Ступени диссоциации ортоборной кислоты

Большая Энциклопедия Нефти и Газа

Диссоциация — борная кислота

Диссоциация борной кислоты H BOS протекает в заметной степени только по первой ступени. [1]

Константа диссоциации борной кислоты ( Дн3во3 — Ю-9) настолько мала, что сильная кислота в ее присутствии практически без осложнения может быть количественно оттитрована щелочью. [2]

Поэтому при титровании этой смеси щелочью соляная кислота будет полностью оттитрована, прежде чем начнется диссоциация борной кислоты . [3]

Закономерное изменение электроотрицательностей в ряду В ( 2 0), А1 ( 1 5) и Са ( 1 0) частично объясняет то, что диссоциация борной кислоты происходит с отщеплением только одного протона, в то время как диссоциация гидроксида алюминия может происходить как с отщеплением протонов, так и с отщеплением гидроксид-иона, а диссоциация гидроксида кальция возможна только с отщеплением гидроксидных групп. Другим критерием, позволяющим судить о том, происходит ли в тех или иных соединениях при диссоциации отщепление гидроксидных групп, является величина ионного потенциала центрального атома ( см. разд. [4]

Борная кислота реагирует с некоторыми многоатомными спиртами, при этом образуются комплексные соединения. Эти комплексные соединения обладают свойствами кислот, с константами диссоциации значительно большими, чем константа диссоциации борной кислоты . [5]

Борная кислота реагирует с некоторыми многоатомными спиртами, при этом образуются комплексные соединения. Эти комплексные соединения обладают свойствами кислот, с константами диссоциации значительно большими, чем константа диссоциации борной кислоты . Таким образом, при смешивании нейтральных растворов многоатомных спиртов с раствором борной кислоты диссоциация ее усиливается и становится возможным провести прямое титрование едким натром с фенолфталеином в качестве индикатора. Раствор глюкозы должен быть бесцветным и нейтральным. В случае необходимости раствор нейтрализуют едким натром по фенолфталеину. [6]

Однако могут быть случаи, когда предположение, о котором идет речь, не корректно. Так, хорошо установлено ( гл. Соответственно нельзя ожидать, чтобы условная константа диссоциации борной кислоты могла бы служить однозначным критерием каталитической эффективности борной кислоты или борат-иона. На самом деле получены довольно ненадежные данные [55], из которых следует, что для реакций с участием борной кислоты или борат-иона в качестве катализаторов не обнаружены сколько-нибудь заметные отклонения от соотношения Бренстеда. С другой стороны, релаксационные измерения показывают, что боратные растворы [56] характеризуются несколькими временами релаксации, которые, повидимому, соответствуют процессам с участием вышеназванных частиц. В целом трудно различить синхронный и последовательный механизмы в растворе. В этой области необходимы дальнейшие исследования. [7]

Настоящая книга посвящена главным образом количественным аспектам реакций переноса протона, особенно в водных средах. В некоторых случаях, особенно когда интересующая нас частица гидратирует-ся в растворе, может возникнуть вопрос о том, какова природа кислотной функции. Например, первую ступень диссоциации борной кислоты в водном растворе обычно записывают как Н3ВО3 Н2О: Н2ВОз Н3О, представляя, таким образом, Н3ВО3 в качестве кислоты Бренстеда. Такую структуру подтверждают и спектры ЯМР ( на ядрах ИВ) боратных растворов [11] — борат-ион и ион В FT дают очень близкие химические сдвиги. [8]

Автор этого метода титрует с индикатором фенолкрасным до рН, равного 7 6, применяя буферный раствор для сравнения; мы предпочитаем пользоваться смешанным индикатором, бромтимолсиний — f — фенолкрасный ( стр. Этот метод лучше всего подходит для определения малых количеств борной кислоты. Поскольку при первом титровании немного переходят за точку эквивалентности, а при втором несколько не доходят до нее, надо вводить поправочный коэффициент. Величина эта значительно возрастает, если в растворе имеются соли кальция или магния в большой концентрации, причиной чего является, очевидно, их влияние на константу диссоциации борной кислоты ( стр. Для каждых условий можно определить этот поправочный коэффициент экспериментально, титруя растворы, содержащие известные количества чистой борной кислоты и те же соли, какие имеются в анализируемом растворе. [9]

