Опыт 2. Зависимость электропроводности раствора от концентрации сильного электролита

Электропроводность растворов сильных электролитов, степень диссоциации которых a»1, существенно зависит от их концентрации, поскольку с увеличением концентрации возрастает не только число носителей заряда, но и межионное взаимодействие.

В сосуды с растворами серной кислоты с концентрациями от 10 до 90% масс. погрузите электроды, включенные в электрическую сеть последовательно с амперметром. Запишите показания прибора в табл.1, постройте график зависимости I =¦(w). Объясните полученную зависимость силы тока от концентрации раствора.

Таблица 1.

Зависимость силы тока от концентрации раствора H₂SO₄

w, %	I, мА	w, %	I, мА

Опыт 3. Определение направления протекания ионообменных реакций с участием электролитов

Ионообменные реакции с участием ионов электролитов протекают в направлении образования слабых электролитов, выделения газов и выпадения осадков.

1) Внесите в ячейку капельного планшета небольшое количество кристаллического хлорида аммония NH₄Cl и прибавьте 2-3 капли 1 н. раствора едкого натра NaOH. Перемешайте содержимое ячейки стеклянной лопаточкой, определите по запаху, какой газ выделяется. Запишите уравнение реакции в молекулярном и ионном видах. Объясните причину выделения газа.

2) Внесите в ячейку капельного планшета небольшое количество кристаллического ацетата натрия CH₃COONa и прибавьте 2-3 капли 1 н. раствора соляной кислоты HCl. Перемешайте содержимое ячейки, определите, какому соединению соответствует новый запах. Запишите уравнение реакции в молекулярном и ионном виде.

Сделайте вывод о направлении протекания изученных реакций, используя константы диссоциации соответствующих электролитов: К _b(NH₄OH)=1,77 ×10^–5, К _а(СН₃СООН)=1,86×10^–5

Опыт 4. Определение величины рН растворов электролитов

По величине водородного показателя рН можно не только определить реакцию среды раствора данного электролита, но и сравнить силу соответствующих кислот и оснований.

1) Внесите 2-3 капли 0,1 н. раствора СН₃СООН в ячейку капельного планшета. С помощью универсального индикатора, используя данные табл.2, определите цвет и оцените величину рН раствора. Для этого стеклянной палочкой небольшое количество исследуемого раствора перенесите на полоску универсальной индикаторной бумаги. (После использования палочку необходимо ополаскивать в стакане с дистиллированной водой и протирать фильтровальной бумагой.) Сравните найденное значение с величиной рН 0,1 н. раствора HCl, определенной аналогичным способом. Сделайте вывод о силе уксусной кислоты. Напишите уравнение ее диссоциации. Зная рН раствора и исходную концентрацию кислоты, рассчитайте степень диссоциации.

Таблица 2.

Цвет универсального индикатора (раствора или бумаги)

рН	Цвет	рН	Цвет
1...3	Красный		Бирюзовый
4,5	Оранжевый	9,10	Голубой
	Желтый	11...13	Фиолетовый
	Зеленый

2) Способом, аналогичным п.1, изучите 0,1 н. раствор NH₄OH. Проведите сопоставление с 0,1 н. раствором NaOH. Сделайте вывод о силе гидроксида аммония. Напишите уравнение его диссоциации. Зная рН раствора и исходную концентрацию, рассчитайте степень диссоциации NH₄OH.

Опыт 5. Смещение равновесия диссоциации слабого электролита

В соответствии с принципом Ле Шателье равновесие диссоциации слабого электролита можно сместить, добавляя в раствор соединения, содержащие одноименные ионы.

1) Внесите 2-3 капли 0,1 н. раствора уксусной кислоты в ячейку капельного планшета. С помощью универсального индикатора, как и в опыте 4, оцените значение рН раствора. (Можно использовать ячейку и данные предыдущего опыта.) Добавьте небольшое количество кристаллического CH₃COONa и перемешайте содержимое ячейки стеклянной лопаточкой. Вновь используя универсальный индикатор, оцените значение рН полученного раствора. Объясните причины изменения окраски индикатора, напишите уравнения процессов.

