Лаба №7 Ионные равновесия и обменные реакции в растворах электролитов, страница 2
Описание файла
Документ из архива "Лаба №7 Ионные равновесия и обменные реакции в растворах электролитов", который расположен в категории "". Всё это находится в предмете "химия" из 2 семестр, которые можно найти в файловом архиве РТУ МИРЭА. Не смотря на прямую связь этого архива с РТУ МИРЭА, его также можно найти и в других разделах. Архив можно найти в разделе "лабораторные работы", в предмете "химия" в общих файлах.
Онлайн просмотр документа "Лаба №7 Ионные равновесия и обменные реакции в растворах электролитов"
Текст 2 страницы из документа "Лаба №7 Ионные равновесия и обменные реакции в растворах электролитов"
Откуда [Ag+] = [CI-] = Ö ПРAgCI = Ö 1,56.10-10 =1,25.10-5 моль/л.
Смещение гетерогенного равновесия подчиняется принципу Ле Шателье. Так как ПРKnAm=const при данной температуре, то введение одноименного иона будет смещать равновесие в сторону образования осадка (т.е. влево). При связывании ионов равновесие смещается в сторону растворения осадка (т.е. вправо).
Для вывода об образовании осадка нужно использовать соотношение:
если [Km+].[An-]>ПРKnAm, то осадок выпадет;
если [Km+].[An-]< ПРKnAm , то осадок не выпадет (14).
5.Смещение равновесий в растворах амфотерных электролитов.
Типичными амфотерными электролитами (амфолитами) являются амфотерные гидроксиды металлов способные к диссоциации, как по основному, так и по кислотному механизму в зависимости от pH среды. К ним относятся Zn(OH)2, Cr(OH)3, Al(OH)3, Be(OH)2, Sn(OH)2, Pb(OH)2 и другие гидроксиды. При диссоциации этих гидроксидов могут устанавливаться два типа ионных равновесий. Смещение этих равновесий может происходить как при добавлении кислот, так и при добавлении оснований.
ПРИМЕР 4 Гетерогенные равновесия в растворе амфотерного гидроксида цинка.
Zn2+ +2OH- +2H2O Û Zn(OH)2 + 2H2O Û [Zn(OH)4]2- + 2H+
¬--------------¯ ¯--------------®
диссоциация по основному механизму диссоциация по кислотному механизму
Смещение равновесия влево происходит при взаимодействии с кислотой за счет связывания ионов OH-:
Zn(OH)2 - + 2H+ = Zn2+ + 2H2O
Cмещение равновесия вправо происходит при взаимодействии со щелочью за счет связывания ионов H+:
Zn(OH)2 + 2OH- = [Zn(OH)4]2-
6.Реакции ионного обмена.
Обязательным условием протекания реакций между электролитами является удаление из раствора тех или иных ионов, вследствие образования слабо диссоциирующих веществ, или веществ, выделяющихся из раствора в виде осадка или газа. Для правильного отражения сущности и механизма реакций ионного обмена уравнения реакций необходимо записывать в ионно-молекулярной форме. При этом сильные электролиты записывают в виде ионов, слабые и малорастворимые – в молекулярной форме.
ПРИМЕР 5. Реакция нейтрализации. Реакция с участием сильных электролитов.
HNO3 + NaOH = NaNO3 + H2O
Полное ионно-молекулярное уравнение: H+ + NO3- + Na+ + OH- = Na+ + NO3- + H2O
Краткое ионно-молекулярное уравнение: H+ + OH- = H2O (выражает химическую сущность реакции).
Вывод: в растворах сильных электролитов реакция протекает в результате связывания ионов с образованием слабого электролита (в данном случае – воды).
ПРИМЕР 6. Реакция с участием слабых электролитов. HCN + NH4OH = NH4CN + H2O
Ионно-молекулярное уравнение реакции: HCN + NH4OH = NH4+ + CN- + H2O
Реакция с участием слабых электролитов (пример 6) включает две стадии: диссоциацию слабых (или труднорастворимых) электролитов на ионы и связывание ионов с образованием более слабого электролита. Так как процессы разложения на ионы и связывания ионов обратимы, то реакции ионного обмена обратимы.