Таким образом, полярографичсски активные ионы водорода возникают в результате химической реакции, предшествующей электродному процессу. В среднем она равна 1 3 — 103 сек. Было также показано4, что при добавлении многоатомных спиртов ( глицерина, дульцита, сорбита и др.) к раствору борной кислоты величина предельного тока увеличивается. Это связано с тем, что величины констант диссоциации комплексов, образуемых спиртами с борной кислотой, больше величины константы диссоциации борной кислоты . [10]

В то же время для ривой б скорость настолько велика, что а адиабатически следует за мгновенной силой поля и изменяется с ним в одной фазе. Интересен случай, когда время полупревращения для исследуемой реакции имеет один порядок величины с периодом колебаний поля; тогда мы получаем кривую типа в, амплитуда которой меньше, чем у кривой б, и которая осциллирует не в фазе с приложенным полем. Электропроводность раствора при этом будет, как впервые отмечено Пирсоном [14], изменяться с частотой осцилляции, но этот эффект очень мал ( из-за использования слабых полей) и обнаружить его экспериментально достаточно сложно. Альтернативным подходом является измерение диэлектрических потерь, которые возникают из-за разности фаз колебаний степени диссоциации а и наложенного поля. Это делает процесс частично необратимым и приводит к рассеиванию энергии в виде тепла Было показано, однако [15], что ранние работы по измерению вклада в диэлектрические потери, связанного с диссоциацией борной кислоты [16], необоснованны. [12]

Источник

Лабораторная работа № 2

1. Получение ортоборной кислоты H₃BO₃ и изучение ее свойств

А. Получение ортоборной кислоты H₃BO₃

В пробирку поместите 5 – 6 мл насыщенного раствора декагидрататетрабората натрия (буры) Na₂B₄O₇ . 10H₂O, добавьте 2 – 3 мл концентрированной серной кислоты H₂SO₄. Наблюдайте выпадение белых кристаллов ортоборной кислоты H₃BO₃.

Напишите уравнение реакции.

Солью какой кислоты является тетраборат натрия (бура)? Почему в реакции получается не тетраборная, ортоборная кислота?

Б. Кислотные свойства ортоборной кислоты H₃BO₃

В двух пробирках приготовьте раствор ортоборной кислоты H₃BO₃. В первую пробирку внесите кусочек магниевой ленты, наблюдайте выделение газообразного вещества. Напишите уравнение реакции магния с ортоборной кислотой H₃BO₃.

Во второй пробирке определите pH раствора ортоборной кислоты H₃BO₃ с помощью универсальной индикаторной бумаги.

В. Окрашивание пламени борной кислотой H₃BO₃

Отрегулируйте пламя горелки так, чтобы оно было большим и почти бесцветным. Предварительно прокаленной платиновой проволокой захватите несколько кристалликов борной кислоты H₃BO₃ и внесите в пламя. При этом пламя окрашивается в зеленый цвет.

Проволока + H₃BO₃ = зел. пламя

2. Гидролиз тетрабората натрия Na₂B₄O₇

В пробирку налейте 1 – 2 мл 1 моль/л раствор декагидрататетрабората натрия (буры) Na₂B₄O₇ . 10H₂O и с помощью универсальной индикаторной бумаги определите pH этого раствора.

В отчете напишите уравнения ступенчатого гидролиза тетерабората натрия Na₂B₄O₇, учитывая, что на первой ступени образуются ортоборная кислота и метаборат натрия NaBO₂, а на второй – ортоборная кислота H₃BO₃ и гидроксид натрия:

3. Получение малорастворимых боратов

В две пробирки внесите по 3 – 4 мл насыщенного раствора тетрабората натрия Na₂B₄O₇ . 10H₂O и добавьте по несколько миллилитров1 моль/л растворов: в первую – раствор нитрата серебра AgNO₃, во вторую – раствор сульфата меди (II) CuSO₄. Наблюдайте выпадение осадков.

Напишите уравнения реакций, учитывая, что в первой пробирке образуется метаборат серебра AgBO₂, а во второй – гидроксометаборат меди (II)

Cu(OH)BO₂. Na₂B₄O₇ + AgNO₃ + H₂O = 4AgBO₂ + 2NaNO₃ + 2H₂O

Почему во второй пробирке образовалась основная, а не средняя соль?

