Химическое равновесие. Изучение влияния концентраций реагирующих веществ на смещение равновесия

Опыт 1. Смещение равновесия в растворах солей с обратимой реакцией обмена

Смещение равновесия удобно изучить на примере процесса

3 KSCN + FeCl₃ ↔ 3 KCl + Fe (SCN)₃

Это простая реакция обмена, которая протекает в прямом и обратном направлениях. Кроваво-красная окраска роданида железа Fe(SCN)₃ позволяет визуально контролировать смещение равновесия влево (раствор светлеет) или вправо (раствор краснеет) за счет уменьшения или увеличения концентрации Fe(SCN)₃. Растворы остальных участников процесса практически не окрашены.

План нашего исследования отражает таблица 11. Будем в отдельные порции равновесной системы вводить реактивы-компоненты и наблюдать, в какую сторону смещается равновесие при оказанном воздействии. Из уравнения реакции видно, в какой стороне находится вводимый реактив.

Попробуйте по принципу Ле-Шателье определить направления смещения равновесия и укажите это стрелкой в таблице 11. Затем экспериментально подтвердите или опровергните ваш выбор.

Ход работы. В химическом стакане готовим примерно 200 мл равновесной смеси, смешивая разбавленные растворы FeCl₃ и KSCN в соотношении 1:1. Постоянство интенсивности окраски смеси после перемешивания стеклянной палочкой свидетельствует об установлении равновесия. Равновесную смесь делим на четыре примерно равные порции, используя еще три стакана.

Теперь будем осуществлять «насилие» над нашим равновесием. В один стакан добавим с помощью пипетки 1-2 капли насыщенного раствора FeCl₃, в другой – KSCN, в третий – несколько кристалликов KCl (с помощью шпателя). Изменение окраски сравним с окраской в четвертом стакане, который является «свидетелем». По результатам скорректируйте ранее заполненную таблицу 11.

Таблица 11

№ опыта	Каким реактивом подействовали	Изменение окраски системы	Направление смещения равновесия	Положение реактива в уравнении реакции (справа – слева)
	FeCl3   KSCN   KCl			слева

 

Обсуждение результатов.

Предоставьте преподавателю возможность ознакомиться с вашими результатами и устными ответами на вопросы:

1. Что равно при химическом равновесии?

2. Почему химическое равновесие называется подвижным или динамическим?

(Неверный ответ: «потому, что его можно смещать или двигать»).

3. Произнесите вслух, не подглядывая в записи, какую-нибудь формулировку принципа Ле-Шателье.

4. Приведите примеры нехимических равновесий.

5. Произнесите вслух названия всех участников процесса, кроме себя и своих соратников по практикуму. Преподаватель тоже не считается. Это косвенный участник.

 

Тема 3. РАСТВОРЫ

Цели изучения темы

Теоретические: -рассмотреть процессы в растворах электролитов, закрепить или освоить написание уравнений диссоциации, гидролиза, закрепить понятие константа диссоциации и разобраться в ее значении для расчетов концентраций веществ в вышеуказанных процессах, в частности, для оценки концентраций ионов при диссоциации воды. Усвоить понятия рН, рОН.

Научиться выполнять расчеты: -навесок (и объемов) для получения раствора заданной концентрации или заданного объема,

-концентраций по известному количеству компонентов,

-по переводу из одних единиц измерения концентраций в другие,

-концентраций по данным титрования,

-количества вещества в данном объеме раствора известной концентрации,

. – содержания растворенного вещества по данным анализа.

Практические цели: -овладеть приемами объемного анализа: измерения объемов с помощью мерной посуды, титрования, освоить технику измерения плотности ареометром.

 

Консультационная часть

Литература: 1, гл. V,§ 1,2,4 – 10; 2, гл. 1, § 1 – 10, гл. XV, § 1 – 4, 7,

гл. XVII, § 1 – 2, гл. XVIII, § 1 – 4.