Направление реакций ионного обмена определяют по изменению энергии Гиббса. Самопроизвольное протекание реакции возможно только в направлении, для которого DG<0 до достижения состояния равновесия, когда DG = 0. Количественной мерой степени протекания реакции слева направо является константа равновесия КС. Для реакции, приведенной в примере 6: КС = [NH4+][CN-]/[HCN][NH4OH].
Константа равновесия связана с изменением энергии Гиббса уравнением:
DG0T = - 2,3RTlgKC (15)
Если КС>1, DG < 0 самопроизвольно протекает прямая реакция, если КС<1, DG > 0 реакция протекает в обратном направлении.
Константу равновесия КС рассчитывают через константы диссоциации слабодиссоциирующих электролитов:
КС =Кисх. в-в/Кпрод. (16)
Для реакции, приведенной в примере 6, константа равновесия рассчитывается по уравнению:
КС = KHCN.KNH4OH/KH2O = 4,9.10-9.!,76.10-5/1014=8,67. KC>1, след. реакция протекает в прямом направлении.
Общим правилом, вытекающим из выражения для КС, является то, что реакции ионного обмена протекают в направлении более прочного связывания ионов, т.е. в направлении образования электролитов с меньшими значениями констант диссоциации.
7. Гидролиз солей.
Гидролиз соли – реакция ионного обмена между солью и водой. Гидролиз является реакцией обратной реакции нейтрализации: KatAn + H2O Û KatOH + HAn (17)
соль основание кислота
В зависимости от силы образующихся кислоты и основания раствор соли в результате гидролиза становится щелочным (pH > 7) или кислым (pH<7).
Различают четыре случая гидролиза:
1.Соли сильных кислот и сильных оснований – гидролизу не подвергаются, так как при взаимодействии с водой не образуется слабого электролита. Поэтому в растворах таких солей pH=7, т.е. среда нейтральная.
2.Соли сильных оснований и слабых кислот – гидролиз идет по аниону. Для растворов солей сильных оснований и многоосновных кислот гидролиз протекает практически по первой ступени с образованием кислых солей.
ПРИМЕР 7. Определить pH сантимолярного раствора сульфида калия (СK2S =0,01моль/л ).
K2S– соль слабой двухосновной кислоты H2S.
Гидролиз соли выражается уравнением:
K2S + H2O Û KHS + KOH (образуется кислая соль - KHS ).
Ионно-молекулярное уравнение реакции:
S2- + H2O Û HS- + OH- (18)
Константа равновесия реакции (константа гидролиза) равна: КГ =КH2O/KHS- = 10-14/1,2.10-14 = 0,83, т.е. Кг<1, след. равновесие смещено влево. Возникающий избыток ионов OH- приводит к изменению характера среды. Зная КГ можно рассчитать концентрацию ионов OH-, а затем и pH раствора. КГ=[OH-].[ HS-]/[ S2-]. Из уравнения (18) видно, что [OH-] = [HS-]. Так как соли гидролизуются слабо (КГ < 1), то можно принять, что[S2-] = 0,01моль/л, тогда [OH-] = Ö КГ . [S2-] = Ö 0,83.10-2 = 9.10-2. Из уравнения (6) [H+]=10-14/[ OH-]=10-14/9.10-2 = 1,1.10-11.
Из уравнения (7) pH = -lg1,1.10-11 = 11.
Вывод. Так как pH>7, то среда щелочная.
3.Соли слабых оснований и сильных кислот – гидролиз идет по катиону.
Для солей, образованных сильными кислотами и многокислотными основаниями, гидролиз протекает преимущественно по первой ступени с образованием основной соли.
ПРИМЕР 8. Гидролиз соли хлорида марганца( Ссоли = 0,01моль/л ).
