Главная | Случайная
Обратная связь

ТОР 5 статей:

Методические подходы к анализу финансового состояния предприятия

Проблема периодизации русской литературы ХХ века. Краткая характеристика второй половины ХХ века

Ценовые и неценовые факторы

Характеристика шлифовальных кругов и ее маркировка

Служебные части речи. Предлог. Союз. Частицы

КАТЕГОРИИ:






Химическая термодинамика 3 страница




Лабораторная работа: Приготовление расворов

Цель работы: Приобрести навыки расчета и приготовления растворов с заданной концентрацией.

Реактивы и лабораторное оборудование:

Концентрированный раствор хлорида натрия.

Посуда: мерный цилиндр, стакан, стеклянная палочка.

Набор ареометров.

Опыт 1. Определение массовой доли растворенного вещества по относительной плотности раствора

Ознакомиться с устройством ареометра и выяснить « цену » одного деления. Получить у преподавателя испытуемый раствор хлорида натрия и налить его в мерный цилиндр. В раствор осторожно опустить ареометр. Отметить по шкале ареометра его показания. Во время наблюдения ареометр не должен касаться стенок цилиндра. Приподняв на 1-2 см ареометр, вновь опустить его в раствор и еще раз определить показания. Раствор вылить обратно в склянку. Ареометр вымыть. По таблице 1 определить массовую долю растворенного вещества (NaCl) в исследуемом растворе.

Таблица 1- Плотность раствора NaCl при 20°С

Массовая доля, % Плотность, кг/м3 Массовая доля, % Плотность, кг/м3 Массовая доля, % Плотность, кг/м3
1,005 1,071 1,140
1,013 1,078 1,148
1,020 1,086 1,156
1,027 1,093 1,164
1,034 1,101 1,172
1,041 1,109 1,180
1,049 1,116 1,189
1,056 1,124 1,197
1,063 1,132 1,200

 

Опыт 2. Приготовление раствора хлорида натрия заданной концентрации разбавлением водой концентрированного раствора

После получения задания определить плотность исходного раствора, провести расчет и приготовить требуемый раствор смешением вычисленных количеств исходного раствора NaCl и воды. Проверить точность выполненной работы. С этой целью ареометром определить плотность полученного раствора и по таблице 1 найти концентрацию соли, соответствующую данной плотности.

 

 

Задачи для самостоятельного решения

36. Сколько мл 40%-ного раствора H3PO4, имеющего плотность 1,25 г/мл, требуется для приготовления 400 мл 0,25 М раствора H3PO4?

37. Какой объем 4 н. HCl требуется для нейтрализации 10 г NaOH?

38. Вычислите молярную концентрацию раствора серной кислоты, если массовая доля H2SO4 в этом растворе 12%. Плотность раствора 1,08 г/мл.

39. Сколько мл 0,4 н. H2SO4 можно нейтрализовать прибавлением 800 мл 0,25н. NaOH?

40. Смешаны 800 мл 3 н. KOH и 12 л 12%-ного раствора KOH (ρ=1,1г/мл). Вычислите нормальность полученного раствора.

41. Сколько мл 20%-ного раствора HCl (ρ=1,1г/мл) следует добавить к 4 л 0,6 н. HCl для получения 1 н. раствора?

42. До какого объема следует разбавить водой 2,4 л. 1,6 н. раствора Na3PO4 для получения 0,25 н. раствора?

43. Молярность раствора гидроксида калия равна 3,8 моль/л, его плотность 1,17 г/мл. Вычислите массовую долю (%) КОН в этом растворе.

44. Вычислите нормальность следующих растворов: а) 60%-ного раствора уксусной кислоты CH3COOH (ρ=1,068 г/мл); б) 49%-ного раствора H3PO4 (ρ= 1,338г/мл).

45. Какой объем 3 н. H2SO4 требуется для нейтрализации 8,415 г KOH?

46. Сколько г 5%-ного раствора AgNO3 требуется для обменной реакции со 120 мл 0,6 н. раствора AlCl3?

47. Смешали 400 мл 1,2 н. NaOH и 600 мл 1,8 н. NaOH. Какова нормальность полученного раствора?

48. Сколько мл 2 н. NaOH следует добавить к 0,75 л воды для получения 0,4 н. NaOH?

