Смещение ионного равновесия при введении в раствор

Одноименных ионов и при удалении тех или иных

Ионов из раствора

Учебник § 95

Диссоциация электролитов, как и всякая диссоциация, является обратимым процессом. Поэтому в растворе слабого электролита, не полностью диссоциирующего на ионы, устанавливается равновесие между недиссоциированными молекулами и образовавшимися ионами.

При введении в раствор слабого электролита одноименных ионов, т.е. ионов одинаковых с одним из ионов электролита, существующее в растворе равновесие нарушается и согласно принципу Ле-Шателье смещается в сторону образования недиссоциированных молекул, причем одновременно уменьшается концентрация другого иона.

Если, например, к раствору слабой синильной кислоты HCN, диссоциирующей по уравнению

HCN ↔ H·+ CN’,

Прибавить ее соли (цианистого калия) KCN, полностью диссоциирующего на ионы, и таким образом увеличить концентрацию ионов CN, то равновесие сместится влево, концентрация недиссоциированных молекул HCN увеличится, а концентрация ионов H уменьшится. Прибавление к тому же раствору щелочи, т. е. ионов OH, связывающихся с ионами H в недиссоциированные молекулы H2O смещает равновесие вправо, вызывая диссоциацию нового количества молекул HCN и увеличение концентрации ионов CN.

Для работы нужны: 1) стойка с пробирками; 2) маленькая воронка; 3) кусок фильтровальной бумаги; 4) 0,1н. растворы уксусной кислоты и аммиака; 5) метилоранж; 6) фенолфталеин; 7) 0,1 н. раствор AgNO3; 8) ацетат натрия NaCH3COO крист.; 9) хлорид аммония крист.; 10) поваренная соль.

Порядок выполнения работы

Опыт 1. Введение в растворы уксусной кислоты и аммиака одноименных ионов.

1. Налить в одну пробирку несколько миллилитров уксусной кислоты, а в другую столько же воды. Прибавить в обе пробирки по несколько капель метилоранжа и написать уравнение диссоциации уксусной кислоты на ионы.

Оставив пробирку с водой для сравнения, всыпать во вторую пробирку щепоточку ацетата натрия NaCH₃COO, полностью распадающегося в растворе на ионы Na⁺ и CH3COO^-. Хорошенько взболтать содержимое пробирки.

Вследствие увеличения концентрации ионов CH3COO^- равновесие между молекулами уксусной кислоты и ее ионами смещается в сторону образования недиссоциированных молекул и концентрация ионов водорода, обусловливающих кислотные свойства раствора, настолько понижается, что метилоранж дает почти такую же окраску, как и в нейтральном растворе.

1. Проделать аналогичный опыт с сильно разбавленным раствором аммиака, заменив метилоранж фенолфталеином, а ацетат натрия – хлоридом аммония NH₄Cl.

От прибавления в одну из пробирок хлорида аммония розовая окраска раствора бледнеет, так как введение в раствор ионов NH₄⁺ смещает существующее в растворе равновесие (NH₃+H₂O ↔ NH₄⁺+OH^-) влево, вследствие чего ионов OH^- почти не остается в растворе и он утрачивает щелочные свойства.

 

Опыт 2. Удаление одного из ионов электролита из раствора.

1. Налить в пробирку до половины дистиллированной воды и медленно пропускать сквозь воду ток сероводорода из прибора Криппа в течении 2-3 мин.

2. К полученной сероводородной воде прибавить несколько капель метилоранжа. Вследствие ничтожной концентрации H⁺ ионов в сероводородной воде (степень диссоциации H₂S очень мала) метилоранж дает почти такую же окраску, как и в нейтральном растворе, т.е. желтую.

Разделив жидкость на 2 части, оставить одну из них для сравнения, а ко второй прибавить раствора AgNO₃, предварительно убедившись с помощью того же метилоранжа, что раствор AgNO₃ имеет нейтральную реакцию. Образуется черный осадок Ag₂S согласно уравнению

 

2Ag× + H₂S = ¯ Ag₂S + 2H×

 

4. Приготовить фильтр (см. работу №1, стр. 16). Полученный фильтр вложить в воронку так, чтобы он плотно прилегал к стенкам воронки и не доходил немного до краев ее. Придерживая фильтр пальцем, смочить его водой.

