Экспериментальная часть.

ОПЫТ 1. Смещение гомогенного ионного равновесия при введении в раствор слабой кислоты одноимённых ионов.

Рассматривается гомогенное ионное равновесие в растворе уксусной кислоты (см. пример 1.2). Смещение ионного равновесия производится добавлением к исходному раствору уксусной кислоты её соли – ацетата натрия в кристаллической форме (см. пример 3.1). Направление смещения равновесия определяется по изменению величины рН раствора: увеличение рН (уменьшение концентрации ионов Н⁺) свидетельствует об ослаблении диссоциации кислоты, уменьшение рН - об увеличении степени диссоциации. Руководствуясь содержимым примера 3.1, запишите:

1)уравнение диссоциации уксусной кислоты:

2)уравнение диссоциации ацетата натрия:

3)выражение константы диссоциации уксусной кислоты:

В пробирку поместите произвольный объём CH₃COOH, туда же добавьте 2¸3 капли цветного индикатора рН – метилоранжа, отметьте цвет раствора и определите область значений, в которой находится рН взятой кислоты, имея в виду, что метилоранж окрашивает растворы с рН<3,1в красный цвет, а растворы с рН>4,4 – в жёлтый цвет (в области перехода окраски при рН = 3,1¸4,4 метилоранж – оранжевый):

4)цвет раствора?

5)область рН?

Далее, в пробирку с окрашенным раствором CH₃COOH с помощью микрошпателя внесите небольшое количество кристаллического ацетата натрия. Для ускорения растворения соли пробирку встряхните,

1) отметьте цвет полученного раствора, соответственно которому определите область рН полученной смеси CH₃COOH и CH₃COONa,

2) цвет раствора,

3) область рН.

4) Как изменяется концентрация ионов H⁺ (см. выражение 1.4) в растворе CH₃COOH при добавлении к нему ацетата натрия: концентрация ионов H⁺ в растворе CH₃COOH при добавлении к нему CH₃COONa (уменьшается, увеличивается), что свидетельствует о смещении ионного равновесия (вправо, влево). В результате этого степень диссоциации уксусной кислоты (увеличивается, уменьшается).

5) Согласуется ли сформулированное заключение с принципом Ле Шателье?: (да, нет) Сформулируйте принцип Ле Шателье: Получите у преподавателя индивидуальное задание для расчета точного значения рН раствора уксусной кислоты до и после добавления CH₃COONa:

исходная концентрация уксусной кислоты: Сик = _____________________моль/л;

концентрация соли в смеси с кислотой: Сс = ______________________моль/л.

11) Определите значения рН раствора до и после добавления CH₃COONa (см. примеры 1.2, 1.3, 3.1):

12) Согласуются ли результаты расчета с отмеченными в опыте явлениями?: (да, нет)

13) Сформулируйте общий вывод о влиянии одноимённых ионов, вводимых в раствор слабого электролита, на состояние ионного равновесия слабого электролита: при введении в раствор слабого электролита ионов, одноимённых с одним из ионов слабого электролита, ионное равновесие слабого электролита смещается (в сторону образования недиссоциированного слабого электролита – влево, в сторону дополнительной диссоциации слабого электролита – вправо.).

ОПЫТ 2. Смещение ионных равновесий в растворе амфотерного электролита.

В качестве примера смещения ионных равновесий путем связывания ионов в слабый электролит рассматривается взаимодействие амфотерного гидроксида хрома Cr(OH)₃ c кислотой и щелочью (см. пример 3.4).

Получите осадок Cr(OH)₃. Для этого внесите в пробирку 5¸6 капель сульфата хрома Cr₂(SO₄)₃ и добавьте 1¸2 капли раствора гидроксида натрия NaOH. Запишите молекулярное, развёрнутое и сокращённое ионно-молекулярное уравнение получения осадка:

Содержимое пробирки разделите на две части. В одну из пробирок с осадком Cr(OH)₃ добавьте 5-6 капель раствора HCl, в другую – такое же количество NaOH. Пробирки встряхните.

1) Отметьте наблюдения: (осадок не растворяется, осадок растворяется в пробирке с добавленным, осадок растворяется в обоих пробирках.

2) На основании отмеченных наблюдений сделайте вывод о химических свойствах Cr(OH)₃: (Cr(OH)₃ – основание, кислота, амфолит.).

3) Запишите молекулярные и ионно-молекулярные уравнения выполненных реакций, подтверждающих химические свойства Cr(OH)₃ (воспользуйтесь уравнениями диссоциации Cr(OH)₃, приведенными в примере 3.4).

4) В результате связывания каких иoнов – Н⁺ или ОН^- - происходит растворение Cr(OH)₃ в кислоте (см. пример 3.4)?: в результате связывания ионов ________.