49. Смешали 3 л 0,1 М H3PO4 с 2 л 9%-ного раствора той же кислоты (ρ=1,05 г/мл). Вычислите нормальность полученного раствора.

50. До какого объема следует упарить 3,5 л 0,04 н. KOH для получения 0,1 н. раствора?

51. Хлороводород растворен в 1 л воды. На нейтрализацию 10 мл полученного раствора истрачено 8 мл 0,1 н. раствора NaOH. Сколько л HCl растворено (н.у.) и какова нормальность полученного раствора кислоты?

52. Смешали 15 мл. 2 н. раствора KOH и 10 мл 3н. раствора H3PO4. Какую реакцию – кислую, щелочную или нейтральную – будет иметь полученный раствор?

53. Выразить состав полученного раствора через моляльную и молярную концентрации, если 100 мл водного раствора АlCl3 c молярной концентрацией 1 моль/л и плотностью 1,1 г/мл смешали с 20 мл раствора АlCl3 с концентрацией 10% и плотностью 1,09 г/мл.

54. Для нейтрализации 120 г гидроксида натрия израсходовали 200 мл раствора серной кислоты. Рассчитайте молярную концентрацию раствора серной кислоты.

55. Какой объём 96%-ной серной кислоты (ρ=1,84 г/мл) и какую массу воды нужно взять для приготовления 100 мл 15%-ного раствора H2SO4 (ρ = 1,10 г/мл)?

56. Какую массу воды нужно прибавить к 200 мл 30%-ного раствора NaOH (ρ = 1,33 г/мл) для получения 10%-ного раствора щелочи?

57. Найти моляльность, нормальность и молярность 15%-ного раствора H2SO4 (ρ = 1,10 г/мл).

58. Какой объём 96%-ной кислоты плотностью 1,84 г/ мл потребуется для приготовления 3 л 0,4 н. раствора?

59. Для нейтрализации 42 мл H2SO4 потребовалось добавить 14 мл 0,3 н. щелочи. Определите молярность раствора H2SO4.

 

Какое количество тонн кристаллизационной воды перевозится, если в вагон погружено 57,2 т десятиводного кристаллогидрата карбоната натрия Na2SO4∙10 Н2О?

Определите массовую долю кристаллизационной воды в дигидрате хлорида бария BaCl2∙2 Н2О.

Сколько граммов семиводного сульфата магния MgSO4∙7 Н2О и воды нужно взять для приготовления 900 г 20%-ного раствора сульфата магния?

Сколько граммов кристаллогидрата хлорида кальция СаСl2∙6 Н2О нужно добавить к 200 мл 5%-ного раствора (r = 0,96 г/мл) хлорида кальция, чтобы получить 20%-ный его раствор?

В воде массой 480 г растворили медный купорос CuSO4∙5 Н2О массой 350 г, содержащей 20 % нерастворимых примесей. Вычислите массовую долю сульфата меди в полученном растворе.

4,9 г серной кислоты содержится в 500 мл раствора. Рассчитайте молярную концентрацию данного раствора.

Рассчитайте массу гидроксида натрия необходимую для получения 2л 0,15 молярного раствора.

К раствору массой 250 г с массовой долей 8% прилили 150 мл воды. Вычислите массовую долю растворенного вещества в полученном растворе.

К раствору массой 250 г, массовая доля соли в котором составляет 10%, добавили 150 г соли. Определите массовую долю вещества в полученном растворе.

10. Для нейтрализации 120 г гидроксида натрия израсходовали 200 мл раствора серной кислоты. Рассчитайте молярную концентрацию раствора серной кислоты.

11. Как приготовить 200 мл 0,1 н раствора соды Na2CO3?

12. Определить молярность 60%-ного раствора серной кислоты с плотностью 1,6 г/мл?

13. Выразить состав полученного раствора через моляльную и молярную концентрации, если 100 мл водного раствора АlCl3 c концентрацией 1 моль/л и плотностью 1,1 г/мл смешали с 20 мл раствора АlCl3 с концентрацией 10% и плотностью 1,09 г/мл.

14. В 94 г воды растворили 6 г хлорида натрия. Рассчитать массовую долю соли в растворе.

15. Какой объем воды нужно добавить к 300 г 10 % - ного раствора сахара, чтобы получить 2%-ный раствор?

Вычи слите , кака я м асса гидроксид а калия потребуетс я дл я ней­

трализации 0,5 л раствора азотной кислот ы с м ассовой доле й

40 % ( р = 1,25 г/мл)?