Дата добавления: 2015-09-14 ; просмотров: 128 ; Нарушение авторских прав

Источник

Электролитическая диссоциация

Федеральное агентство по образованию

Федеральное государственное образовательное учреждение

«Новгородский государственный университет

имени Ярослава Мудрого»

Институт сельского хозяйства и природных ресурсов

Кафедра химии и экологии

Электролитическая диссоциация: Метод указ. / Сост. , , . — Великий Новгород: НовГУ им. Ярослава Мудрого, 2007. – 21 с.

В методических указаниях рассмотрены основные вопросы по теме «Электролитическая диссоциация». Приведены сведения о характере диссоциации, химической активности различных типов электролитов. Рассмотрены условия протекания реакций в растворах электролитов.

Методические указания предназначены для студентов всех специальностей, изучающих химию.

1 ЦЕЛЬ РАБОТЫ

Целью работы является изучение характера диссоциации и хими­ческой активности различных типов электролитов, определение направ­ления реакций в растворах электролитов, исследование условий выпа­дения и растворения осадков.

2 ОСНОВНЫЕ ТЕОРЕТИЧЕСКИЕ ПОЛОЖЕНИЯ

2.1 Сильные и слабые электролиты. Константа и степень диссоциации

Электролитами называют вещества, растворы или расплавы которых проводят электрический ток.

Переносчиками тока в растворах электролитов являются ионы, которые образуются в результате диссоциации растворенного вещества.

Электролитической диссоциацией называют распад ионных или по­лярных соединений на ионы под действием полярных молекул раствори­теля.

По способности к диссоциации все вещества делятся на две группы: к одной относятся такие вещества, которые в растворе оказываются диссоциированы нацело или практически нацело; к другой группе относятся вещества, диссоциирующие частично.

Вещества, которые практически полностью диссоциируют на ионы, относят к сильным электролитам.

Вещества, диссоциирующие в растворах не полностью, называются слабыми электролитами. В растворах слабых электролитов устанавли­вается динамическое равновесие между недиссоциированными молекула­ми и ионами:

Это равновесие количественно характеризуется константой равно­весия, которая применительно к процессу диссоциации называется константой диссоциации:

.

Константа диссоциации электролита не зависит от концентрации раствора, но зависит от его температуры, а также от природы растворенного вещества и растворителя. Чем меньше значение константы, тем слабее электролит.

Таким образом, принципиальное отличие двух типов электролитов заключается в необратимости диссоциации сильных электролитов и обратимости диссоциации слабых электролитов.

Количественной характеристикой способности электролита распадаться на ионы является степень диссоциации – a. Степенью диссоциации электролита называется отношение числа его молекул, распавшихся в данном растворе на ионы, к общему числу молекул электролита в растворе. Степень диссоциации электролита в 0,1 н. растворе принимают в качестве критерия для отнесения электролита к группе сильных или слабых электролитов: для сильных электролитов a > 0,3, для слабых электролитов a ≤ 0,03.

Применительно к водным растворам сильными электролитами являются:

HCI, HBr, НJ, НNO3, H2SO4, HCIO4, HClO3, HMnO4, H2SeO4;

— cильные основания: гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов:

KОH, NаОН, Ca(OH)2, Ba(OH)2, Sr(OH)2;

— большинство растворимых солей. Исключения: Fe(SCN)3, Mg(CN)2, HgCl2, Hg(CN)2 и др.

К слабым электролитам относятся:

— слабые кислоты: H2CO3, H2S, H3BO3, HCN, CH3COOH, H2SO3, H3PO4, H2SO3, H2SiO3 и большинство органических веществ;

— cлабые основания и амфотерные гидроксиды металлов: Be(OH)2, Mg(OH)2, Fe(OH)2, Zn(OH)2, гидроксид аммония NH4OH, а также органические основания – амины(CH3NH2) и амфолиты(H3N+CH2COO-);

— очень слабым электролитом является вода (H2O), a = 2·10-9.

В случае электролита АХ, диссоциирующего на ионы А+ и Х-, константа и степень диссоциации связаны соотношением (закон разбавления Оствальда):

,

См- молярная концентрация электролита, моль/л.