5) В результате связывания каких иoнов – Н⁺ или ОН^- - происходит растворение Cr(OH)₃ в щёлочи (также см. пример 3.4)?: в результате связывания ионов __________.

6) Сформулируйте общий вывод о влиянии связывания ионов слабого электролита на состояние его ионного равновесия (см. п. 3): в результате связывания ионов слабого электролита его ионное равновесие смещается в напрвлении (усиления, ослабления – подчеркнуть) диссоциации.

ОПЫТ 3. Нейтрализация кислот щелочью.

Проводится нейтрализация соляной, серной и уксусной кислот щёлочью – раствором гидроксида натрия и определяется направление этих реакций по изменению окраски индикатора – лакмуса. Область перехода окраски лакмуса находится в интервале значений рН = 5¸8; при рН<7 лакмус – красный, в области рН>7 лакмус – синий.

В 3 пробирки внесите по 3 капли раствора кислоты: в первую – HCl, во вторую – H₂SO₄, в третью – CH₃COOH. В каждую пробирку добавьте 1 каплю лакмуса, окраску индикатора отметьте:

окраска _ __________________.

В пробирки с кислотами добавляйте по каплям раствор NaOH до изменения окраски. Окраску растворов после добавления NaOH отметьте:

окраска ___________________.

Основываясь на изменении окраски индикатора, сделайте вывод о направлении протекания каждой из трёх реакций: (реакции протекают в прямом направлении, в обратном, не протекают – подчеркнуть).

1) Запишите молекулярные и ионно-молекулярные уравнения проведенных реакций, принимая во внимание силу участвующих в реакциях электролитов (см. п.2) и правила составления ионно-молекулярных уравнений (см. п. 4).

2) Какие из трех реакций идентичны? Почему?

3) Для подтверждения вывода о направлении протекания реакций нейтрализации рассчитайте значения констант равновесия Кс, пользуясь формулой (4.1).

4) Согласуются ли результаты рассчёта Кс с экспериментальными данными?: (да, нет) ______.

ОПЫТ 4. Гидролиз солей.

Исследуется характер среды растворов двух солей.

Получите у преподавателя задание к опыту. С помощью рН-метра или индикатора рН определите значения рН заданных растворв солей. Запишите формулы солей и значения рН их растворов:

Соль _______________, рН _____________; соль __________________, рН ____________.

1) Запишите молекулярные и ионно-молекулярные уравнения гидролиза заданных солей.

2) Исходя из уравнений гидролиза, сделайте вывод о характере среды раствора каждой соли:

(соль____________ - рН>7, рН<7, рН=7; соль________ - рН>7, рН<7, рН=7. Нужное подчеркнуть).

3) Соответствует ли сделанный вывод экспериментальным данным?: (да, нет).

ОПЫТ 5. Осаждение малорастворимого электролита.

Исследуется возможность образования осадка карбоната магния при взаимодействии соли магния с карбонатом и гидрокарбонатом натрия:

1) MgCl₂ + Na₂CO₃ = MgCO₃ + 2 NaCl и 2) MgCl₂ + NaHCO₃ = MgCO₃ + NaCl + HCl

В две пробирки поместите по 2-3 капли раствора хлорида магния, после чего в одну из них добавьте 2-3 капли раствора карбоната натрия, в другую – столько же раствора гидрокарбоната магния. Отметьте, в каком случае выпадает осадок: (осадок выпадает при добавлении к раствору MgCl₂ раствора Na₂CO₃, NaHCO₃ – подчеркнуть.).

1) Запишите ионно-молекулярные уравнения реакций.

2) По формуле (4.1) рассчитайте значения констант равновесия этих реакций и на основании результатов рассчётов объясните результаты опыта.

Контрольные задания.

I. Запишите уравнения диссоциации кислот, укажите слабую и сильную кислоту, для соответствующей кислоты напишите выражение константы диссоциации:

1) HJ, H₂SO₃; 2) H₂SO₄, H₂S; 3) HF, HNO₃; 4) HClO₄, H₂CO₃; 5) HNO₂, HCl.

II. Дано значение произведения растворимости малорастворимого электролита:

1) ПР_PbCl2 = 1.7×10^-5; 2) ПР_Ag2SO4 = 7×10^-5; 3) ПР_Ag2CrO4 = 2×10^-7; 4) ПР_HgI2 = 10^-26; 5) ПР_Pb(OH)2 = 5×10^-16

Запишите выражение произведения растворимости данного электролита и вычислите равновесную концентрацию каждого из его ионов в насыщенном растворе (см. пример 1.1).