5. Отфильтровать жидкость от осадка в чистую пробирку. Сравнить окраску фильтра с окраской раствора до прибавления AgNO₃.

Вследствие связывания ионов S² ионами Ag× и удаления их таким путем из раствора все находящиеся в растворе молекулы H₂S подвергаются диссоциации; концентрация ионов H× в растворе настолько увеличивается, что последний приобретает розовую окраску, характерную для метилоранжа в кислом растворе.

Опыт 3. Введение ионов Cl¢ в насыщенный раствор поваренной соли.

1. Приготовить насыщенный раствор поваренной соли, взбалтывая в пробирке с водой растертую в порошок поваренную соль до тех пор, пока она не перестанет растворяться, т. е. пока не установится равновесие между оставшейся нерастворенной солью и перешедшими в раствор ионами Na× и Cl ¢:

NaCl Na × + Cl¢

твердый ® в растворе

 

Отфильтровав жидкость, прибавлять к прозрачному раствору по каплям концентрированную соляную кислоту. Наблюдать выделение соли из раствора вследствие увеличения концентрации ионов Cl¢ и смещения вышеуказанного равновесия влево.

Закончив опыты, ответить письменно на следующие вопросы:

1. Какое равновесие существует в растворе слабого электролита?

2. Как отзывается на этом равновесии:

а) введение в раствор одноименных ионов?

б) удаление из раствора каких-либо ионов?

3. Что происходит при введении в насыщенный раствор электролита

одноименных ионов?

 

РАБОТА № 21

Образование и растворение осадков

Произведение растворимости. В насыщенном растворе малорастворимого электролита произведение концентрации его ионов есть величина постоянная при данной температуре. Эта величина называется произведением растворимости электролита и обозначается буквами ПР.

Примечание. Концентрации ионов выражаются в грамм-ионах на литр. В тех случаях, когда при диссоциации молекулы электролита получаются два и более одинаковых ионов, концентрации этих ионов в выражении для произведения растворимости должны быть возведены в соответствующие степени. Например, произведение растворимости CaF₂.

ПР _CaF2 = [Ca ××] × [F¢] ²

Образование осадка при смешивании растворов двух электролитов. При смешивании растворов двух электролитов, ионы которых могут образовать труднорастворимое вещество, осадок получается всякий раз как только произведение концентраций этих ионов в растворе превысит величину произведения растворимости образующегося вещества.

Растворение осадков. Растворение осадка труднорастворимого электролита происходит в том случае, когда произведение концентраций его ионов в жидкости над осадком становится меньше, чем произведение растворимости электролита.

Поэтому, чтобы растворить осадок, надо связывать один из посылаемых им в раствор ионов, действуя таким ионом, который образовывал бы с первым малодиссоциированное соединение.

Для работы нужны: 1) стойка с пробирками; 2) колбочка на 50-100 мл; 3) маленькая воронка с фильтром; 4) 2 бюретки с точно 1 н. растворами Pb(NO₃)₂ и NaCl; 5) 1 н. раствор MgSO₄; 6) 1н. раствор NaOH; 7) 2 н. раствор NH₄Cl; 8) 0,1 н. раствор KJ; 9) мензурка на 50 мл.

Опыт 1. Зависимость образования осадка PbCl₂, от величины произведения концентрации ионов Pb×× и Cl¢ в растворе.

1. Смешать в пробирке приблизительно равные объемы 1 н. растворов Pb(NO₃)₂ и NaCl. Тотчас образуется белый осадок труднорастворимого PbCl₂.

Написать уравнение реакции.

2. Приготовить 20 мл 0,1 н. раствора Pb(NO₃)₂, отмерив из бюретки возможно точнее 2 мл 1 н. раствора Pb(NO₃)₂ и прибавив к нему 18 мл воды.

3. Аналогичным способом приготовить 20 мл 0,1 н. раствора NaCl и 20 мл 0,5 н. раствора NaCl.

