Лабораторна робота № 9

Властивості водних розчинів електролітів.

Мета роботи – дослідити властивості розчинів електролітів, визначити фактори, що впливають на активність кислот та встановити причини, які викликають перебіг реакцій іонного обміну до кінця.

Прилади та реактиви: Штатив з набором пробірок, амперметри, вугільні електроди, мікрошпатель, скляні стакани. Шматочки цинку або мармуру. Розчини: хлороводневої, сірчаної, щавлевої кислот, гідроксиду натрію, гідроксиду амонію, хлориду натрію, нітрату срібла, карбонату натрію, ацетату натрію.

Дослід 1. Порівняння хімічної активності кислот і основ.

1.1 В три склянки налийте по 10 мл 0,1 н розчинів: в першу – сірчаної кислоти, в другу – гідроксид натрію, в третю - гідроксид амонію. Визначити електричну провідність цих розчинів.

1.2 Налийте в пробірку 1/3 її об’єму 2н. розчин сірчаної кислоти, в іншу – таку ж кількість щавлевої кислоти. В обидві пробірки внести однакові шматочки цинку. В якій з пробірок реакція протікає більш бурхливо?

Завдання. Напишіть молекулярні і іонні рівняння реакції. Від концентрації яких іонів в розчині залежить швидкість виділення гідрогену. Яка кислота сильніше? Що є кількісною характеристикою кислот?

Дослід 2. Залежність активності кислот від їх концентрації.

До одної пробірки налити до 1/3 її об’єму розчин хлороводневої кислоти, до другої – декілька крапель хлороводневої кислоти та додати до рівня першої пробірки води. Потім до двох пробірок внести однакові шматочки цинку (або мармуру). Відмітити, в якій з пробірок реакція протікає більш енергійно.

Завдання. Напишіть молекулярні та іонні рівняння реакції. Зробити висновок про залежність активності розчинів кислот від їх концентрації.

Дослід 3. Обмінні реакції в розчинах електролітів.

а) реакції, що ідуть з утворенням осаду.

В пробірку налийте розчин хлориду натрію і додайте 2-3 краплини розчину нітрату срібла. Що спостерігається при проведенні цих реакцій?

б) реакції, що йдуть з утворенням легких сполучень.

В пробірку налийте розчин карбонату натрію і додайте по краплинам хлороводневу кислоту. Що спостерігається?

в) реакції, що йдуть з утворенням малодисоціюючих речовин.

В пробірку налийте розчин ацетату натрію CH₃COONa і додайте трохи хлороводневої кислоти. За запаху визначити речовину, що утвориться.

Завдання. Запишіть рівняння реакцій в молекулярному і іонному вигляді. Зробити висновок про умови протікання реакцій іонного обміну до кінця.

КОНТРОЛЬНІ ПИТАННЯ

1. Відхилення від законів Рауля, Вант-Гоффа. Ізотонічний коефіцієнт Вант – Гоффа.

2. Що показує коефіцієнт Вант-Гоффа?

3. Чому розчини електролітів виявляють зниження температури замерзання і більш підвищення температури кипіння, ніж еквімолекулярні розчини неелектролітів?

4. В чому полягає суть теорії електролітичної дисоціації та її механізм?

5. Що називається ступенем дисоціації електроліту? Фактори від яких вона залежить.

6. Яка математична залежність між ступенем дисоціації електроліту і коефіцієнтом Вант-Гоффа?

7. В чому суть ступінчатої дисоціації? Що називається константою дисоціації?

8. Сильні та слабкі електроліти.

9. Які гідроксиди називаються амфолітами?

10. Закон розведення Освальда.

11. В напрямку утворення яких речовин протікають реакції обміну в розчинах електролітів?

12. Теорія сильних розчинів (Дебая-Хюккеля).

13. Теорія кислот і основ.

Задачі

1. Скласти рівняння дисоціації речовин: MgSO₄, Fe₂(SO₄)₃, Ca(OH)₂, H₂SO₃.

2. Написати рівняння східчастої дисоціації миш’якової кислоти H₃AsO₄.

3. Константа дисоціації масляної кислоти С₂Н₇СООН дорівнює 1,5*10^-5. Обчислите ступень її дисоціації в 0,005М розчині.