III. Реакция ионного обмена протекает по уравнению:

1) CH₃COOH + KOH = …;

2) MnS + HCl = …;

3) HNO₂ + NaOH = …;

4) NH₄OH + HNO₃ = …;

5) CaCO₃ + HCl = ….

Запишите молекулярное и ионно-молекулярное уравнение реакции. Объясните возможность самопроизвольного протекания реакции в прямом направлении, рассчитав для неё значение Кс, пользуясь выражением (4.1) – см. пример 4.1.

Вариант контрольного теста.

I. Укажите электролиты, в растворах которых устанавливаютс ионные равновесия:

1) СаСО₃ 2) HCN 3) HNO₃ 4) NaOH

II. Укажите электролиты, добавление которых вызывает смещение гетерогенного ионного равновесия в насыщенном растворе Fe(OH)₂ влево – в сторону ослабления диссоциации Fe(OH)₂ (в сторону уменьшения его растворимости): 1) FeSO₄ 2) HNO₃ 3) Na₂S 4) Ba(OH)₂

III. Как изменяется величина рН раствора Н₂SO₃ при добавлении к нему раствора Na₂SO₃:

1) рН увеличивается 2) рН уменьшается 3) рН не изменяется

IV. В растворе амфолита Cr(OH)₃ установились равновесия: [Cr(OH)₆]^3- + 3H⁺ Û Cr(OH)₃ + 3H₂O Û Cr³⁺ + 3OH^- + 3H₂O. В результате связывания каких ионов, образующихся при диссоциации Cr(OH)₃, происходит его растворение в щёлочи: 1) Н⁺ 2) ОН^- 3)Cr³⁺

V.Концентрация ионов Ag⁺ в растворе равна 3×10^-4моль/л, концентрация ионовBr^- равна 5×10^-2моль/л. Выпадет ли осадок AgBr, если его произведение растворимости ПР = 5×10^-13: 1) да 2) нет

VI. Реакциями гидролиза являются:

1) Na₂CO₃ + H₂O = NaHCO₃ + NaOH 2) FeCl₂ + H₂O = FeOHCl + HCl

3) HCl + NaOH = NaCl + H₂O 4) CuSO₄ + 2NaOH = Cu(OH)₂ + Na₂SO₄

VII. Ионно-молекулярное уравнение реакции Na₂S + 2HCl = 2NaCl + H₂S записывается:

1) 2Na⁺ + S^2- + 2HCl = 2NaCl + H₂S 2) S^2- + 2H⁺ = H₂S

3) Na⁺ + Cl^- = NaCl 4) Na₂S +2H⁺ = 2Na⁺ + H₂S

VIII. Ионно-молекулярное уравнение H⁺ + OH^- = H₂O соответствует следующему молекулярному уравнению: 1) NaHCO₃ + NaOH = Na₂CO₃ + H₂O 2) H₂S + 2KOH = K₂S + 2H₂O

3) Cu(OH)₂ + H₂SO₄ = CuSO₄ + 2H₂O 4) Ba(OH)₂ + 2HNO₃ = Ba(NO₃)₂ + 2H₂O

IX. Константа равновесия Kc реакции NH₄⁺ + H₂O = NH₄OH + H⁺ записывается в виде:

1) ([NH₄OH]+[H⁺])/([NH₄⁺]+[H₂O]) 2) [NH₄⁺]/([NH₄OH][H⁺]) 3) ([NH₄⁺]+[H₂O])/([NH₄OH]+[H⁺]) 4) [NH₄OH][H⁺]/[NH₄⁺]

X. Константа равновесия Кс реакции Cu²⁺ + H₂O = CuOH⁺ + H⁺ численно равна: 1) K_CuOH+/K_H2O 2) K_H2O/ K_CuOH+ 3) K_H2O

Ответы и комментарии.

I – 1.2 (см. п. 1,2); II – 1,4 (см. п.3 относительно влияния одноимённых ионов на состояние ионного равновесия); III – 1 (см. п.3; в результате смещения ионного равновесия влево происходит связывание ионов H⁺, т.е. уменьшение их концентрации, что в соответствии с выражением (1.4) вызывает увеличение рН); IV – 1 (см. пример 3.4); V – 1 (см. п. 3, пример 3.4); VI – 1,2 (см. определение гидролиза в п.5); VII – 2 (см. определение силы электролитов в п.2 и правила составления ионно-молекулярных реакций в п.4); VIII – 4 (источником свободных ионов в левой части ионно-молекулярного уравнения могут быть только сильные электролиты – см. п.2); IX – 4 (Кс равно произведению равновесных концентраций продуктов, отнесённое к произведению равновесных концентраций реагентов; концентрация H₂O ввиду её постоянства в выражение Кс не входит); X – 2 (см. выражение 4.1).

Не нашли, что искали? Воспользуйтесь поиском: