 5) 0,1 н. раствор серной кислоты; 6) 2 н. раствор хлороводородной кислоты; 7) 1 н. раствор ацетата натрия CH₃COONa; 8) 4н раствор хлорида аммония NH₄Cl; 9) штатив для пробирок; 10) 5 пробирок; 11) стеклянная палочка.

Опыт 1. Влияние одноименного иона на степень диссоциации слабых электролитов. В две пробирки внесите по 3-5 капель раствора уксусной кислоты и добавьте по одной капле индикатора метилоранжа. Одну пробирку оставьте для сравнения, а в другую внесите шпателем несколько кристаллов ацетата натрия и встряхните. Сравните окраску растворов в обеих пробирках и объясните ее изменение. Что надо добавить к раствору слабой кислоты, чтобы сместить равновесие в сторону образования ее молекул? Для объяснения напишите уравнения диссоциации слабого и сильного электролитов. Приведите примеры диссоциации электролитов во внутренней среде организма.

Опыт 2. Ионные реакции. а) Налейте в пробирку 3-5 капель раствора карбоната натрия и добавьте столько же раствора серной кислоты. Напишите уравнение реакции в молекулярном и ионном виде. Какие ионы и почему исчезают из раствора? Какие вещества образуются?

б) В пробирку внесите 3-5 капель раствора ацетата натрия и прибавьте столько же хлороводородной кислоты. Испытайте содержимое пробирки на запах. Напишите уравнение реакции в молекулярном и ионном виде.

в) Налейте в пробирку 3-5 капель раствора хлорида аммония, прибавьте столько же раствора гидроксида натрия. Испытайте содержимое пробирки на запах. Напишите уравнение реакции в молекулярном и ионном виде.

г) Налейте в пробирку 3-5 капель раствора хлорида железа(III), прибавьте столько же раствора гидроксида натрия. Обратите внимание на цвет осадка. Напишите уравнение реакции в молекулярном и ионном виде.

Литература

1. П.М. Саргаев. Неорганическая химия. -М.: КолосС, 2004. С. 71-76; 107-108, 152-153; 171-179; 198-205.

Тема 8. Кислотно-щелочное равновесие. pH раствора

Содержание темы

1. Вода - слабый электролит. Уравнение диссоциации воды.

2. Применение закона действия масс к равновесию диссоциации воды. Ионное произведение воды.

3. Концентрация водородных ионов и гидроксид-ионов в чистой воде.

4. Влияние добавления кислоты и щелочи на ионное равновесие воды. Концентрация водородных ионов и гидроксид-ионов в растворах сильных кислот и щелочей.

5. Показатель pH как характеристика водных растворов.

6. Расчет pH в растворах кислот и щелочей.

7. Дистиллированная вода как ветеринарный препарат.

8. Внутренняя среда организма, pH крови и других тканей.

9. Примеры решения задач.

Пример 1. Вычислить концентрацию ионов водорода, гидроксид-ионов и pH 0,1 н. раствора H₂SO₄ (a = 1, т. е. 100%).

Решение.

Н₂SO₄ ® 2 Н⁺ + SO₄^2-

(1 моль Н₂SO₄ Þ 2 моль Н⁺)

Как видно из уравнения, диссоциации серной кислоты из одного моля кислоты образуется 2 моля ионов водорода. В свою очередь, 1 моль двухосновной кислоты содержит 2 моля эквивалентов. Значит, из 2 молей эквивалентов серной кислоты образуется 2 моля ионов водорода, то есть количество молей эквивалентов кислоты определяет количество молей ионов водорода Н⁺. Если отнести эти количества к 1 литру раствора, то можно сделать вывод, что концентрация ионов водорода [Н⁺] связана с нормальной концентрацией кислоты (N_кисл) простой формулой

[Н⁺] = a×N_кисл

В рассматриваемом случае a = 1, поэтому [Н⁺] = N_кисл. По условию задачи N_кисл = 0,1, откуда [Н⁺] = 10^-1 моль/л.

Из ионного произведения воды [Н⁺]×[ОН^-] =10^-14 (моль/л)² можно найти [ОН^-]:

[ОН^-] =10^-14 / [Н⁺] = 10^-14 / 10^-1 = 10^-13 моль/л.

Показатель pH находим по определению:

pH = -lg[Н⁺] = -lg 10^-1 = 1.

Ответ:[Н⁺] = 10^-1 моль/л; [ОН-] = 10^-13 моль/л; pH=1.

Пример 2. Определить нормальную концентрацию раствора гидроксида аммония, если pH этого раствора = 10, a = 0,01.