2) Повторите действия п.1 используя 0,1 н. раствор NН₄OH и кристаллический хлорид аммония NH₄Cl. (Можно использовать ячейку и данные предыдущего опыта.)

Используя выражения констант диссоциации уксусной кислоты и гидроксида аммония, объясните происшедшие изменения на основании принципа Ле-Шателье.

К _а(СН₃СООН)=1,86×10^–5; К _b(NH₄OH)=1,77×10^–5

Опыт 6. Получение и растворение осадков малорастворимых электролитов

Малорастворимые осадки выпадают и растворяются при изменении концентраций образующих соединение ионов в соответствии со значением ПР этих соединений.

В две пробирки налейте по 1-2 мл 0,1М раствора хлорида кальция CaCl₂ и добавьте по 1-2 мл 0,1М раствора карбоната натрия Na₂CO₃. В одну пробирку добавьте немного соляной кислоты, в другую - уксусной. Объясните все наблюдавшиеся явления, используя значения констант диссоциации кислот и ПР СаСО₃. Напишите уравнения реакций образования и растворения осадка.

К _а(СН₃СООН)=1,86×10^–5; К _{а (I)}(Н₂СО₃)=4,3×10^–7; К _{а (II)}(Н₂СО₃)=5,6×10^–11; ПР(СаСО₃)=3,8×10^–9

Опыт 7. Влияние природы соли на процесс гидролиза

Соли одной кислоты и разных оснований или одного основания и разных кислот в различной степени подвергаются гидролизу в зависимости от природы соответствующего катиона или аниона.

Внесите по 2-3 капли 0,1 н. растворов NaCl, MgCl₂ и AlCl₃ в ячейки капельного планшета. С помощью универсального индикатора оцените значения рН данных растворов. Объясните полученные результаты, учитывая значения констант диссоциации соответствующих оснований. Напишите уравнения реакций гидролиза в ионном и молекулярном виде.

К _{b (I)}(Mg(OH)₂)=2,5×10^–3; К _{b (I)}(Al(OH)₃)=1,0×10^–9

Опыт8. Влияние температуры на степень гидролиза

Равновесие гидролиза может быть смещено изменением температуры в соответствии со знаком изменения энтальпии гидролитического процесса D Н _гидр..

Налейте в пробирку 2-3 мл раствора ацетата натрия СН₃СООNa и прибавьте 1-2 капли фенолфталеина. После перемешивания раствора обратите внимание на его окраску. Затем нагрейте раствор до кипения и вновь отметьте окраску. Объясните наблюдаемое явление, написав ионное и молекулярное уравнения гидролиза. Сделайте вывод о знаке теплового эффекта процесса и о качественной зависимости гидролиза от температуры.

Примеры решения задач

Задача 1. Найдите степень диссоциации сероводородной кислоты по первой ступени в 0,1 М растворе, если К _а(I)=1,1×10^–7.

Решение. По первой ступени сероводородная кислота диссоциирует следующим образом: H₂S D H⁺ + HS^-. Так как константа диссоциации H₂S очень мала, можно использовать упрощенное выражение закона разбавления Оствальда (4).

Отсюда a = (К _а(I)/ С)^1/2 = (1,1×10^–7/0,1)^1/2» 1,05×10^–3 или 0,105%.

Задача 2. Определите величину рН для 0,01 М раствора гидроксида аммония, если К _b =1,77×10^–5.

Решение. Гидроксид аммония - слабое основание и в водном растворе диссоциирует по схеме: NH₄OH D NH₄⁺ + OH^-. Используя уравнение (4), можно вычислить концентрацию ионов OH^-: [OH^-]=a С =(К _b С)^1/2=(1,77×10^–5×0,01)^1/2=4,2×10^–4.