4. Зная, что произведение растворимости PbCl₂ равно 2,3▪10⁻⁴, рассчитать, получится ли осадок, если смешать: а) равные объемы 0,1 н. растворов Pb(NO₃)₂ и NaCl; б) равные объемы 0,1 н. раствора с и 0,5 н. раствора NaCl.

Записать расчет в рабочую тетрадь.

5. Проверить результаты вычисления на опыте, отмеривая равные объемы растворов мензуркой.

Опыт 2. Зависимость полноты осаждения ионов от величины произведения растворимости образующегося осадка.

1. Налить в пробирку 8 мл 1н. раствора Pb(NO₃)₂ и прибавить немного более 8 мл 1 н. раствора NaCl. Взболтать хорошенько, дать осесть образовавшемуся осадку PbCl₂ и затем отфильтровать жидкость в маленькую колбочку.
2. Испытать полноту осаждения ионов Pb^▪▪, отлив 2-3 мл фильтрата в пробирку и прибавив к ним немного 1 н. раствора NaCl. Осадка не должно получиться.
3. В отдельной пробирке подействовать на раствор Pb(NO₃)₂ раствором KJ. Наблюдать образование желтого осадка PbJ₂, еще менее растворимого, чем PbCl₂, (Произведение растворимости PbJ₂ равно 1,4▪10⁻⁸). Написать уравнение реакции.
4. Отлить в пробирку 5 мл фильтрата от PbCl₃ и прибавить такой же объем 0,1 н. раствора KJ. Объяснить причину образования осадка.
5. Сделать вывод, с помощью какого реактива – NaCl или KJ – можно полнее удалить ионы Pb^▪▪ из раствора.

Опыт 3. Растворение Mg(OH)₂ при действии на него раствором NaH₄Cl.

1. К 2-3 2н. раствора мл 1н. раствора Mg(OH)₂ прилить равный объем 1н. раствора NaOH. Выпадает осадок Mg(OH)₂.

2. Добавить в ту же пробирку NaH₄Cl. Ионы NH^▪, сейчас же начинают связываться с находящимися в растворе ионами OH^/ (из осадка), вследствие чего произведение [Mg^▪▪]▪[OH]² становится меньше величины произведения растворимости Mg(OH)₂, и осадок растворяется.

3. Выразить происходящую реакцию ионным уравнением.

 

ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ

Водные растворы большинства нормальных солей обнаруживают кислую или щелочную реакцию.

Как известно, кислая реакция раствора обусловливается наличием в нем избытка водородных ионов, щелочная − присутствием избытка ионов гидроксила. Так как в нормальных солях не содержатся ни водородные, ни гидроксильные ионы, то, очевидно избыток водородных или гидроксильных ионов образуются в растворе за счет воды, которая в незначительной степени диссоциирует ионы водорода и гидроксила по уравнению

H₂O⇄H^▪+OH^/

При растворении в воде какой-нибудь соли положительно заряженные ионы соли могут связываться с гидроксильными ионами, а отрицательно заряженные – с водородными ионами воды, образуя в одних случаях молекулы слабодиссоциированных веществ, в других – новые слабодиссоциирующие ионы.

Связывание одного из ионов воды ионами соли, нарушая ионное равновесие воды, смещает его вправо и вызывает накопление другого иона. Так, при связывании ионов H^▪ появляется избыток ионов OH^/, сообщающий раствору щелочную реакцию. Наоборот, если связываются ионы OH^/, то раствор приобретает кислую реакцию вследствие появления в нем избытка водородных ионов.

Взаимодействие ионов соли с водой, сопровождающееся изменением концентрации водородных и гидроксильных ионов воды, называется гидролизом соли.

Гидролиз происходит только в тех случаях, когда из ионов соли и ионов воды могут образовываться слабодиссоциирующие вещества (молекулы или ионы).

Так как сильные кислоты и сильные основания полностью диссоциируют в водных растворах,то, очевидно, что из ионов, входящих в состав солей, могут связываться с ионами воды только ионы кислотных остатков слабых кислот (например, ионы угольной кислоты CO₃^//, уксусной кислоты CH₃COO^/) и ионы металлов, образующих слабые основания или амфотерные гидроокиси (ионы Cu^▪▪, Fe^▪▪, Zn^▪▪ и др.). Отсюда следует, что гидролизу подвергаются только те соли, в состав которых входят вышеуказанные ионы, т.е соли, образованные:

а) слабой кислотой и сильным основанием (например, Na₂CO₃);

б) сильной кислотой и слабым основанием (например, CuCl₂);

в) слабой кислотой и слабым основанием (например, Al(CH₃COO)₃.