Растворы – сложные системы, включающие растворитель, растворенное вещество и продукты их взаимодействия (сольватированные молекулы, ионы, их ассоциаты и продукты более глубокого взаимодействия, например, гидролиза). Их можно отнести к чрезвычайно тонким смесям, когда смешение компонентов происходит на молекулярном или ионном уровне.

Концентрация растворов

Концентрация раствора – это соотношение компонентов (веществ) в растворе. Обычно это соотношение указывают как количество интересующего нас вещества в определенном количестве раствора. Реже концентрацию указывают как отношение количества одного из веществ к количеству растворителя. Количество растворенного вещества может быть выражено в различных, но строго определенных для данного способа единицах: г, кг, моль, моль – эквивалент…, так же как и количество раствора: 100 г, 1000 мл.

В зависимости от выбранных единиц измерения растворенного вещества и раствора различаются способы выражения концентрации растворов. Наиболее употребительны массовая доля, процентная концентрация, молярная и нормальная концентрации, титр.

Массовую долю, величина которой всегда меньше единицы, выражают, как правило, в процентах. Например, массовая доля данного вещества в растворе 0,01 (одна сотая) или 1% Массовая доля величина безразмерная.

Молярные концентрации указывают количества молей (могут быть моли молекул, атомов, ионов или эквивалентов) в одном литре раствора. Поскольку в одном моле всегда содержится одинаковое число частиц (число Авогадро), молярные концентрации фактически и определяют число частиц в литре раствора. Если указано число молей молекул данного вещества концентрацию называют молярностью, если указано число молей эквивалентов – нормальностью раствора.

 

Решение типовых задач

Трудности в решении задач на концентрацию растворов связаны с тем, что легко спутать растворенное вещество с раствором, раствор с растворителем, объем с массой, моль с граммами и т.д. Составители задач сознательно создают эти трудности, очень кратко, а иногда завуалировано указывая нужную информацию. Намечая план решения задачи, надо всю эту «кухню» вывести на чистую воду. Для этого следует поменьше использовать «отсебятину» и почаще посматривать в основополагающие определения. В этом помогает использование «бюрократических рогаток», позволяющих все скрупулезно расставить на положенные места и четко сформулировать вопрос. Отметим, что четкая формулировка вопроса это больше 60% успеха.

 

Процентная концентрация

Химики всех стран договорились, что процентная концентрацияпоказывает, сколько граммов растворенного вещества находится в 100 г раствора. Обозначение 10% раствор сахара означает, что в 100 г раствора содержится 10 г сахара, а в 500 г раствора – 50 г сахара и т.д.

Решим легкую задачку. Какова процентная концентрация раствора соли, который приготовили растворением 20 г соли в 100 г воды?

Напрашивающийся неправильный ответ - 20%. Скоропостижная, но ошибочная выдача ответа связана с тем, что вода (растворитель) спутана с раствором. В нашем условии дано (косвенно) количество раствора, равное 120 г (ведь масса раствора складывается из масс растворенного вещества и растворителя). И естественно, в 100 г раствора будет меньше 20 г растворенного вещества. Правильное значение вычисляется из соотношения

20´100

Чтобы впредь не попадать впросак в таких простых ситуациях, целесообразно скрупулезно записать в необходимых рубриках, что дано и что спрашивается. Поначалу это будет занимать вроде бы много времени, но в конце концов это оправдывается безошибочностью пути. Для нашего случая соответствующий рубрикатор выглядит так:

 

Растворенное вещество	Раствор

 

Аналогичный рубрикатор на бухгалтерском сленге называется «самолетиком» и используется для сведения баланса по дебиту и кредиту. Используя это «транспортное средство» для нашей задачи, заполним вакантные места из сведений, приведенных в условии. За х примем то, что спрашивается, то есть, сколько граммов растворенного вещества находится в 100 г раствора. Во второй строке рубрикатора записываем, что дано в условии, а значит известно.