Согласно (7) рОН= –lg[OH^–] = –lg(4,2×10^–4) = 3,38.

Следовательно, при 298 К рН = 14 – рОН = 10,62.

Задача 3. Как изменится концентрация ионов водорода и рН, если к 1 л 0,1 М раствора цианистоводородной кислоты добавить 0,1 моль NaCN, кажущаяся степень диссоциации которого a_NaCN=85%? Константа диссоциации слабого электролита HCN равна 4,9×10^–10.

Решение. Цианистоводородная кислота диссоциирует согласно уравнению: HCNDH⁺ + CN^-. Учитывая, что К _а очень мала, вычисляем степень диссоциации кислоты в растворе без добавления соли по (4): a_HCN = (К _а / С)^1/2 = (4,9×10^–10/0,1)^1/2 = 7×10^–5.

Отсюда [H⁺] = a_HCN С = 7×10^–5×0,1 = 7×10^–6 моль/л и рН = –lg[H⁺] = –lg(7×10^–6)= 5,15.

При добавлении в раствор соли NaCN равновесие диссоциации кислоты, согласно принципу Ле Шателье, сместится влево в результате появления в растворе большого количества ионов CN^- за счет диссоциации сильного электролита: NaCN D Na⁺ + CN^-. При этом уменьшится концентрация ионов водорода в растворе, то есть диссоциация слабой кислоты будет подавлена.

Обозначим новую концентрацию ионов водорода через х моль/л. Зная степень диссоциации соли (85%), можно определить концентрацию ионов CN^-, вносимых солью. Считаем, что объем раствора не изменился, поэтому концентрация соли составит 0,1 моль/л, а концентрация ее ионов CN^- 0,1×0,85 =0,085 моль/л. Общая концентрация цианид-ионов составляет в образовавшемся растворе (х +0,085) моль/л.

Подставим концентрации в выражение для К _а(HCN), помня, что из-за очень незначительной диссоциации цианистоводородной кислоты концентрация недиссоциированной кислоты практически совпадает с исходной концентрацией:

K _a = [H⁺]×[CN^–]/[HCN]_недисс = х (х +0,085)/0,1 = 4,9×10^–10.

Решая квадратное уравнение, находим концентрацию ионов водорода в растворе с добавленной солью: х =5,76×10^–10 моль/л. Отсюда, новое значение рН= –lg(5,76×10^–10)= 9,24.

Таким образом, после добавления соли с одноименным анионом к раствору HCN концентрация ионов водорода понизилась в 12153 раз (7×10^–6/(5,76×10^–10) »12153), а реакция среды изменилась с кислотной на щелочную.

Задача 4. Произведение растворимости BaF₂ при 18^оС равно 1,7×10^–6. Рассчитайте растворимость соли при данной температуре S г/л. Какой объем воды потребуется для растворения 10 г этой соли?

Решение. В растворе малорастворимого сильного электролита устанавливается равновесие: BaF_2(т) D BaF_2(p) D Ba²⁺ + 2F^-. Используя выражения (9) и (10), запишем: ПР=[Ba²⁺][F^-]² = S × (2 S)² = 1,7×10^–6. Решая уравнение, получим S = 7,5×10^–3 моль/л.

Таким образом, растворимость BaF₂ при 18^оС в г/л составляет 7,5×10^–3× М (BaF₂)= =7,5×10^–3×175,324» 1,315 г/л.

Считая плотность раствора малорастворимого сильного электролита практической равной плотности воды, рассчитаем объем воды, необходимый для растворения 10 г этой соли.

Для этого составим пропорцию: . Отсюда

V = 10/1,315=7,6 л.

Задача 5. Произведение растворимости MgS при 25^оС равно 2,0×10^–15. Образуется ли осадок MgS при смешении равных объемов 0,004 н. раствора Mg(NO₃)₂ и 0,0006 н. раствора Na₂S? Степени диссоциации этих электролитов принять равными 1.