Если степень диссоциации значительно меньше единицы, то при приближенных вычислениях можно принять, что 1 — a 1. Тогда выражение закона разбавления упрощается:

Последнее соотношение показывает, что при разбавлении раствора, т. е. при уменьшении концентрации электролита (СМ) степень диссоциации электролита возрастает.

2.2 Диссоциация кислот, оснований и солей

С позиций теории электролитической диссоциации к кислотам относятся вещества, способные диссоциировать в растворе с образованием ионов водорода, а к основаниям вещества, которые при диссоциации дают гидроксид-ионы.

Наличие в молекулах кислот ионов водорода определяет важнейшие общие свойства этого класса соединений:

1. Способность взаимодействовать с основаниями с образованием солей.

2. Способность выделять водород при взаимодействии с активными металлами (Zn, Fe, Mg, AI и др.).

3. Изменение окраски индикаторов.

Сильные кислоты полностью диссоциированы на ионы:

Слабые кислоты диссоциируют частично:

СН3СООH ↔ H+ + CH3COO-,

.

Слабые многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато:

Наличие в молекулах оснований гидроксид-ионов обусловливают следующие общие свойства этих соединений:

1. способность взаимодействовать с кислотами с образованием солей;

2. водные растворы оснований изменяют окраску индикаторов;

3. растворы оснований имеют горький вкус и скользкие на ощупь.

Щелочи диссоциируют в водных растворах полностью:

Слабые основания диссоциируют частично:

.

Слабые многокислотные основания диссоциируют ступенчато:

Mg(ОН)2 ↔ MgОН+ + ОН-

В растворах многоосновных кислот, а также оснований, содержащих несколько гидроксильных групп, устанавливаются ступенчатые равнове­сия, отвечающие последовательным стадиям диссоциации. Так, диссо­циация ортоборной кислоты протекает в три ступени:

1. H3BO3 ↔ H+ + H2BO-3; (1)

2. H2BO3- ↔ H+ + HBO2-3; (2)

3. HBO32- ↔ H+ +BO3-3; (3)

Поскольку Кдисс1 >Кдисс2 > Кдисс3 , то в наибольшей степени диссоциация протекает по первой ступени a1 > a2 > a3.

Суммарный процесс диссоциации H3BO3

H3BO3 ↔ 3H+ + BO3-3

характеризуется полной константой диссоциации:

.

Перемножив правые и левые части равенств (1) – (3), получим:

,

откуда видно, что полная константа диссоциации численно равна произведению ступенчатых констант:

.

Амфотерные гидроксиды проявляют кислотно-основную двойственность.

При взаимодействии с кислотой амфотерный гидроксид является донором гидроксогрупп:

Cr(OH)3 + 3HCl ↔ CrCl3 + 3H2O

Cr(OH)3 + 3H+ ↔ Cr3+ + 3H2O,

а при взаимодействии с основанием — их акцептором:

Cr(OH)3 + 3КОН ↔ К3[Сr(ОН)6],

Cr(OH)3 + 3ОН — ↔ [Сr(ОН6)]3-.

Соли диссоциируют с образованием катионов металла и анионов кислотного остатка:

При диссоциации кислых солей образуются катионы металла и гидроанионы, которые частично диссоциируют с образованием ионов водорода:

NaHCO3 → Na+ +HCO3-;

Молекулы основных солей диссоциируют в растворе на гидроксокатионы и анионы кислотного остатка:

FeOHSO4 → FeOH2+ + SO42-.

Гидроксокатионы частично диссоциируют с образованием катионов металла и гидроксид-ионов:

2.3 Реакции обмена в растворах электролитов

Уравнения реакций обмена обычно записывают в молекулярной и ионно-молекулярной формах. Молекулярная форма уравнения показывает, какие вещества можно выделить из раствора и рассчитать их количества. Ионно-молекулярная форма уравнения позволяет определить возможность превращения и его причины, которые сводятся к образованию малорастворимого либо малодиссоциированного соединения. Такие уравнения позволяют также предсказать принципиальную обратимость или необратимость взаимодействия.

В ионных уравнениях формулы веществ записывают в виде ионов или в виде молекул.

В виде ионов записывают формулы сильных электролитов.

В виде молекул записывают формулы воды, слабых электролитов, малорастворимых солей (↓), формулы газообразных веществ, формулы оксидов металлов и неметаллов.