 

	Растворенное вещество	Раствор
Спрашивают	х (г)	100 (г)
Известно	20 (г)	20 + 100 (г)

 

Непременным условием такой записи является строгое соответствие записываемых сведений соответствующим заголовкам.

Дальнейшее количественное решение задачи проводится с помощью дроби:

х = (20´100) / 120.

Здесь в числителе - произведение накрест «сидящих» в самолетике известных членов, а знаменателе - член, накрест противостоящий иксу. К таким пропорциям сводится и большинство задач, связанных с химически-ми расчетами. Еще здесь очень полезно отслеживать наименования участников. Это тоже помогает избежать путаницы.

Рассмотрим еще одну легкую задачку. Сколько соли надо взять для приготовления 500 г 15%-го раствора?

Примем за х искомое количество соли. Ему отвечает 500 г раствора. Известность процентной концентрации означает знание того многословного обстоятельства, что 15 г соли находится в 100 г раствора. Отметим, что этих 100 г прямо в условии нет, но это следует из формулировки определения процентной концентрации. «Посадка» в самолетик даст

 

	Растворенное вещество	Раствор
Спрашивают	хг	500 г
Известно	15 г	100 г

 

Откуда: х = (15´500) / 100 = 75 г.

Молярная концентрация

Начнем с определения. Молярная концентрация или молярность показывает, сколько молей растворенного вещества находится в 1000 мл (или 1 л) раствора. Так, запись 0,2 М раствор CaCl₂ означает, что в 1000 мл раствора содержится 0,2 моль указанной соли. Массу этого количества можно вычислить, если предварительно рассчитать массу моля. Массу же моля легко вычислить с использованием атомных масс элементов. Молекула нашей соли содержит один атом Са и два атома хлора, что дает для молекулярной массы 40 + 35,5´2 = 111 а.е.м. (атомных единиц массы). Масса моля будет 111 г. Атомные массы обычно находим в любой периодической системе элементов (не путаем с номерами элементов) и округляем все, кроме хлора, до целых единиц. (Округляем, а не просто отбрасываем знаки, которые находятся после запятой!).

Задача. Сколько граммов соли удастся получить, если выпарить всю воду из 200 мл 0,2 молярного раствора СаСl₂? Эта же задача может встретиться в иной формулировке: сколько граммов соли надо взять для приготовления 200 мл 0,2 М раствора CaCl₂?

Расположим данные из нашего условия в самолетике:

 

	Растворенное вещество	Раствор
Спрашивают	х (г)	200 мл
Известно	0,2 моль	1000 мл

 

Обращаем внимание на то, что сведения в рубрике «Раствор» как бы «смотрят в затылок друг другу», так как имеют одинаковые наименования. Данные же о растворенном веществе смещены относительно друг друга, поскольку выражены в разных единицах. Эта «смещенность» требует проделать в сторонке дополнительное действие – перевести моли в граммы. Вес одного моля мы вычислили ранее (111 г). Тогда 0,2 моль нашей соли будут весить 111´0,2 г. Подставим это произведение в самолетик, усадив «пассажиров» в соответствии с их наименованиями:

 

	Растворенное вещество	Раствор
Спрашивают	х г	200 мл
Известно	0,2 моль = (111´0,2) г	1000 мл

 

Теперь используем однотипные данные для вывода результирующей дроби

х = [(111´0,2)´200] / 1000 = 4,44 г.

 

Решим обратную задачу. Какова молярность раствора, если 10 г сульфата калия (K₂SO₄) растворено в 100 мл раствора?

Первоначальный самолетик будет выглядеть так

 

 

	Растворенное вещество	Раствор
Спрашивают	хмоль	1000 мл
Известно	10 г	100 мл

 

Снова сведения о растворенном веществе разведены по разным углам «салона». Это вынуждает сделать дополнительный расчет для перевода 10 г сульфата калия в моли. Найдем массу одного моля K₂SO₄ (это легко сделать, поскольку формула вещества нам известна):

39´2 + 32 + 16´4 = 174 г.