Решение. Считаем, что при смешении равных объемов растворов двух солей объем суммарного раствора увеличился вдвое. Следовательно, концентрации обеих солей уменьшились в два раза. Поэтому С _экв(Mg(NO₃)₂)=0,002 моль-экв/л, а С _экв(Na₂S)=0,0003 моль-экв/л. Для определения концентрации ионов необходимо молярную концентрацию эквивалента перевести в молярность: С (Mg(NO₃)₂)= = =0,001=10^–3моль/л, С (Na₂S)= = =0,00015=1,5×10^–4 моль/л.

В соответствии с уравнением диссоциации Mg(NO₃)₂DMg²⁺+2NO₃^- концентрация С (Mg²⁺)=10^–3моль/л. Концентрация С (S^2-)=1,5×10^–4моль/л согласно уравнению диссоциации Na₂SD2Na⁺+S^2-. Так как ПР(MgS) = [Mg²⁺][S^2-] = 2×10^–15, то произведение концентраций С (Mg²⁺)× С (S^2-)=10^–3×1,5×10^–4=1,5×10^–7>ПР, поэтому осадок MgS будет выпадать.

Контрольные вопросы и задачи для защиты лабораторной работы

Для решения используйте данные табл.3 и 4 Приложения

1. Во сколько раз концентрация ионов Н⁺ в 0,1 н. растворе HNO₂ больше, чем в 0,1 н. растворе HCN?

2. Угольная кислота диссоциирует преимущественно по первой ступени. Концентрация ионов водорода в 0,005 М растворе равна 4,25×10^–5 моль/л. Определите константу диссоциации Н₂СО₃ по первой ступени.

3. Какова концентрация ионов CN^- в 1 л 0,01 н раствора HCN, в котором еще содержится 0,5 моль HBr? Кажущаяся степень диссоциации бромистоводородной кислоты равна 89,8%.

4. Степень диссоциации щавелевой кислоты Н₂С₂О₄ по первой ступени в 1 н. растворе равна 23,3%. При какой концентрации она станет равной 9%?

5. Чему равна массовая доля СН₃СООН в растворе с плотностью 1 г/мл, для которого [H⁺]=3,6×10^–6 моль/л и a=3%?

6. Вычислите рН 0,01 н раствора уксусной кислоты, в котором степень диссоциации кислоты равна 0,042.

7. Определите рН раствора, в 1 л которого содержится 0,1 г NaOH. Диссоциацию основания считать полной.

8. Во сколько раз концентрация ионов водорода в крови (рН=7,36) больше, чем в спинномозговой жидкости (рН=7,53)?

9. Степень диссоциации слабой одноосновной кислоты в 0,2 н. растворе равна 0,03. Вычислите значения [H⁺], [OH^-] и рОН для этого раствора.

10. Вычислите рН 0,2 М раствора НСООН, к 1 л которого добавлено 3,4 г НСООNa, если a(HCOONa)=93%.

11. Каким значением рН характеризуется раствор уксусной кислоты, в котором ее массовая доля составляет 0,6% (плотность раствора r =1 г/мл)? Сколько воды надо прибавить к этому раствору объемом 1 л, чтобы значение рН стало равным 3?

12. Как изменится рН воды при ее нагревании с 25 до 60^оС? При Т =60^оС К _w=9,61×10^–14.

13. При 25^оС растворимость Fe(OH)₃ составляет 1,9×10^–10 моль/л. Вычислите ПР(Fe(OH)₃).

14. В 2 л воды при 25^оС растворяется 2,2×10^–4 г AgBr. Вычислите ПР соли.

15. Растворимость сульфата бария в воде при 25^оС составляет 2,45×10^–3 г/л. Вычислите ПР(BaSO₄).

16. ПР(PbI₂) при 15^оС равно 8,7×10^–9. Вычислите концентрацию ионов Pb²⁺ и I^- в насыщенном растворе соли.