 

15.На нейтрализацию раствора щелочи объемом, равным 60 мл, израсходовано 35мл раствора серной кислоты с молярной концентрацией эквивалента 0,5 моль/л. Вычислите молярную концентрацию эквивалента щелочи.

16. К1л соляной кислоты с массовой долей 30% (р = 1,15г/мл) прибавили 2 л воды. Найдите массовую долю кислоты в полученном растворе.

17. Д л я растворения гидроксид а ж елеза(Ш ) потребовалос ь 0,3 л раствора азотной кислот ы с м ассовой доле й 30 % (р=1 ,1 8 г/мл). К ака я м асса исходног о гидроксид а ж елеза(Ш ) б ы л а растворена данно й кислотой?

18. Рассчитайте , какой объе м диоксид а углерода (н.у.) можн о по­ лучит ь пр и действии на раствор карбонат а на трия 100 м л сер­ но й кислот ы с молярно й концентрацие й эквивалент а

0,6 моль/л?

 

 

Опыт 2. Приготовление раствора заданной концентрации и проверка ее титрованием

Пример. Приготовить 100 мл 0,5 Н раствора NaOH из кристаллического NaOH.

1. Определить количество NaOH (m), необходимое для приготовления заданного раствора:

1000 мл – 20 г (0,5 Н) МNaOH = 40

100 мл – m m = 2 г.

2. Взвесить 2 г NaOH, перенести в стакан и добавить примерно 60 мл воды. Стеклянной палочкой тщательно перемешать раствор до полного растворения щёлочи. Раствор перелить в мерную колбу на 100 мл. Стакан сполоснуть небольшим количеством воды (~ 15 мл) и прилить её в ту же колбу с помощью воронки. Объём раствора в цилиндре довести до 100 мл (до метки) и тщательно перемешать.

3. Из мерной колбы отобрать пипеткой 10 мл приготовленного раствора и перенести его в коническую плоскодонную колбу для титрования. В колбу добавить 2…3 капли индикатора (метилоранж) и титровать раствором соляной кислоты до перехода желтого окрашивания раствора в розовый. Титрование повторить три раза, каждый раз точно определяя объем израсходованной кислоты (V1,V2,V3). Затем рассчитать средний объём

 

.

 

4. Число грамм-эквивалентов щёлочи в объёме пипетки (10 мл) равно чис-лу грамм-эквивалентов кислоты в объёме Vс.р.. По формуле Vm . Nm = Vk . Nk определить нормальную концентрацию приготовленного раствора щелочи. Сравнить полученные результаты с заданием.

 

Контрольные вопросы и упражнения

 

1. Что такое растворы?

2. Что такое компонент раствора? Из каких компонентов состоят растворы? В каких агрегатных состояниях могут находиться компоненты раствора?

3. Дайте определение процессов гидратации и сольватации при растворении.

4. Охарактеризуйте следующие свойства растворов: давление пара над раствором, температуры кипения и замерзания.

5. Какой раствор называется: разбавленным, концентрированным, насыщенным, ненасыщенным, пересыщенным?

6. Что показывает коэффициент растворимости?

7. Назовите условие выпадения из растворов осадков малорастворимых электролитов.

8. Что выражает величина, называемая концентрацией раствора?

9. Дайте определение молярности, моляльности, нормальности, титра, мольной доли и процентной концентрации.

10. Сколько нужно взять гидроксида калия, чтобы приготовить 500 г 8 %-го водного раствора?

11. Сколько граммов соды Na2CO3 нужно, чтобы приготовить 2 л 0,2 М раствора?

12. В 200 г воды растворили 6,37 г хлорида магния. Определите моляльную концентрацию раствора.

13. В 200 мл воды растворили 20 г нитрата калия. Определить массовую долю (%) KNO3 .

14. Какую массу (г) 15 % раствора хлорида кальция можно приготовить, имея 170 мл воды?

15. В 175 мл воды растворили 25 г CuSO4 . 5H2O. Какая массовая доля (%) CuSO4 в полученном растворе?

16. Какой объем (мл) 94 % раствора серной кислоты (пл.1,837 г/мл) требуется для приготовления 1 л 20 % раствора (пл.1,143 г/мл)?

17. Какую массу (г) сульфата натрия надо добавить к 300 г 10 % раствора, чтобы получить 20 % раствор ?