10 г этой соли будут содержать всего лишь 10/174 моль. Усадим это число в самолетик «в затылок» молям из первого ряда:

 

	Растворенное вещество	Раствор
Спрашивают	х моль	1000 мл
Известно	10/174 моль= 10 г	100 мл

Финальная молярность составит

 

х = [(10/174)´1000] / 100 = 0.57 моль/л.

 

Теперь перейдем к «высшему пилотажу». Рассмотрим задачу, когда и растворенное вещество и раствор выражены в разных единицах.

Условие. Найти процентную концентрацию 0,35 М раствора азотной кислоты HNO₃, если плотность раствора r= 1,08 г/мл.

Здесь используется придуманный физиками параметр плотность – масса единицы объема. Она позволяет провести грамотный переход от объема жидкости к ее массе. Ведь только у воды при н.у.(нормальных условиях) плотность равна 1,000, а у большинства жидкостей и растворов она не равна единице. Так литр бензина весит около 800 г, а литр меда около 1,5 кг.

Посмотрев или вспомнив, что означает процентная и молярная концентрация, запишем условие этой трудной задачи в «пилотируемой» форме:

 

	Растворенное вещество	Раствор
Спрашивают	х г	100 г
Известно	0,35 моль	1000 мл

 

Обращаем внимание, что несовпадение наименований «по вертикалям» требует дополнительной коррекции. Выразим все в граммах.

Растворенное вещество HNO₃ имеет молярную массу 1 + 14 + 16´3 = 63 г. Во втором ряду «салона» 0,35 моль будут весить (63´0,35) г.

Раствор имеет плотность 1,08 г/мл. Значит один миллилитр раствора весит 1,08 г. А 1000 мл (из «салона») потянут на 1080 г. Очень удобно для этого умножать плотность на 1000. Хотя также правильно было бы перевести 100 г раствора в мл. Но это менее удобно, поскольку в уме трудно разделить 100 на плотность.

Введем найденные значения в самолетик и используем значения с совпадающими размерностями для окончательного подсчета х:

 

	Растворенное вещество	Раствор
Спрашивают	х г	100 г
Известно	63´0,35 г = 0,35 моль	1080 г = 1000 мл

 

х = [(63´0.35)´100] / 1080 = 2,04 %.

 

Осталось решить обратную задачу и перейти к следующему виду концентраций.

Задача. Найти молярность 12% раствора хлорида цинка ZnCl₂, если плотность раствора r = 1, 14 г/мл.

Вновь заполняем «пресловутый» самолетик, приняв за х то, что спрашивается, т.е., сколько молей соли находится в 1000 мл раствора. Вторая строка самолетика добросовестно сообщает, что в соответствии с условием 12 г растворенного вещества томятся в 100 г раствора.

 

	Растворенное вещество	Раствор
Спрашивают	хмоль	1000 мл
Известно	12 г	100 г

 

Снова следует отметить и устранить «напряженку», связанную с различием единиц измерения по вертикали. В 12 г хлорида цинка (растворенное вещество) будет находиться 12 / (65+35,5´2) моль. Здесь в знаменателе молярная масса ZnCl₂. 1000 мл раствора весят 1140 г (см. в условии плотность раствора). Вводим эти данные в самолетик и находим х – молярность раствора.

 

	Растворенное вещество	Раствор
Спрашивают	х моль	1000 мл = 1140 г
Известно	12/136 моль = 12 г	100 г

 

х = [ (12/136)´1140]/ 100 = 1,01 моль/литр.

 

 

Нормальная концентрация

 

Этот вид концентрации отличается от молярной концентрации новой единицей измерения количества растворенного вещества в том же самом литре раствора. Нормальность раствора показывает сколько моль эквивалентов растворенного вещества содержится в 1000 мл раствора. Некоторые затруднения создает необходимость разобраться еще с одной единицей количества вещества – эквивалентом.

Удобно использовать такое определение: эквивалент – это доля молекулы, приходящаяся на одну реагирующую валентность.