Соль сильной кислоты и сильного основания (например, NaCl) гидролизу не подвергается.

Гидролиз является обратимым процессом. В большинстве случаев гидролизованная часть соли настолько мала, что продукты гидролиза, даже если они практически нерастворимы (гидроокиси тяжелых металлов или основные соли), остаются в растворе.

Повышение температуры во всех случаях усиливает гидролиз. Это объясняется тем, что с повышением температуры значительно усиливается степень диссоциации воды.

Гидролиз усиливается также при разбавлении раствора соли водой, так как согласно закону действия масс равновесие при этом смещается в сторону образования продуктов гидролиза.

Ионные уравнения реакций гидролиза составляются по тем же причинам, что и ионные уравнения обычных реакций обмена.

Пример 1. Гидролиз соли слабой одноосновной кислоты и сильного основания (например, KCN).

Соль синильной кислоты HCN − цианистый калий – при растворении в воде полностью диссоциирует на ионы калия K^/ и ионы кислотного остатка CN^/. Ионы K^/ не соединяются с гидроксильными ионами воды, так как едкое кали – сильное основание. Наоборот, синильная кислота – очень слабая кислота, поэтому часть ионов CN^/ связывается с водородными ионами воды, образуя молекулы HCN.

Вследствие уменьшения концентрации ионов H^/, ионов равновесие воды: H₂O⇄H^/+OH^/ смещается вправо, в растворе появляется некоторый избыток гидроксильных ионов, обуславливающий щелочную реакцию раствора.

Гидролиз цианистого калия выражается следующим уравнением:

CN^/+ HOH⇄HCN+OH^/

или в молекулярной форме:

KCN+ NOH⇄HCN+KOH

Таким образом, продуктами гидролиза в данном случае являются слабая кислота и сильное основание (щелочь), или точнее – молекулы слабой кислоты и гидроксильные ионы.

Если слабая кислота, образующая соли, многоосновна, то при гидролизе вместо свободной кислоты получается ее кислая соль (или с точки зрения ионной теории – анионы кислой соли).

Пример 2. Гидролиз сульфата натрия Na₂S. Сульфид натрия, соль слабой сероводородной кислоты, диссоциирует в растворе на ионы натрия и Na^▪ и ионы кислотного остатка S^//. Ионы S^// связываются с водородными ионами воды, образуя, однако не молекулы H₂S, а ионы HS^/. Это объясняется тем, что ионы HS^/ диссоциируют гораздо труднее (являются более слабыми электролитами), чем молекулы H₂S.

Уравнение реакции гидролиза в ионной форме:

S^//+ HOH⇄HS^/+OH^/,

или в молекулярной форме:

Na₂S+HOH⇄NaHS+NaOH.

Таким образом, продуктами гидролиза солей, образованных слабыми многоосновными кислотами и сильными основаниями (щелочами), являются кислая соль и щелочь или, согласно ионной теории, анионы кислой соли и ионы гидроксила. Растворы таких солей имеют щелочную реакцию.

Пример 3. Гидролиз соли слабого основания сильной кислоты (например, AlCl₃).

При растворении AlCl₃ в воде (в отличие от двух предыдущих случаев) происходит связывание гидролизных ионов воды.

Ионы алюминия Al···, соединяясь с гидроксильными ионами, могут образовать три труднодиссоциирующихся продукта:

а) ионы AlOH·,

б) ионы Al(OH)₂·,

в) молекулы Al(ОН)₃.

Так как из них труднее всего диссоциирует Al(OH)··, то он и образуется в первую очередь в результате гидролиза AlCl₃.

Уравнение реакции в ионном виде:

или в молекулярной форме.

Таким же путем протекает гидролиз и других солеобразованных слабыми основаниями и сильными кислотами. Продуктами гидролиза в этих случаях обычно являются основная соль и кислота, точнее – катионы основной соли и водородные ионы. Вследствие образования некоторого избытка ионов водорода, растворы таких солей имеют кислую реакцию.

