Учебное пособие 800537

Если растворы имеют различную нормальность, то из условия

эквивалентности их объемы вычисляют из соотношения:
V1 N1 = V2 N2 ,	(5.2)

где V1 и V2 – объемы нормальных растворов, полностью реагирующих между собой, мл; N1 , N2 – нормальные концентрации.

Концентрация растворенного вещества в граммах, содержащегося в 1 мл раствора, называется титром (Т) раствора. Раствор, титр которого известен, называется титрованным. Между нормальностью N, эквивалентной массой Э и титром Т имеются следующие соотно-

шения:
	T	N Э		.	(5.3)
		1000
Э	Т 1000		.		(5.4)
	N

Для определения эквивалента кислоты пользуются титрованным раствором щелочи, а для определения эквивалента щелочи – титрованным раствором кислоты.

Процесс определения концентраций растворенных веществ с помощью титрованных растворов называется титрованием. При титровании к раствору известной концентрации (например, кислоты) прибавляют постепенно при перемешивании титрованный раствор (в данном случае щелочи) до тех пор, пока не окончится реакция между кислотой и щелочью – реакция нейтрализации. Окончание реакции нейтрализации определяется индикаторами-веществами, изменяющими свою окраску при переходе от кислой или щелочной среды к нейтральной.

Электролиты – вещества, самопроизвольно распадающиеся на ионы (катионы и анионы) в полярных растворителях или расплавах и проводящие электрический ток. Количественной характеристикой электролита является величина степени электролитической диссоциации α, равная отношению числа продиссоциированных молекул к исходному числу молекул, причем 0 < α < 1. С уменьшением концентрации электролита возрастает α и при бесконечном разбавлении α = 1 для всех электролитов. Степень диссоциации зависит от природы электролита и растворителя. Чем выше электролитическая проницаемость, тем больше α. Другой характеристикой способности электролита к диссоциации является константа диссоциации К, независящая от

31

концентрации раствора. Согласно закону действующих масс К определяется выражением:

	K	[K ]n [ A ]m	,	(5.5)
		[Kn Am ]

где [К+] и [А‾] – концентрации катионов и анионов соответственно; [KnAm] – концентрации непродиссоциированных молекул электролита в растворе, n, m – число катионов и анионов, образующихся при диссоциации.

По величине α электролиты условно разделяются на две группы: сильные и слабые. К сильным электролитам относятся почти все соли, а также некоторые кислоты (например, НС1, HBr, HI, HNO3, H2SО4, HCIO4, HMnO4) и гидроксиды щелочных и некоторых щелочноземельных металлов. К слабым электролитам относятся ряд кислот (HF, HNО2, НСIO, Н2СО3, H2SО3, H3BO3, H2S, CH3COOH, НСООН и др.) и почти все гидроксиды металлов, за исключением щелочных и щелочноземельных, последние являются сильными электролитами.

Равновесие в растворах слабых электролитов. В растворах сла-

бых электролитов продукты диссоциации (ионы) находятся в динамическом равновесии с недиссоциированными молекулами. Например, АВ ↔ А+ + В‾. Рассматривая этот процесс как обратимую химическую реакцию, можно характеризовать его константой равновесия или константой диссоциации:

		K				CA CB	,				(5.6)
						CAB
где САВ , CA , CB – равновесные производят замену концентраций вели-
чинами активности:
K	a A aB				f A f B				C A CB	,	(5.7)
	a AB					f АВ			C AB

концентрации ионов А+, В‾ и недиссоциированных молекул АВ. В разбавленных растворах слабых электролитов значение константы диссоциации не зависит от концентрации растворенного вещества.

Однако с повышением концентрации это постоянство нарушается. Поэтому при описании равновесий в концентрированных растворах

					a A CA f A ;	аВ СВ f B ,
где а	А	,	а	В	– активность ионов А+, В‾ ,	f	A	,	f	B	– коэффициенты ак-

тивности.

32

Между значениями константы и степени диссоциации существует взаимосвязь. Ее можно легко установить для рассматриваемого здесь случая диссоциации:

Сдисс. = СА+ = СB- = αС;

CAB = C - αC = (1-α) C;

	K	C C			2C		.	(5.8)
		(1	)C		1

В тех случаях, когда α<<1, К = α2С или

	К	.	(5.9)
	С

Это отношение (закон разбавления Оствальда) показывает, что степень диссоциации слабых электролитов увеличивается с разбавлением растворов. Наблюдаемые на опыте отклонения в значениях α и К от истинных величин обусловлены сильным электростатическим взаимодействием между ионами, количество которых в растворах сильных электролитов невелико.