Рассмотрим это на примере двух кислот – серной и соляной. Вспомним, что кислоты характеризуются реакционноспособностью своих атомов водорода. Молекула соляной кислоты HCl имеет один атом водорода. В одной молекуле серной кислоты H₂SO₄ – два атома водорода. Одна молекула серной кислоты по своей химической мощи вдвое страшнее, чем одна молекула соляной кислоты. Сравним это с двуствольным и одноствольным ружьем. На один реагирующий водород, таким образом, в HCl приходится масса всей молекулы, а в Н₂SO₄ - лишь половинка молекулы. Поскольку водород одновалентен, то количество реагирующих атомов водорода в кислотах соответствует количеству реагирующих валентностей. Поэтому эквивалент HCl равен ее молекулярной массе 36,5, а эквивалент H₂SO₄ равен М(H₂SO₄) / 2 = 98 / 2 = 49 а.е.м. Таким образом, если мы хотим провести химический залп тремя эквивалентами кислоты, то надо использовать или три молекулы НСl, или полторы молекулы H₂SO₄, или одну молекулу фосфорной кислоты H₃PO₄. Для соответствующего контрудара потребуется такое же количество эквивалентов щелочи.

Удобство использования понятия «эквивалент» заключается в том, что может реагировать друг с другом разное количество молекул, разное количество граммов, но одинаковое количество эквивалентов участников реакции. Если мы знаем, что в какой-то реакции прореагировало с кислотой 5 эквивалентов щелочи, то наверняка в химическом сражении участвовало 5 эквивалентов кислоты. Зная формулу кислоты, мы можем сосчитать, сколько молекул и сколько граммов ее израсходовалось.

Если предыдущий абзац вами понят, то аналогичные соображения несложно использовать для оценки эквивалентов оснований. Их химическая мощь определяется одновалентными гидроксильными группами. Поэтому эквивалент NaOH равен молекулярной массе, и в одной молекуле содержится один эквивалент. Эквивалент «двуствольного» Са(ОН)₂ равен М / 2, и эта молекула содержит два эквивалента. Эквивалент же гидроксида Fe(OH)₃ равен М / 3. Напомним, что М – молекулярная масса.

Сложнее разобраться с эквивалентами солей. В реакциях обмена в молекулах солей разрываются связи между металлом и кислотным остатком. Количество таких связей и попадает в знаменатель, на который делят молекулярную массу соли. Так для солей CaCl₂, K₂SO₄, ZnCl₂ эквивалентные массы равны М/2. Для KNO₃, NaCl эквиваленты равны молекулярным массам. Для AlCl₃ и Na₃PO₄ Э = М/3. Для таких громоздких молекул, как Al₂(SO₄)₃ и Ca₃(PO₄)₂, используем выражение Э = М/6.

Главный вывод. Зная формулу вещества, мы можем всегда наряду с молекулярной массой вычислить и эквивалентную массу для реакций обмена. А при проведении расчетов концентраций растворов используем эквивалентную массу так же, как мы ранее использовали молекулярную массу для перехода от молей к граммам и наоборот. В случае задач с нормальностями растворов - делаем аналогичные пересчеты от моль-эквивалентов к граммам и наоборот.

Попробуйте решить задачи, разобранные в разделе про молярные концентрации. Замените сами в их условиях слово молярный на нормальный. Не подглядывайте заранее в решения, не обманывайте сами себя, добейтесь умения правильно расположить в рубрикаторе данные условия и заготовки к решению. Вместо молекулярной массы используйте теперь массу эквивалента.

Пример. Сколько соды Na₂CO₃ надо взять для приготовления 200 мл 0,35 N раствора?

Запишем данные в самолетик:

 

	Растворенное вещество	Раствор
Спрашивают	x г	200 мл
Известно	53´0,35 г = 0,35 моль экв.	1000 мл

 

Здесь жирным шрифтом выделен результат пересчета 0,35 моль эквивалентов в граммы с использованием эквивалентной массы Na₂CO₃, равной М / 2 = 53. Вычисление ответа даст

 

x = (53´0,35´200)/1000 = 3,71 г.