17. Во сколько раз уменьшится растворимость AgI в 0,1 н. растворе КI по сравнению с его растворимостью в чистой воде?

18. Выпадет ли осадок CaSO₄, если смешать равные объемы 0,2 н. растворов CaCl₂ и Na₂SO₄?

19. Укажите, какие из приведенных ниже солей подвергаются гидролизу, напишите молекулярные и сокращенные ионно-молекулярные уравнения, укажите реакцию среды:

1) CuCl2, BaCl2, Ca(CH3COO)2, 2) 2) NaClO4, (NH4)2SO4, (NH4)2S, 3) Na3AsO4, CoSO4, AlCl3, 4)) CrCl3, K2SO4, Na2S, Zn(NO3)2 5) KI; NH4Br; Na3PO4; ZnSO4

5) MnCl2, (NH4)2CO3, NaHCO3, 6) Rb2S, KNO2, Li2SO4, Na2HPO4 8) Mg(CH3COO)2, SnCl2, NH4NO3, 9) NaHS, Li2SO3, Rb2SO4, Bi(NO3)2 10) BaS; Al2(SO4)3; HgCl2; Cr(NO3)3

20. Вычислите константу гидролиза К _г, степень гидролиза h и рН:

1) 0,2 М раствора НСООК; 2) 0,001 М раствора KF; 3) 0,1 М раствора NaHS; 4) 0,01 М раствора КНСО3; 5) 0,01 М раствора KNO2; 6) 0,06 М р-ра Рb(NO3)2 по I ступени;

7) 1М раствора ZnSO4 по I ступени; 8) 0,01М раствора K2SO3 по I ступени; 9) 0,2 М раствора Na2CO3 по I ступени; 10) 0,01 М раствора К2С2О4 по I ступени;

 

ПРИЛОЖЕНИЕ

Таблица 3.

Константы диссоциации К_а(b) некоторых слабых электролитов при 298 К

Электролит	Уравнение диссоциации	К а(b)
Азотистая кислота	HNO2 D NO2^–+ Н^+	5,1×10^–4
Бензойная кислота	НС7Н5О2 D С7Н5О2^– +Н^+	6,14×10^–5
Бромноватистая кислота	HBrO D BrO^– + Н^+	2,1×10^–9
Муравьиная кислота	НСООН D НСОО^- + Н^+	1,8×10^–4
Фтороводородная к-та	HF D F^- + H^+	7,4×10^–4
Сернистая кислота	H2SO3 D HSO3^- + H^+ HSO3^– D SO3^2^- + H^+	1,3×10^–2 5,0×10^–6
Сероводородная кислота	H2S D HS^- + H^+ HS^– D S^2^- + H^+	5,7×10^–8 1,2×10^–15
Угольная к-та	Н2СО3 D НСО3^- + Н^+ НСО3^– D СО3^2^- + Н^+	4,3×10^–7 5,6×10^–11
Уксусная кислота	СН3СООНDСН3СОО^- + Н^+	1,8×10^–5
Фосфорная кислота	H3PO4 D H2PO4^- + H^+ H2PO4^– D HPO4^2^- + H^+ HPO4^2– D PO4^3^- + H^+	7,5×10^–3 6,2×10^–8 2,2×10^–13
Цианистоводородная к-та	HCN D CN^–+ H^+	4,9×10^–10
Щавелевая кислота	Н2С2О4 D НС2О4^- +Н^+ НС2О4^- D С2О4^2^- +Н^+	5,9×10^–2 6,4×10^–4
Гидроксид аммония	NH4OH D NH4^+ + OH^-	1,77×10^–5
Гидроксид свинца	Pb(OH)2 D PbOH^+ + OH^- PbOH^+ D Pb^2+ + OH^-	9,6×10^–4 3,0×10^–8
Гидроксид цинка	Zn(OH)2 D ZnOH^+ + OH^- ZnOH^+ D Zn^2+ + OH^-	5,0×10^–5 1,5×10^–9

 

Таблица 4.