Реакции в растворах электролитов. Распространенным типом химических реакций в растворах электролитов являются процессы, в которых реагирующие вещества обмениваются ионами (ионные реакции). Образующиеся перегруппировки ионов оказываются при условии, если в результате реакции образуются малорастворимые вещества, слабые электролиты или газообразные вещества. Для отражения существа ионных реакций используются ионные уравнения. Примеры молекулярных и ионных уравнений разных реакций:

1. Pb(NО3)2 + 2KJ = PbJ2↓ + 2KNО3

Pb2++ 2J- = PbJ2.

2.СаСО3 + 2НС1 = СаС12 + Н2О + СО2↑ СаСО3 + 2Н+ = Са2+ + СО2 + Н2О.

3.CH3COONa + HNО3 = CH3COOH + NaNО3

СН3СОО + Н+ = СН3СООН.

4.Cu(OH)2 + 2HCl = CuCl2 + 2H2О Cu(OH)2 + 2H+ = Cu2+ + 2H2О.

33

Таким образом, реакции в растворах электролитов протекают необратимо, если в результате реакции образуются малорастворимые, газообразные и слабые электролиты.

Опыт 5.1. Определение концентрации кислоты методом титрования

Цель опыта: изучить метод титрования для определения концентрации растворов электролитов.

Выполнение опыта. Для проведения опыта возьмите 0,1 н. раствор серной кислоты. Возьмите бюретку, снабженную краном, и сполосните ее небольшим количеством серной кислоты. Укрепите бюретку в штативе и через воронку налейте в нее серную кислоту. Доведите уровень кислоты до нулевой отметки.

В коническую колбу на 50 мл сухой пипеткой внесите 10 мл титрованного раствора щелочи и прибавьте немного воды, доведя объем раствора до 20 мл. Внесите в раствор одну каплю метилоранжа. Раствор при этом приобретет желтую окраску. Титрование щелочи кислотой проведите следующим образом: под бюреткой на белый лист бумаги поставьте коническую колбу. Откройте кран бюретки и по каплям прибавляйте кислоту в колбу при перемешивании. Количество свободной щелочи в колбе постоянно уменьшается. Титрование заканчивают, когда окраска раствора изменится с желтой на красную при прибавлении одной капли кислоты. Проведите отсчет объема израсходованной кислоты с точностью до десятых долей миллилитра. Титрование проведите три раза, каждый раз начиная титрование от нулевой отметки. Из полученных результатов возьмите среднее значение. Напишите уравнение реакции в молекулярном и ионном виде. Данные опыта изложите в форме табл. 5.

		Таблица 5
	Результаты опыта
Номер	Объем 0,1 н	Объем израсходованного
опыта	раствора	раствора кислоты, мл
	щелочи, мл
1	10
2	10
3	10

34

Для расчета нормальности раствора кислоты используйте уравнение, согласно которому отношение прореагировавших объемов кислоты и основания обратно пропорциональны нормальности растворов:

		Vосн.			Nкисл.				.		(5.10)
	Vкисл.				Nосн.
откуда
N H SO			VNaOH N NaOH							.	(5.11)
2	4			VH
							2	SO
								4
Среднее значение Vн2so4				определите по							формуле (обозна-
чив Vн2so4 = х)
				x		1	xi ,				(5.12)

n

где х – среднее арифметическое. Рассчитайте титр кислоты.

Опыт 5.2. Смещение ионного равновесия

Выполнение опыта. Налейте в две пробирки 2-3 мл 0,1 М раствора гидрата окиси аммония и по две капли раствора фенолфталеина. Затем в одну из пробирок введите 2-3 кристаллика хлористого аммония. Пробирку встряхните несколько раз. Наблюдается ослабление интенсивности окраски раствора. Объясните наблюдаемое явление.

Опыт 5.3. Амфотерные электролиты

Выполнение опыта. Налейте в пробирку 2-3 мл раствора сернокислого цинка или раствора сернокислого аммония и по каплям прибавьте к нему раствора едкого натра. Образовавшийся осадок распределите в две пробирки и подействуйте на осадок в одном случае 2 н соляной кислотой в другом – 10% раствором едкого натра. Составьте молекулярные и ионные уравнения происходящих реакций.

Опыт 5.4. Реакции в растворах электролитов

Выполнение опыта. 1. Из выданной серии растворов выберите такие пары растворов, взаимодействие между которыми приводит к образованию: гидроксида меди и сульфата бария. Получите эти вещества. Напишите молекулярные и ионные уравнения реакций.

2. Из имеющихся в данном наборе реактивов выберите такие растворы, добавление к которым серной кислоты вызовет образова-

35

ние летучего вещества. Получите эти вещества, напишите молекулярные и ионные уравнения реакций.

3. Налейте в пробирку 3-4 мл 0,1 М раствора серной кислоты, добавьте 1-2 капли раствора метилоранжа. Бросьте в пробирку несколько кристалликов ацетата натрия и взболтайте жидкость до их растворения. Как при этом изменится окраска раствора и почему? Напишите молекулярное и ионное уравнения.

Контрольные вопросы и задачи

1.Что выражает величина, которую называют концентрацией данного компонента? Чем отличается молярная концентрация от нормальной?

2.Какой объем воды потребуется для растворения нитрата калия массой 8 г, если в приготовленном растворе массовая доля соли должна составить 1%?

3.Что называют эбуллиоскопической и криоскопической константами? Зависят ли они от природы растворенного вещества и природы растворителя?

4.При какой температуре кипят и замерзают водные растворы неэлектролитов, моляльность которых равна 1 моль/кг?

5.Что называется осмотическим давлением? В каких приборах оно определяется?

6.Какие вещества называют электролитами? Чем отличаются их водные растворы от растворов неэлектролитов?

7.На какие группы условно делят электролиты по величине степени их диссоциации? Приведите примеры представителей этих групп.

8.Почему константа электролитической диссоциации является более удобной характеристикой электролита по сравнению со степенью диссоциации?

9.В растворе объемом 250 мл содержится сульфат натрия мас-

сой 3,55 г. Считая степень диссоциации равной 100 %, найдите молярную концентрацию ионов натрия Na+ и SO42- ?

10.Что называют ионным произведением воды? В каком соотношении находится эта величина с константой диссоциации воды?

11.Если в водном растворе известна концентрация одного из ионов Н+ или ОН- то как находится концентрация второго иона?

36

Лабораторная работа № 6

ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ

Вода является слабым электролитом. Процесс ее электролити-

ческой диссоциации можно выразить уравнением

Н2О ↔ Н+ + ОН ‾.

Отсюда константа диссоциации воды будет равна

	K	[H ][OH	]
		[H 2O]		.	(6.1)
	Произведение К [Н2О] = [Н +][ОН‾] называется ионным произ-
ведением воды. В чистой воде при 25° С К [Н2О]					= [Н +]·[ОН ‾] = α
C , где степень диссоциации воды α = 2·10-9, а концентрация воды
H2O
С Н	О = 55,5. Поэтому при указанной температуре
2	К [Н2О] = 10-7 ·10-7 = 10 -14.

Если, например, к чистой воде добавить столько кислоты, чтобы концентрация ионов водорода повысилась до 103, то концентрация ионов гидроксида понизится так, что произведение останется равным 10-14 . Следовательно, в этом растворе концентрация ионов гидроксида будет

	[OH ]	10 14	10 11 .	(6.2)
		10 3

Поэтому как степень кислотности, так и степень щелочности раствора можно количественно охарактеризовать концентрацией ионов водорода. Вместо концентрации ионов водорода указывают ее десятичный логарифм, взятый с обратным знаком (рН). Нейтральный раствор

[H ] 10 7 , pH lg[ H ] 7 .

(6.3)

Таким образом, в нейтральной среде рН = 7. Кислотный раствор [Н + ] > 10-7 или рН < 7. Щелочной раствор [Н+ ] < 10-7 или рН

> 7.

Гидролизом называется реакция между ионами воды и иона-

ми растворенных в ней солей. В результате гидролиза в растворе появляется некоторое избыточное количество ионов Н+ или ОН-, сообщающие раствору кислотные или щелочные свойства. Например:

NaCIО + Н2О ↔ НСIO + NaOH ;

СIO‾ + НОН ↔ НСIO + ОН‾.

37

Процесс гидролитического растворения солей количественно характеризуется двумя величинами: степенью гидролиза h и констан-

той гидролиза Кгидр. Степень гидролиза представляет собой отно-

шение числа молекул, подвергшихся гидролизу, к общему числу растворенных молекул соли в растворе. Константу гидролиза можно выразить, рассмотрев уравнение гидролиза в общем виде:

МА + Н2О ↔ МОН + НА, где М – катион, а А – анион.

Константу равновесия этой реакции можно выразить как

	K	[MOH] [HA]		или К Н 2О МОН НА К гидр.	(6.4)
		[MA] [H 2O]
				МА
	В зависимости от природы кислоты и анионов соли можно раз-
	бить на четыре группы.
	1. Соли	сильной		кислоты и сильного основания:
				NaCl + H2О ↔ NaOH + HCl;
				Н2О ↔ Н+ + ОН ‾.
	Взаимодействие между ионами соли и воды не проходит, т.к.
	NaOH и НСI – сильные электролиты. В этом				случае равнове-

сие диссоциации воды в присутствии ионов соли не смещается, поэтому рН = 7 и гидролиз не происходит.

2. Соли слабой кислоты и сильного основания (гидролиз по аниону):

Na2CО3+ Н2О ↔ NaHCO3+NaOH;

СО32- +НОН ↔ НСО3‾ +ОН-.

Так как в растворе образуется избыток гидроксид-ионов, то раствор будет иметь щелочную реакцию (рН > 7).

3. Соли сильной кислоты и слабого основания (гидролиз по катиону):

CuCl2+ H2О ↔ CuOHCI+HCl;

Cu2++ HOH ↔ СuОH+ +H+.

Врастворе появится избыток Н+ - ионов, рН < 7.

4.Соли слабой кислоты и слабого основания (гидролиз по аниону

икатиону).

Гидролиз солей, образованных слабой кислотой и слабым основанием протекает практически до конца:

38

A12S3 + 6H2О = 2Al(OH)3 + 3H2S↑ ; рН ≈ 7 или CH3COONH4 + H2 O ↔ CH3COOH + NH4OH;

CH3COO ‾ + NH4 + + НОН ↔ СН3СООН + NH4OH.

Растворы могут быть слабокислыми и слабощелочными. Соли образованные слабыми многоосновными кислотами и многокислотными основаниями, подвергаются гидролизу ступенчато

FeCl3 + H2О ↔ FeOHCl2 + HCl;

Fe3+ + Н2O ↔ FeOH2+ + H+. (1 ступень)

FeOHCl2 + H2О = Fe(OH)2Cl + HCl;

FeOH2+ + H2O = Fe(OH)2 + + Н+ . (2 ступень)

Fe(OH)2Cl + H2О = Fe(OH)3 + HCl; Fe(OH)2+ + H2O = Fe(OH)3 + H+. (3 ступень)

Разбавление раствора и увеличение температуры приводит к увеличению степени гидролиза. Процессы гидролиза могут быть усилены или подавлены добавлением соединений, при диссоциации которых образуются ионы ОН- или Н+.

Опыт 6.1. Определение рН растворов солей при помощи универсального индикатора

Цель работы: для опытов 6.1.-6.4: опытным путем доказать, что гидролиз является результатом взаимодействия вещества с водой, при котором составные части вещества соединяются с составными частями воды. Ознакомиться с методикой измерения рН с помощью различных индикаторов и приборов.

Выполнение опыта. В четыре пробирки налейте по 2-3 мл: в одну 0,1 М раствора соляной кислоты, в другую – 0,1 М раствора уксусной кислоты, в третью – 0,1 М раствора аммиака, в четвертую – дистиллированной воды. К 2-3 мл испытуемого раствора прибавьте 1-2 капли универсального индикатора и полученную окраску сравните с окраской эталонных растворов.

Результаты опыта запишите в табл. 6.

39

Таблица 6

Результаты опыта

Испытуемый раствор	рН раствора
Соляная кислота
Уксусная кислота
Гидроксид аммония
Дистиллированная вода

Опыт 6.2. Определение рН растворов солей с помощью

лабораторного рН – метра

Общие указания по работе с прибором

Выполнение опыта. 1) Для измерения рН используется лабораторный рН–метр, прибор, в котором используется электродная система со стеклянным и вспомогательным электродами. Стеклянный электрод представляет собой трубку с напаянным на конус полым шариком из литиевого электродного стекла. Для изменения рН оба электрода помещают в стаканчик с исследуемым раствором соли.

2)Перед погружением в контролируемый раствор электроды необходимо тщательно промыть дистиллированной водой и удалить с них избыток воды фильтровальной бумагой.

3)Отсчет величины рН по шкале прибора следует проводить после того, как показания примут установившиеся значения. Обычно время установления показаний не превышает 0,5 -1 мин.

4)Перед изменением рН необходимо производить проверку прибора по стандартным буферным растворам. Рекомендуется применять буферный раствор, величины рН которого лежат в том же диапазоне измерения, что и значения рН контролируемых растворов.

После настройки (с помощью преподавателя) рН - метра по буферным растворам произвести измерения рН растворов хлористого алюминия в диапазоне измерения 2 - 6 рН, хлористого натрия в диапазоне 6- 10 рН, углекислого натрия в диапазоне 10-14 рН.

Полученные значения рН растворов указанных солей зафиксируйте в рабочую тетрадь и объясните с точки зрения теории гидролиза.

40