 

Гидролиз солей

Ввиду особой важности учета гидролиза солей в биологических процессах следует отработать навыки написания уравнений гидролиза после проработки по учебнику [ 1 ] с.170 – 173.

Поставим себе задачу составления уравнений гидролиза только по первой ступени (наиболее реальной в обычных условиях). Рекомендуемая последовательность действий:

а) составляем уравнение диссоциации соли;

б) выясняем, по какому иону идет гидролиз;

Это и есть сугубо химический аспект гидролиза, так как составления уравнений – скорее арифметические действия (подсчет зарядов, вычисление коэффициентов и пр.).

Гидролизу подвергаются анионы слабых кислот и катионы слабых оснований. Вспомним, что слабые электролиты – это те, которые плохо растворимы или плохо диссоциируют. Для определения «слабости» электролитов, соответствующих ионам соли, используем справочные данные: таблицы 2 и 3 из приложения 2. Эти таблицы можно использовать даже во время экзамена, как любые справочные данные. Полезно привыкнуть к их постоянному использованию. Важно в данном случае, интересоваться растворимостью не соли, а растворимостью основания, которое соответствует этой соли.

Так, соли Li₂ S, Na₂ CO₃,, K₃ PO₄, Ba SO₃ образованы сильными основаниями и слабыми кислотами, а значит гидролизуются по аниону. «Слабость» кислот видна из табл. 3 приложения 2.

Соли Cu Cl₂, Mg Br₂, Zn (NO₃)₂, Mn SO₄ образованы слабыми основаниями и сильными кислотами. Их гидролиз идет по катиону. «Слабость» оснований, то есть их плохая растворимость, видна из табл. 2 приложения 2.

Соли Al₂S₃, Fe₂(CO₃)₃ – гидролизуются и по катиону и по аниону, так как их когда-то образовали слабые и основания и кислоты. Соли же NaNO₃, K₂SO₄, LiCl практически не гидролизуются, поскольку им соответствуют сильные основания и кислоты.

Итак, чаще всего силу кислот оцениваем по степени диссоциации (приложение 2, табл. 3), а силу оснований – по растворимости (приложение 2, табл.2).

в) составляем для гидролизующегося иона уравнение реакции его взаимодействия с водой (с одной молекулой воды, так как речь идет о первой ступени). При этом к катионам (положительные частицы) присоединяем заимствованный из воды ион гидроксила (отрицателен, заряд -1), а к анионам - положительный ион водорода. Грамотно алгебраически (с учетом знаков) суммируем заряды слившихся частиц для определения зарядов продуктов. Полученное таким образом уравнение и будет сокращенным ионным уравнением гидролиза. Оно определяет наступающее в растворе равновесие и характеризуется собственной константой равновесия;

г) записываем уравнение гидролиза в молекулярном виде. При этом в основу берется ионное уравнение (пункт в), а для составления нейтральных молекул используются ионы, находящиеся в растворе.

 

Пример. Составим уравнение гидролиза сульфата меди, CuSO₄:

а) записываем диссоциацию соли

CuSO₄ = Cu²⁺ + SO₄^2- (3)

б) из таблиц 2, 3 приложения 2 выясняем, что иону Cu²⁺ соответствует слабое основание, а иону SO₄^2- – сильная кислота, значит, гидролиз идет по катиону Cu^{2 +}

 

в) проводим собственно гидролиз, то есть взаимодействие с водой

 

Cu²⁺ + HOH ↔ (CuOH)⁺ + H⁺ (4)

 

Естественно, что положительный ион Cu²⁺ «вырвет» из воды отрицательную часть - ион OH^-. Этот ион покинет молекулу воды и примкнет к Сu²⁺. От «овдовевшей» молекулы воды в растворе останется «одинокий» ион Н⁺. Заряд образовавшегося иона CuOH⁺ определился из суммирования зарядов Cu²⁺ и OH^-: (+2 – 1) = +1.