MnCI2 + H2O Û MnOHCI + HCI (образуется основная соль MnOHCI ).
Ионно-молекулярное уравнение : Mn2+ + H2O Û MnOH+ + H+ (первая ступень гидролиза)
Константа гидролиза: КГ = КH2O/K MnOH+ = 10-14/4.10-4 = 2,5.10-11.
Избыток ионов H+ ведет к изменению характера среды. Расчет pH раствора проводим аналогично примеру 7.
Константа гидролиза равна: КГ=[H+].[ MnOH+/[ Mn2+]. Так как эта соль хорошо растворима в воде и полностью диссоциирована на ионы, то Ссоли=[ Mn2+] = 0,01моль/л.
Поэтому [H+] = Ö КГ . [Mn2+] =Ö 2,5.10-11.10-2=5.10-7, pH = 6,3.
Вывод. Так как pH < 7 , то среда кислая.
4.Соли слабых оснований и слабых кислот – гидролиз идет и по катиону и по аниону.
В большинстве случаев эти соли гидролизуются полностью образуя основание и кислоту.
ПРИМЕР 9. Гидролиз соли ацетата аммония. CH3COONH4 + H2O Û CH3COOH + NH4OH
Ионно-молекулярное уравнение: CH3COO- + NH4+ + H2O Û CH3COOH + NH4OH .
Константа гидролиза равна: КГ = КH2O/Кк-ты.Косн..
Характер среды олределяется относительной силой кислоты и основания.
Экспериментальная часть.
ОПЫТ 1. Смещение гомогенного ионного равновесия при введении в раствор слабой кислоты одноименных ионов.
Рассматривается равновесие в растворе уксусной кислоты (см. пример 2). Смещение ионного равновесия производится добавлением к исходному раствору уксусной кислоты раствора ее соли – ацетата натрия. Направление смещения равновесия определяется по изменению величины pH раствора: увеличение pH (уменьшение концентра-ции ионов Н+ ) свидетельствует об ослаблении диссоциации кислоты, уменьшение pH – об увеличении степени диссоциации. Измерение pH производится с помощью pH-метра (при его отсутствии – с помощью индикатора). Напишите: 1)уравнение диссоциации уксусной кислоты (см. ур-ние 2):
2)уравнение диссоциации ацетата натрия(см. ур-ние 1):
3) выражение константы диссоциации уксусной кислоты(см. ур-ние 3):
Используемые растворы | Смесь CH3COOH и CH3COONa | |||||||
CH3COOH | CH3COONa | |||||||
Си.к. моль/л | Vи.к. мл | pH | Си.с. моль/л | Vи.с. мл | Vи.к.+ Vи.с мл | Ск моль/л | Сс моль/л | pH |
1 | 2 | 3 | 4 | 5 | 6 | 7 | 8 | 9 |
Получите у преподавателя индивидуальное задание к опыту и заполните колонки 1, 2, 4, 5, 6 таблицы.
Из бюретки в стакан отберите заданное количество раствора уксусной кислоты, на pH-метре измерьте pH раствора и результат занесите в таблицу.
Из второй бюретки в тот же стакан с раствором CH3COOH добавьте указанный объем раствора CH3COONa, измерьте pH смеси растворов.
1) Результат занесите в таблицу.
2) Сопоставьте значение pH раствора кислоты до и после добавления CH3COONa.
3)Сделайте вывод о направлении сдвига ионного равновессия при добавлении в раствор уксусной кислоты одноименных ацетат-ионов.
4) Согласуется ли вывод с принципом Ле Шателье?
5) Рассчитайте значение КД уксусной кислоты (см. пример 1) до смещения равновесия. При этом используйте допущение, что [CH3COOH] = Cи.к.(исходная концентрация кислоты).
6) Концентрацию ионов H+ определите по величине pH раствора (см. ур-ние 7). Равновесные концентрации ионов H+ и CH3COO- равны:[H+] = [CH3COO-] (см. ур-ние 2, пример 2 ).