Опыт 7. Действие одноименного иона на степень диссоциации слабого электролита
а) В две пробирки налить по 5-6 капель 2н раствора СH3COOH и прибавить по 1 капле индикатора метилоранжа. Одну пробику оставить для сравнения, а в другую добавить немного сухого CH3COONa и перемешать. Наблюдать изменение окраски индикатора и объяснить наблюдаемое изменение.
CH3COOH D CH3COO- + H+
CH3COONa → CH3COO- + Na+
б) Аналигичный опыт выполнить с раствором NH4OH. Использовоть индикатор фенолфталеин, а в качестве сильного электролита - кристаллический NH4Cl. Как изменяется цвет индикатора и почему?
NH4OH D NH4+ + OH-
NH4Cl → NH4+ + Cl-
Написать уравнения диссоциации электролитов и показать направление смещения ионного равновесия в растворе слабого электролита при введении одноименного иона.
Вопросы для самоподготовки
1. Раствор, растворенное вещество, растворитель. Примеры растворов.
2. Тепловые эффекты при растворении.
3. Массовая доля растворенного вещества в растворе.
4. Молярная концентрация растворенного вещества в растворе.
5. Эквивалент, фактор эквивалентности, молярная масса эквивалентов вещества.
6. Молярная концентрация эквивалентов растворенного вещества в растворе.
7. Закон эквивалентов. Закон эквивалентов для растворов.
8. Электролитическая диссоциация. Диссоциация соединений с ионной связью (оснований и солей) и соединений с ковалентной связью (кислот).
9. Степень диссоциации. Сильные и слабые электролиты. Примеры сильных и слабых электролитов.
10. Константа диссоциации. Как константа диссоциации характеризует диссоциацию электролитов?
|
|
11. Закон разбавления Оствальда. Как уменьшение концентрации раствора влияет на диссоциацию слабых электролитов?
12. Диссоциация сильных электролитов. Активность. Коэффициент активности. Ионная сила раствора. Зависимость активности иона от его заряда и ионной силы раствора.
13. Ионные уравнения реакций. Условия протекания реакций в растворах.
14. Амфотерные гидроксиды. Диссоциация амфотерных электролитов.
Задачи и упражнения
1. Написать уравнения реакций диссоциации, приводящих к образованию следующих ионов: а) H+ и NO3-; б) Al3+ и SO42-; в) Na+ и H2PO4-; г) Ca2+ и HCO3-; д) K+ и Br-; е) СaOH+ и Cl-.
2. Написать уравнения диссоциации следующих веществ: а) Al(OH)3; б) AlOHSO4; в) H2S; г) KHSO3; д) NaClO; е) H3PO4; ж) NaH2PO4; з) Na2HPO4; и) Na3PO4; к) HCOOH.
3. Написать уравнения первой и второй ступени диссоциации двухромовой (H2Cr2O7) и хромовой (H2CrO4) кислот. Сравнить табличные данные величины констант диссоциации этих кислот. Определить, какая кислота сильнее?
4. Диссоциация слабой хлористой кислоты описывается уравнеием: HClO2 ⇌ H+ + ClO2-. Используя принцип Ле Шателье, объяснить, в какую сторону сместится равновесие и как изменится степень диссоциации: а) при добавлении соляной кислоты; б) при добавлении нитрита натрия; в) при разбавлении раствора.
|
|
5. Рассчитать концентрации сульфит-ионов (SO32-) в 0,1 М растворах H2SO3 и K2SO3. Сравнить полученные результаты.
6. В пробирку с соляной кислотой и цинком добавили раствор ацетата натрия. Как при этом меняется скорость выделения водорода? Как меняется концентрация ионов водорода в растворе, если к 100 мл 0,2 М раствора HCl прибавить 100 мл 0,2 М раствора CH3COONa?
6. Определить степень диссоциации следующих растворов: а) 0,01 М HСlO, б) 0,4 М HF, в) 0,05 М HCOOH, г) 0,025 М C6H5OH.
7. Определить молярную концентрацию раствора кислоты, если степень диссоциации равна: а) 1% для CH3COOH, б) 0.1% для HClO, в) 0,01% для HCN, г) 5% для HF.
8. Вычислить ионную силу и активности ионов в растворах: а) 0,01 М KBr, б) 0,1 М CuSO4, в) 0,01 М AlCl3, г) 0,001 М Fe(NO3)2.
9. Написать следующие уравнения реакций в полном ионном и сокращенном ионном виде:
а) 2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + 2H2O;
б) Ca(NO3)2 + 2NaOH = Ca(OH)2 + 2NaNO3;
в) Na2S + 2HCl = 2NaCl + H2S;
г) 3Mg(OH)2 + 2H3PO4 = Mg3(PO4)2 + 6H2O;
д) Al2O3 + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2O;
е) CuCl2 + 2KOH = 2KCl + Cu(OH)2;
ж) Al2(SO4)3 + 3BaCl2 = 3BaSO4 + 2AlCl3.
10. Доказать амфотерный характер следующих гидроксидов: а) Zn(OH)2, б) Fe(OH)3, в) Pb(OH)2, г) Al(OH)3.
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 3
Гетерогенное равновесие в растворах электролитов.
Теоретическая часть
|
|
Растворимость веществ в воде различна. Однако абсолютно нерастворимых веществ не существует. Любое вещество, хотя бы в ничтожной степени, обладает растворимостью. Например, равновесие в насыщенном растворе трудно растворимой соли CaSO4 между твердым осадком и ионами, выражается следующим уравнением:
CaSO4 ⇌ Ca2+ + SO42-
в осадке в насыщенном растворе
Константа равновесия данного процесса имеет вид:
K = [ Ca 2+ ] ∙ [ SO 4 2- ]/[ CaSO 4 ]
Знаменатель этой дроби является постоянной величиной, поэтому при данной температуре К ∙ [ CaSO 4 ] = const. Следовательно, и произведение концентраций ионов Ca2+ и SO42- представляет собой постоянную величину, называемую произведением растворимости (ПР) или константой растворимости К s:
Ks CaSO 4 = [ Ca 2+ ] ∙ [ SO 4 2- ].
Для уравнения, записаного в общем виде:
s ms ns
AmBn(тв.) ⇌ mAn+ + nBm-
константа растворимости имеет вид:
К s AmBn = [An+]m ∙ [Bm- ]n.
Так как растворимость (s) равна молярной концентрации малорастворимого вещества AmBn в насыщенном растворе, константа растворимости выражается следующим образом:
К s AmBn = [ ms ] m ∙ [ ns ] n = mm ∙ nn ∙ sm + n . Следовательно,
sm+n = К s AmBn/( mm ∙ nn )
Константа растворимости, как и растворимость, зависит от температуры.
|
|
Хотя Кs при данной температуре величина постоянная, растворимость вещества может меняться в зависимости от ряда условий:
1. Присутствие в растворе электролита, не имеющего общих ионов с осадком (солевой эффект). В этом случае растворимость увеличивается из-за изменения коэффициентов активности в сторону понижения.
2. Присутствие в растворе электролита, имеющего общий ион с осадком (эффект одноименного иона). В этом случае растворимость резко уменьшается.
3. Присутствие в растворе вещества, способного образовывать комплексные соединения с ионами осадка. В этом случае растворимость резко возрастает.
Экспериментальная часть
Дата добавления: 2018-11-24; просмотров: 536; Мы поможем в написании вашей работы! |
Мы поможем в написании ваших работ!