Уравнение (4) является уравнением гидролиза нашей соли в ионной форме по первой ступени. Из него видно, что в результате реакции в растворе образуются ионы H⁺. Это определяет кислую реакцию среды. Если бы в свободном виде образовывались ионы ОН^-, то среда была бы щелочная. А если количество ионов Н⁺ и ОН^- в растворе одинаково, как в чистой воде, то среда нейтральная.

г) при составлении уравнения в молекулярной форме ставим задачу превратить все ионы уравнения (4) в молекулы, т.е. в электронейтральные частицы. Для этого надо объединить каждый положительный ион уравнения (4) с каким-нибудь отрицательным. Чтобы в этом не запутаться, запишем в сторонке (можно изобразить колбу или тазик) список частиц нашей системы. Используем для этого уравнения (3) и (4). Выписка дает:

 

Cu^2+ и SO4^2^- из уравнения (3). CuSO4 не выписываем. Его в растворе нет, т.к. он распался на ионы при растворении.

Cu^2+, HOH, CuOH^+ и H^+ из уравнения (4). Ионы Cu^2+ повторились

 

Сопоставив этот «коллектив» с уравнением (4), после внимательного рассмотрения зарядов (нарядов) видим, что на нейтрализацию положительно заряженных ионов из уравнения (4) способны только отрицательные ионы SO₄^2-. Других отрицательных ионов в растворе нет, а использование надуманных частиц типа ОН^- или Cl^- будет нелегитимным. С учетом зарядов ионов-партнеров определяем подстрочные индексы и составляем молекулы (как бы «прародительницы»), соответствующие ионам уравнения (4). Получаем

 

CuSO₄ +H₂O → (CuOH)₂SO₄ + H₂SO₄,

 

а затем подбираем необходимые коэффициенты

2CuSO₄ + 2H₂O ↔ (CuOH)₂SO₄ + H₂SO₄ (5)

 

Это и будет окончательное уравнение гидролиза нашей соли в молекулярной форме по первой ступени. Отметим, что уравнение (5) менее информативно, чем уравнение (4). Оно менее четко отображает химизм процесса, а реакцию среды из него можно установить, лишь тщательно всмотревшись для обнаружения в продуктах реакции кислоты. В уравнении (4) ионы водорода сразу бросаются в глаза, «сообщая», что среда кислая.

Напоминаем, что в растворе реально существуют ионы H₃O⁺, а не H⁺.

Равновесие гидролиза так же, как и любое химическое равновесие, подвижно и направление его смещения определяется принципом Ле Шателье. Одна из формулировок этого всеобъемлющего принципа гласит: если на равновесную систему оказано внешнее воздействие, то равновесие смещается в сторону, ослабляющую это воздействие…

Пусть, развлекаясь, мы добавили в равновесную систему (4) какой-либо кислоты. Наше внешнее воздействие свелось к тому, что повысилась концентрация ионов Н⁺. Система, в соответствии с принципом Ле Шателье старается ослабить это воздействие. Она не может «выставлять пикеты, митинговать или откупиться». У нее всего лишь три возможности – двинуть процесс влево, двинуть процесс вправо или затаиться, ничего не делая. К ослаблению воздействия, то есть к уменьшению концентрации ионов водорода приведет смещение равновесия влево. Система и будет это делать

до установления нового равновесия при новых равновесных концентрациях.

Продолжая свои эксперименты, предположим, что нам ужас как интересно выяснить, в какую сторону сместится равновесие (4) при добавлении к равновесной системе щелочи. Щелочь вводит в нашу систему «ударную» группировку ионов ОН^-. В нашей равновесной системе (4) таких ионов нет ни слева, ни справа. Но система может, направить процесс вправо для усиленного командирования «омоновцев» в виде ионов Н⁺. Ионы водорода, вступая в боевой контакт с ионами ОН^-, превратят их в нейтральную воду, и концентрация гидроксильных пришельцев понизится. Значит, в соответствии с принципом Ле Шателье воздействие щелочи будет ослаблено. Эти приемы мы можем использовать на практике, например с целью обеспечения сохранности растворов солей. В зависимости от состава соли мы можем подавлять гидролиз путем подкисления или подщелачивания растворов.

Если мы повышаем концентрацию исходной соли (в случае уравнения 4 это повышение концентрации ионов Cu²⁺), то и гидролиз усилится, стремясь по принципу Ле Шателье ослабить воздействие, уменьшая количество ионов меди.

Разбавление раствора водой в нашем случае также приведет к усилению гидролиза. Разбавление приводит (как и понижение давления в газообразных системах) к снижению концентраций всех растворенных частиц. Предположим, мы раствор (4) разбавили вдвое. Концентрация частиц левой части (это ионы Cu²⁺. Молекулы воды не считаем, так как их количество в единице объема практически не изменится) уменьшится вдвое. В правой части - концентрация CuOH⁺ при нашем разбавлении уменьшится вдвое, и тоже вдвое уменьшится концентрация ионов Н⁺. Таким образом, общее число частиц в правой части уменьшилось в 4 раза, а в левой - только в 2. Система просто обязана изо всех сил этому противодействовать. Она должна форсировать протекание того процесса, который увеличивает число растворенных частиц. А это дает только процесс, идущий слева направо.

Некоторое недоумение может вызвать то обстоятельство, что и при разбавлении и, наоборот, при повышении концентрации соли гидролиз усиливается. Ведь наши воздействия как бы противоположны, а смещение равновесия идет в одну и ту же сторону. Обратим внимание на то, что наши воздействия не противоположные, а просто разные. Меняя концентрацию исходной соли, мы воздействуем только на один вид частиц, а разбавляя раствор – мы действуем на все частицы. Проведем аналогию с любым газофазным равновесием. Введение или выведение одного из компонентов совсем не то, что повышение или понижение общего давления, если в системе есть другие газообразные вещества.

Отметим, что расчет степени гидролиза, т.е. доли гидролизованных молекул, показывает, что разбавление существеннее влияет на гидролиз, чем повышение концентрации соли. Поэтому, если мы хотим, чтобы раствор меньше гидролизовался, то, выбирая из двух зол меньшее, отдадим предпочтение более концентрированным растворам.

Еще одним фактором, часто используемым для воздействия на равновесие гидролиза, является изменение температуры. Правильно ответить на вопрос о влиянии температуры на равновесие можно только тогда, когда известен тепловой эффект процесса. В уравнении (4) тепловой эффект не обозначен. Раскроем эту тайну. Все реакции гидролиза идут с поглощением тепла. Это связано с тем, что в уравнениях типа (4) молекула воды – самая прочная. На ее разрыв (процесс гидролиза) требуется больше энергии, чем на обратный процесс, когда разрывается ион CuOH⁺. В результате суммарный тепловой эффект двух процессов будет отрицательным.

Поскольку гидролиз эндотермичен, то повышение температуры ведет к его возрастанию (стремление системы ослабить воздействие путем поглощения тепла), а понижение температуры оказывает противоположное воздействие. Отсюда следует полезный вывод: чтобы уменьшить разрушение лекарства при хранении за счет гидролиза, его надо хранить в прохладном месте. Наоборот, для лучшего усвоения жирной пищи ее полезно разбавлять теплым чаем для улучшения гидролиза жиров.

 

3.3. Упражнения для самоподготовки

 

Задание. Рассмотрите обе задачи вашего варианта из предсессионной контрольной работы, номера которых находятся в интервале заданий 71-90.

Выполните еще по одному заданию из этих двух разделов методички для контрольных работ. Возьмите задания, которые стоят или непосредственно перед или сразу после заданий вашего варианта.

 

Лабораторные работы

 

Лабораторная работа №5