Пример 4. Гидролиз соли слабого основания и слабой кислоты.

В результате гидролиза таких солей обычно образуются свободные слабые кислоты и слабые основания или основные соли, так как в данном случае и катион и анион соли могут связываться с ионами воды. Примером может служить гидролиз уксуснокислого аммония NH₄CH₃COO´, диссоциирующего в растворе на ионы NH₄· и СН₃СОО´.

Гидролиз этой соли выражается следующим ионным уравнением:

СН₃СОО´ + NH·₄ + НОН СН₃СООН + NН₄ОН

или в молекулярной форме:

NН₄СН₃ООО+НОН СН₃СООН+NН₄ОН,

РАБОТА № 22

Наблюдение явлений гидролиза солей:

Для работы нужны: 1) стойка с пробирками; 2) сухие соли: KNO₃, BaCl₂, Al(SO₄)₃, Na₂CO₃, Na₂SO₄, ZnCl₂; 3) кусочек синей и красной лакмусовой бумаги.

Опыт 1. Исследование реакций растворов различных солей.

1. Растворить в отдельных пробирках по нескольку кристалликов следующих солей: KNO₃, BaCl₂, Al(SO₄)₃, Na₂CO₃, Na₂SO₄ и ZnCl₂.

2. Бросить в каждый раствор по маленькому кусочку синей и красной лакмусовой бумаги. Записать в табличку, какие из исследованных растворов имеют кислую реакцию, какие щелочную, какие нейтральную.

Реакция растворов солей

Название соли или ее формула	Реакция раствора

 

3. Составить ионные уравнения реакций гидролиза для тех из исследованных солей, у которых он имеет место в заметной степени.

Опыт 2. Смещение гидролитического равновесия в растворе SbCl₃.

1. Налить в пробирку несколько миллилитров раствора SbCl₃ и прибавлять к нему по каплям воду. При достаточном разбавлении раствора жидкость становится мутной вследствие образования нерастворимой основной соли SbCl.
2. Написать уравнение гидролиза SbCl₃.
3. Прибавлять в ту же пробирку по каплям соляную кислоту. Вследствие смещения равновесия в обратном направлении осадок постепенно растворяется, и раствор снова становится прозрачным.

К прозрачному раствору прибавить еще некоторое количество воды. Вследствие уменьшения концентрации HCl, равновесие снова смещается в сторону образования основной соли, и раствор опять становится мутным.

Опыт 3. Усиление гидролиза FeCl₃ NaCH₃COO при нагревании раствора.

1. Налить в пробирку немного разбавленного раствора FeCl₃. Испытать реакцию раствора лакмусовой бумажкой.

2. Нагревать раствор в течение некоторого времени до кипения. Раствор становится мутным вследствие образования нерастворимых основных солей (например, Fe(OH)₂Cl).

3. Выразить гидролиз хлорного железа ионным уравнением.

4. К разбавленному 0,1 н. раствору NaCH₃COO прибавить несколько капель фенолфталеина. Жидкость остается бесцветной, так как степень гидролиза NaCH₃COO очень мала и количество ОН´—ионов в растворе недостаточно для того, чтобы вызвать изменение окраски фенолфталеина.

5. Нагреть жидкость до кипения. Появляется розовое окрашивание, характерное для фенолфталеина в щелочной среде. При охлаждении раствора окраска снова исчезает.

6. Написать уравнение гидролиза уксуснокислого натрия.

 

Глава VI

ГАЛОГЕНЫ

Учебник § 106, 109, 110, 111, 112

Галогенами называются элементы: фтор, хлор, бром и йод, находящиеся в седьмой группе периодической системы и образующие ее главную подгруппу. Атомы галогенов имеют семь электронов в наружном слое. Поэтому они особенно легко присоединяют по одному электрону, превращаясь в отрицательные одновалентные ионы. Галогены могут проявлять и положительную валентность, величина которой достигает семи. Но соединения, в которых галогены положительно валентны, в общем менее устойчивы, чем соединения, в которых они отрицательно валентны.

Все галогены являются сильными окислителями.