Решение. По условию задачи pH=10, откуда

[Н⁺] = 10^-pH =10^-10 моль/л.

Концентрацию гидроксид-ионов находим из ионного произведения воды

[ОН^-] =10^-14 / [Н⁺] = 10^-14 / 10^-10 = 10^-4 моль/л.

Концентрация [ОН^-] связана с нормальной концентрацией щелочи (N_щел) формулой

[ОН^-] = a×N_щел

По условию a = 0,01. Это значит, что не все молекулы NH₄OH продиссоциировали на ионы, а только одна сотая часть, которая и дает концентрацию ионов [ОН^-] =10^-4 моль/л. Соответственно, общая концентрация NH₄OH будет

N_щел = [ОН^-] / a = 10^-4/ 10^-2 = 10^-2 экв/л.

Ответ: 0,01 н. раствор NH₄OH.

Домашнее задание

1. Вычислить pH 0,1 н. раствора НCl (a = 1).

2. Вычислить pH 0,01н раствора серной кислоты при a = 1.

3. Определить нормальную концентрацию раствораH₂SO₄, если pH = 2, a = 1.

4. Вычислить pH раствора серной кислоты, молярная концентрация которого 0,005 моль/л, a = 1.

5. Найдите нормальную концентрацию уксусной кислоты в растворе, если pH = 3, a = 0,01.

6. Каким образом связаны показатели рН и рОН воды при 25 ^оС?

7. Определить нормальную концентрацию раствора KOH, если раствор имеет pH = 11, a = 1.

8. Вычислить pH 0,005 М раствора Ca(OH)₂ (a = 1).

Лабораторная работа

Измерение pH растворов с помощью pH-метра

Реактивы и оборудование: 1) pH-метр (марки рН-150М) в комплекте с термокомпенсатором и вспомогательными и измерительными электродами; 2) дистиллированная вода, буферные растворы с pH = 1,66 и рН = 4,01, растворы задач, фильтровальная бумага, глазные пипетки; 3) стаканчики для дистиллированной воды, буферных растворов, задач, фильтровальных бумажек и глазных пипеток.

Порядок выполнения работы

1. Нажатием кнопки «Вкл» включите прибор. Прогрейте прибор в течение 10 минут.

2. Выбрать режим автоматической термокомпенсации подсоединением преобразователя «автоматический термокомпенсатор» к разъему «Rt» (выполняет лаборант).

3. Нажатием кнопки «Режим» установить единицы измерения рН (выполняет лаборант).

4. Электроды промыть погружением в стаканчик с дистиллированной водой, осушить кусочком фильтровальной бумаги.

5. Снять резиновую пробочку в верхней части электрода.

6. Поместить электроды в буферный раствор с pH = 4,01 и ручкой «Буфер» установить значение 4,01 на индикаторе.

7. Электроды и термокомпенсатор промыть погружением в стаканчик с дистиллированной водой, осушить кусочком фильтровальной бумаги.

8. Погрузить электроды и термокомпенсатор в стаканчик с буферным раствором рН = 1,66.Установить на индикаторе значение рН = 1,66 вращением регулятора «S» на боковой стенке рН-метра (выполняет лаборант).

9. Подготовить электроды по пункту 7 и погрузить в стаканчик с исследуемым раствором. Наблюдать дрейф показаний прибора в течение 3 минут (продолжительность времени установления показаний на индикаторе). Записать значение рН в таблицу измерений. Дать оценку характеру среды. Определить характер среды путем нанесения капли исследуемого раствора на индикаторную бумагу.

10. Пункты 7 и 9 повторить с растворами других веществ.

11. По окончании работы электроды поместить в стаканчик с водой или 0,1 н. раствором хлороводородной кислоты.

12. Закрыть отверстие в верхней части электрода резиновой пробкой и отключить прибор нажатием кнопки «Выкл».

Таблица результатов измерений

Номер опыта	Раствор	Измеренное значение pH	Характер среды по показаниям прибора	Характер среды по цвету индикатора
	Буфер pH = 4,01
	Буфер pH = 1,66
3-6	Задачи 1-4

Литература

1. П.М. Саргаев. Неорганическая химия. -М.: КолосС, 2004. С. 76-79, 151, 167-168, 225-230.

Тема 9. Гидролиз солей

Содержание темы

1. Понятие гидролиза. Основные случаи гидролиза солей.

2. Реакция среды растворов солей при гидролизе.

3. Степень гидролиза, ее зависимость от концентрации веществ, температуры и природы растворенного вещества.

4. Условия предотвращения гидролиза солей.

5. Примеры реакций гидролиза.