4. Написати іонні рівняння, що здійснюються по схемі:

Fe₂(SO₄)₃ + SnCI₂ → FeCI₃ + SnSO₄

Fe(NO₃)₃ + KOH → Fe(OH)₃ + KNO₃

HNO₃ + NH₄OH → NH₄NO₃ + H₂O

ТЕМА: ВОДНЕВИЙ ПОКАЗНИК СЕРЕДОВИЩА рН

Вода є слабким електролітом, який дисоціює в дуже малому ступеню на іони Н⁺ та ОН^- в рівних кількостях:

Н₂О «Н⁺ + ОН^-

Константа дисоціації води при 295 К дорівнює 1,8*10^-16, а концентрація Н₂О при цій температурі приблизно дорівнює 55,56моль\л:

К_д = (С_н+С_он-) / 55,56 = 1,8*10^-16

Звідсі С_н+С_он = 1,8*10^-16 * 55,56 = 10^-14

Величина К_w = С_н + С_он- називається іонним добутком води. К_w - величина постійна лише при постійній температурі, при зростанні температури іонний добуток води також зростає.

Водневий показник середовища водного розчину електроліту рН рівний негативному десятинному логарифму концентрації іонів гідрогену в розчині:

рН = -lg[H⁺]

Середовище водного розчину електроліту може бути кислим, нейтральним, лужним. Носіями кислотних властивостей є іони Н⁺, а лужних – іони ОН^- , тому в кислих розчинах С_н⁺ > С_он^-, а в лужних - С_н⁺ < С_он^-. Розчини, в яких С_н⁺ = С_он^-, называються нейтральними.

При 295К К_w=10^-14 в нейтральных розчинах [н⁺] =10^-7 моль /л (рН>7), в кислих [н⁺] >10^-7 моль\л (рН<7), в лужних [н⁺] <10^-7 моль\л (рН>7).

Порядм з показником рН використовують показник рОН:

рОН = -lg[HO^—]

Виходячи зі значення іонного добутку води K_w,при 295К рН+рОН=14.

У випадках розрахунку рН розчину лугу слід скористатися наведеною схемою для обчислення рОН, а потім знайти pН:

pН = 14 — pОН.

При розрахунках pН водних розчинів слабких кислот і основ слід враховувати оберненість процесу їх електролітичної дисоціації (а < 1):

СНзСООН «СНзСОО^- + Н⁺

Концентрація Н⁺ в розчинах слабких кислот і концентрація іонів ОН⁺ в розчинах слабких основ числено дорівнюють концентрації продисоційованих молекул електроліту, а не вихідній концентрації розчину, як у випадку сильних кислот і основ.

При розрахунку водневого показника середовища водних розчинів сильних кислот і основ слід враховувати необерненість процесу їх електролітичної дисоціації (α=1).

НCl «H⁺ + Cl^-

NaOH «Na⁺ + OH^-

Концентрація іонів Н⁺ в розчинах сильних кислот и концентрація іонів ОН^- в розчинах лугів числено дорівнюють молярності розчинів.

Щоб розрахувати значення водневого або гідроксильного показників середовища, необхідно знати активність а_ОН-=ƒ_ОН-С_ОН-.

Приклад 1. Обчислити рН 0,01М розчину НNО₃.

Рішення. Активність іона гідрогену — функція концентрації іону гідрогену: a_н+ = ƒн⁺ Сн⁺. Для визначення коеффіцієнту актив­ності іонів гідрогену ƒн+ розрахуєм іонну силу розчину I:

I= 1/2ΣСiZi² = 1/2(0,01 • 1² + 0,01 -1²) = 0,01,

де С_н+ = 0,01 моль/л; 2_Н+ = 1; См_Оз- = 0,01 моль/л; Z_NO3- = 1.

За табличними даними знаходим величину ƒ_H+, що відповідає I = 0,01; ƒ_H+= 0,92.

Далі розраховуєм активність іону гідрогену і рН розчину:

а_н+ = 0,92-0,01 = 9,2-10^-3 моль/л,

рН = -lg9,2-10 ^-3 = 3 -0,96 = 2,04.