18. В 200 мл воды растворили 5,6 л хлороводорода (н.у.). Определить массовую долю (%) хлороводорода в полученном растворе.

19. Какая масса (г) нитрата калия содержится в 2 л 0,1 М раствора нитрата калия?

20. Определить молярную концентрацию раствора, содержащего 14 г гидроксида калия в 500 мл раствора.

21. Какой объём (мл) 0,2 М раствора гидроксида калия требуется, чтобы осадить в виде Fe(OH)3 всё железо, содержащееся в 29 мл 1,4 М раствора хлорида железа (III) ?

22. Теплота растворения безводного сульфата натрия равна –80,3 кДж/моль, а теплота растворения кристаллогидрата сульфата натрия Na2SO4.10Н2О равна –78,7 кДж/моль. Вычислить теплоту гидратации Na2SO4.

23. Определить теплоту гидратации безводного сульфата цинка, если известно, что теплота его растворения 77,11 кДж, а теплота растворения ZnSO4.7H2O равна –17,67 кДж.

 

 

24. К 0,05 л раствора сульфида стронция с молярной концентрацией 0,002 моль/л прилит равный объём раствора сульфата магния с концентрацией 0,004 моль/л. Выпадет ли осадок сульфата стронция ?

 

6. Ионообменные реакции

 

Реакции в растворах электролитов, при которых не изменяется заряд ионов, входящих в соединения, называются ионообменными. Например, взаимодействие электролитов в состоянии равновесия:

К1А1 + К2А2 D К1А2 + К2А1.

Константа равновесия

(4)

Чтобы узнать, в какую сторону смещено данное равновесие, рассмотрим диссоциацию каждого из 4-х электролитов:

К1А1⇆К1⁺ + А1 - ;

К2А2⇆К2⁺ + А2⁻ ;

 

К1А2⇆К1⁺+А2⁻ ;

 

К₂А₁⇆К₂⁺+А₁⁻ .

Подставляя в уравнение (4) вместо концентраций значения К, получим

 

.

 

Если К>1, т.е. К₁₁· К₂₂>К₁₂·К₂₁, то равновесие смещено вправо (легче идёт прямая реакция).

Если К<1,т.е. К₁₁·К₂₂<К₁₂·К₂₁, то равновесие смещено влево (в сторону обратной реакции).

При К→ ∞ реакция будет необратимой.

Равновесие в ионообменных реакциях смещается в сторону образования наименее диссоциированных соединений.

Ионообменные реакции протекают в растворах электролитов в следующих случаях:

1) если образуется осадок трудно растворимого вещества;

2) если образуется газ (легколетучее вещество);

3) если образуется слабый электролит (плохо диссоциирующее соединение);

4) если образуется комплексный ион.

В уравнениях ионных реакции формулы сильных электролитов записывают в диссоциированном виде, слабых – в недиссоциированном.

Примеры:

1.Образование осадков:

AgNO3 + NaCl = AgCl↓ + NaNO3;

Ag+ + NO₃¯ + Na+ + CI¯ = AgCl + Na+ + NO₃¯;

Ag+ + Cl¯ = AgCl.

 

2. Образование газов:

Na₂S + H₂SO₄ = Na2SO4 + H2S↑;

2 Na+ + S²¯+2 H+ + SO₄²¯ = H2S↑ + 2 Na+ + SO₄²¯ ;

2 H+ + S²¯= H₂S↑.

 

3. Образование слабых электролитов. Чаще всего это – образование воды,

слабого основания или слабой кислоты:

а) образование воды:

NaOH + HCl = H₂O + NaCl ;

Na+ + OH⁻ + H+ + Cl⁻ = H₂O + Na+ + Cl⁻ ;

H+ + OH⁻ = H₂O;

 

б) образование слабого основания:

NH₄Cl + KOH = NH₄OH + KCl;

NH₄+ + Cl⁻ + K+ + OH⁻= NH₄OH + K++ Cl⁻;

NH₄+ + OH⁻ = NH₄ОН;

 

в) образование слабой кислоты:

2 CH₃COONa + H₂SO₄ = 2 CH₃COOH + Na₂SO₄;

2 CH₃COO⁻ + 2 Na+ + 2 H+ + SO₄²⁻ = 2 CH₃COOH + 2 Na+ + SO₄²⁻;

CH₃COO⁻ + H+ = CH₃COOH.

 

4. Образование комплексного иона (например, катиона)

CuSO₄ ∙ 4 H₂O + 4 NH₃ = [Cu(NH₃)₄]SO₄ + 4 H₂O;

[Cu(H₂O)₄]²+ + SO₄²⁻ + 4 NH₃ = [Cu(NH₃)₄]²+ + SO₄²⁻ + 4 H₂O.

Ионные реакции в растворе

 

Реакции ионного обмена - это реакции между ионами, образовавшимися в результате диссоциации электролитов.

 

Правила составления ионных уравнений реакций

Нерастворимые в воде соединения (простые вещества, оксиды, некоторые кислоты, основания и соли) не диссоциируют.

В реакциях используют растворы веществ, поэтому даже малорастворимые вещества находятся в растворах в виде ионов.

Если малорастворимое вещество образуется в результате реакции, то при записи ионного уравнения его считают нерастворимым.

Сумма электрических зарядов ионов в левой и в правой части уравнения должна быть одинаковой.

 

Порядок составления ионных уравнений реакции

Записать молекулярное уравнение реакции:

MgCl2 + 2AgNO3 ® 2AgCl + Mg(NO3)2.

Определить растворимость каждого из веществ с помощью таблицы растворимости: MgCl2 + 2AgNO3 ® 2AgCl↓ + Mg(NO3)2.

Учитывая диссоциацию растворимых в воде исходных веществ и продуктов реакции, записать полное ионное уравнение реакции:

Mg2+ + 2Cl- + 2Ag+ + 2NO3- ® 2AgCl¯ + Mg2+ + 2NO3-.

Составить сокращенное ионное уравнение, сокращая одинаковые ионы с обеих сторон:

Mg2+ + 2Cl- + 2Ag+ + 2NO3- ® 2AgCl¯ + Mg2+ + 2NO3-

Ag+ + Cl- ® AgCl¯.

 

Условия необратимости реакций ионного обмена

Если образуется осадок (¯) (смотри таблицу растворимости):

Pb(NO3)2 + 2KI ® PbI2¯ + 2KNO3

Pb2+ + 2I- ® PbI2¯.

Если выделяется газ (­):

Na2CO3 + H2SO4 ® Na2SO4 + H2O + CO2­

CO32- + 2H+ ® H2O + CO2­.

Если образуется малодиссоциированное вещество (H2O):

Ca(OH)2 + 2HNO3 ® Ca(NO3)2 + 2H2O

H+ + OH- ®H2O.

Если образуются комплексные соединения (малодиссоциированные комплексные ионы):

CuSO4 • 5H2O + 4NH3 ® [Cu(NH3)4]SO4 + 5H2O

Cu2+ + 4NH3 ® [Cu(NH3)4]2+.

В тех случаях, когда нет ионов, которые могут связываться между собой с образованием осадка, газа, малодиссоциированных соединений (H2O) или комплексных ионов реакции обмена обратимы («).

Литература: учебник,

 

10.3. Лабораторная работа: Электролитическая диссоциация

Цель работы: Изучение электропроводности электролитов, химического равновесия в этих растворах, смещения и направленности ионных процессов.

Опыт 1. Электрическая проводимость растворов электролитов

Для изучения электропроводности электролитов используется прибор, состоящий из источника тока, электрической лампочки и двух угольных электродов. Пользуясь данной установкой, сравнить электрическую проводимость 0,1 М растворов: KNO3 , КОН, NH4OH, HCl, CH3COOH и воды. Для этого в стакан вместимостью 100 мл поочередно налить 50 мл исследуемых растворов и опустить угольные электроды (перед опусканием электродов в раствор их следует промыть в дистиллированной воде). Отмечая степень накала лампочки, сделать вывод о силе электролита. Написать уравнения диссоциации электролитов. Для слабых электролитов написать выражение Кдис.

Опыт 2. Влияние одноименных ионов на диссоциацию слабых электролитов

В две пробирки с 0,1 М раствором аммиака добавить 2-3 капли фенолфталеина. Одну из пробирок оставить в качестве контрольной, а в другую внести небольшое количество хлорида аммония. Сравнить и объяснить окраску индикатора в этой пробирке с окраской в контрольной пробирке. Написать уравнение диссоциации в растворе аммиака и хлорида аммония. Сделать вывод о смещении равновесия в растворе слабого электролита и влиянии одноименных ионов на смещение равновесия.

Опыт 3. Направление обменных ионных процессов в растворах электролитов

а) Образование осадка

Получить гидроксиды меди (II) и никеля (II). Для этого к растворам соответствующих солей добавить (по каплям) раствор щелочи до образования осадка.

б) Образование газообразного вещества

Исходя из соответствующих растворов солей, получить по обменной реакции карбонат бария.

Растворить карбонат бария в растворе соляной кислоты. Обратить внимание на образование газообразного продукта.

в) Образование малодиссоциирующего соединения

В пробирку с раствором ацетата свинца (II) прилить раствор серной кислоты. Обратить внимание на характерный запах уксусной кислоты.

Составить уравнения наблюдаемых реакций в молекулярном и ионном виде. Объяснить, почему эти реакции протекают практически необратимо и до конца. Обосновать расчетом DG реакций.

 

 

Лабораторная работа: Ионообменные реакции

 

Цель работы: Получение сильных малорастворимых и слабых электролитов.

Оборудование и реактивы: Пробирки. Кусочек мела. Хлорид аммония (крист.). Разбавленные растворы: хлорида бария, сульфата натрия, нитрата свинца, хлорида калия, йодида калия, соли железа (II), соли меди (II), сульфида аммония, ацетата натрия, дихромата калия, хлорида магния, аммиака, соляной и серной кислот.

 

Опыт 1. Ионные реакции с образованием осадков

Налить в три пробирки по 2-3 капли раствора хлорида бария и добавить в одну из них несколько капель раствора сульфата натрия, в другую – раствора серной кислоты, в третью – раствора сульфата аммония. Наблюдать появление одинакового осадка. Составить уравнение реакции. Что можно сказать о сущности реакций в проделанном опыте?

 

Опыт 2. Образование осадков и произведение растворимости

В две пробирки налить по 3-4 капли 0,005 М раствора нитрата свинца. В одну из них прибавить такой же объём 0,05 М раствора хлорида калия, а в другую – такой же объём 0,05 М раствора йодида калия. В какой из пробирок выпал осадок? Объяснить полученный результат, используя значения произведения растворимости. Составить уравнение реакций.

 

Опыт 3. Ионообменная реакция с образованием газа

В пробирку поместить кусочек мела (CaCO₃) и прибавить столько разбавленной соляной кислоты, чтобы весь мел погрузился в раствор. Наблюдать выделение газа. Составить уравнение реакции.

 

Опыт 4. Образование сульфидов железа и меди и их растворимость в соляной кислоте

В пробирку внести 2-3 капли раствора соли железа (II), в другую – 2-3 капли раствора соли меди (II). В каждую пробирку добавить несколько капель раствора сульфида аммония до появления осадков. Затем прилить к осадкам немного соляной кислоты. Какой из осадков растворяется? Составить уравнения реакций. Объяснить различие в растворимости осадков, используя значения произведения растворимости (см. приложение 2).

 

Опыт 5. Получение хромата бария

Внести в пробирку 2-3 капли раствора хлорида бария и 5…6 капель раствора ацетата натрия. Затем прибавить 4-6 капель раствора хромата калия. При этом выпадает жёлтый осадок хромата бария, не растворимый в уксусной кислоте. Составить уравнение реакции.

 

Опыт 6. Взаимодействие гидроксида магния с хлоридом аммония

В две пробирки внести по 2-3 капли раствора хлорида магния. В одну пробирку добавить 5-6 кристаллов хлорида аммония и, встряхивая, добиться их растворения. Затем в каждую из пробирок добавить по 8-10 капель раствора гидроксида аммония. Объяснить, почему осадок выпадает в пробирке, в которой отсутствует хлорид аммония (см. пояснения к опыту 4).

 

Контрольные вопросы и упражнения

 

1. Дать определение ионообменных реакций.

2. Написать в ионной форме следующие уравнения реакций:

 

Pb(NO₃)₂ + CaJ₂ →

CaCO₃ + HCl →

FeCl₃ + Ba(OH)₂ →

CH₃COOH + K₂CO₃ →

 

3. Как изменится растворимость осадка при добавлении одноимённого иона?

4. По ионным уравнениям составить уравнения в молекулярной форме

(анион - NO₃⁻, катион Na⁺)

 

2 Ag⁺ + CrO₄²⁻ = Ag₂CrO₄;

H⁺ + CH₃COO⁻ = CH₃COOH;

2 Al³⁺ + 3S²⁻ + 6 H₂O = 2 Al(OH)₃ + 3 H₂S.

 

7. Ионное произведение воды. Водородный показатель. Гидролиз солей

 

Вода является слабым электролитом, который диссоциирует на ионы:

H₂O ⇄ H⁺ + OH⁻ или, точнее 2 H₂O ⇄ H₃O⁺ + OH⁻ .

Концентрация образующихся гидратированных ионов водорода и гидроксид-ионов невелика. При 22°C она составляет 10⁻⁷ моль/л.

Запишем выражение константы диссоциации воды

· (5)

Учитывая, что концентрация воды мало меняется при диссоциации, [H₂O] можно считать постоянной величиной и включить в константу:

 

KВ = Kд · [H₂O] = [H⁺] · [OH⁻]. (6)

 

Это произведение называется ионным произведением воды. При 22°C эта константа равна 1·10⁻14

KВ = [H⁺] · [OH⁻] = 1·10⁻14. (7)

Ионное произведение воды – постоянная величина как для чистой воды, так и водных растворов различных электролитов, и она часто используется в аналитических расчётах.

Пример. Вычислите концентрацию [OH⁻] в 0,01 М бромистоводородной кислоты, приняв степень ее диссоциации за 100 %.

Решение. Уравнение диссоциации кислоты HBr ⇄ H⁺ + Br⁻.

По формуле (3) рассчитываем концентрацию [OH⁻]

.

Водородный показатель. По кислотно-основным свойствам растворы обычно делят на кислые, нейтральные и щелочные. Это лишь качественная характеристика кислотности (основности) среды. Для количественной характеристики можно использовать молярную концентрацию ионов водорода. Удобно кислотность (основность) водных растворов выражать через десятичный логарифм концентрации ионов H+, взятый с обратным знаком. Эта величина называется водородным показателем, её обозначают символом pH:

pH = - lg[H⁺]. (8)

Если раствор нейтральный, т.е. [H⁺] = [OH-], то pH = 7. В кислом растворе [H⁺]>[OH⁻], следовательно, рН<7, в щелочном растворе [H⁺]<[OH⁻] и pH>7.

Пример. Считая диссоциацию гидроксида калия в воде полной, вычислите рН 0,001 М раствора KOH.

Решение. Определяем молекулярную концентрацию гидроксид-ионов в растворе

[OH⁻] = [KOH] · α · N(OH⁻),

где α - степень диссоциации; N(OH⁻) – число ионов (OH⁻), образующихся при разложении одной молекулы KOH.

[OH⁻] = 0,001·1·1 моль/л = 10⁻³ моль/л.

Используя ионное произведение воды, находим концентрацию иона водорода

,

а затем водородный показатель

pH = -lg[H+] = -lg(1·10⁻¹¹) = 11.

 

Значение pH растворов можно экспериментально определить при помощи кислотно-основных индикаторов – веществ, которые изменяют окраску в зависимости от концентрации водородных ионов.

Каждый индикатор характеризуется определёнными интервалами pH раствора, при которых он изменяет свой цвет. Изменение цвета лакмуса от красного до синего происходит при pH от 5 до 8, метилового оранжевого – от розового до жёлтого – при pH от 3,1 до 4,4, фенолфталеина – от бесцветного до малинового – при pH от 8,3 до 9,8. Эти интервалы значений pH называются областями перехода индикатора. Более точно pH раствора измеряется с помощью электрического прибора – pH-метра (потенциометра).

Изменение характера среды раствора происходит не только в результате добавления к воде кислоты или щёлочи, но и при растворении некоторых солей (гидролиза солей).

Гидролиз солей – химическое взаимодействие ионов солей с водой, во многих случаях сопровождающееся изменением реакционной среды (из нейтральной в кислую или щелочную).

Причина гидролиза лежит в том, что ионы соли с ионами воды образуют малодиссоциирующие комплексы (ионы или молекулы). Реакции гидролиза всегда направлены в сторону образования таких комплексов.




Не нашли, что искали? Воспользуйтесь поиском:

vikidalka.ru - 2015-2019 год. Все права принадлежат их авторам! Нарушение авторских прав | Нарушение персональных данных