1) AgNO3 + NaCl → AgCl↓ + NaNO3;

Ag+ + NO3- + Na+ + Cl — → AgCl↓ + Na+ + NO3- ;

2) Na2CO3 + H2SO4 → Na2SO4 + H2O + CO2↑;

2Na+ + CO32- + 2H+ + SO42- → 2Na+ + SO42- + H2O + CO2↑;

CO32- + 2H+ → H2O + CO2↑.

3) NaOH + HCl → NaCl + H2O;

Na+ + OH — + H+ + Cl — → 2Na+ + Cl — + H2O;

4) HgI2 + 2KI → K2[HgI4];

HgI2 + 2K+ + 2I- → 2K+ + [HgI4]2-;

HgI2 + 2I — → [HgI4]2-.

2.4 Смещение равновесий в растворах слабых электролитов

В растворах слабых электролитов устанавливается динамическое равновесие между недиссоциированными молекулами и образовавшимися в результате диссоциации ионами.

Это динамическое равновесие можно сместить одним из следующих способов:

1) разбавление раствора способствует диссоциации, равновесие смещается в сторону образования дополнительного количества ионов;

2) увеличение концентрации одноименных ионов будет подавлять диссоциацию, равновесие сместится в сторону образования недиссо­циированных молекул.

Например: при внесении в раствор уксусной кислоты ацетата натрия диссоциация кислоты уменьшается:

CH3COOH ↔ CH3COO — + Н+

NaCH3COO → Na+ + CH3COO-,

.

Величина Кдисс при данной температуре постоянная, поэтому увеличение концентрации ацетат-ионов [CH3COO-] должно привести к умень­шению концентрации водородных ионов [H+] и увеличению концентрации недиссоциированных молекул кислоты [CH3COOH] , т. е. часть ионов Н+ и СН3СОО — должна соединяться в молекулы CH3COOH;

3) связывание одного из образующихся ионов будет усиливать диссоциацию. Например,

Связывание ОН— ионов в молекулы воды при постоянной

должно привести к увеличению [NH+4] и уменьшению [NH4OH] , т. е. к усилению диссоциации гидроксида аммония.

2.5 Произведение растворимости

В системе, состоящей из осадка малорастворимого электролита и насыщенного раствора над ним, устанавливается динамическое равновесие:

Men Xm(тв) ↔ nMem+ + m Xn-

Константа равновесия для данного случая имеет вид

.

Знаменатель этой дроби есть величина постоянная, поэтому произ­ведение Kравн[MenХm] тоже является постоянной при данной температуре. Отсюда, следует, что произведение [Mem+]n·[Xn-]m представ­ляет собой постоянную величину, называемую произведением раствори­мости и обозначаемую ПР. Например:

Таким образом, в насыщенном растворе труднорастворимого электролита произведение концентраций его ионов есть величина постоянная при данной темпе­ратуре.

Если произведение концентраций ионов такого электролита в растворе превышает величину его ПР, то образуется осадок.

Если произведение концентраций ионов труднорастворимого электролита в растворе меньше его ПР, то осадок не образуется. В том случае, когда оса­док был получен ранее, а концентрации составляющих его ионов в растворе каким-либо образом уменьшили и значение ПР не достигается-происходит растворение осадка.

3 ТРЕБОВАНИЯ ТЕХНИКИ БЕЗОПАСНОСТИ

Все химические опыты проделываются только с такими концентра­циями веществ, в такой посуде и приборах и в таких условиях, которые указываются в руководстве.

Для проведения в пробирке того или иного опыта следует брать растворы в количествах не более 1-2 мл, твердые вещества на кон­чике шпателя.

Следует аккуратно работать с реактивами: внимательно читать этикетки, не уносить реактивы общего пользования на свои рабочие места, во избежание загрязнения реактивов держать склянки с раст­ворами и сухими веществами закрытыми, не путать пробки, не высыпать и не выливать обратно в склянки неиспользованные или частично использованные реактивы.

Необходимо соблюдать общие правила работы в химической лабо­ратории.

4 ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ

Опыт 1. Сравнение химической активности кислот и оснований.

а) Сравнение химической активности хлороводородной и уксусной кислот: взаимодействие кислот с цинком.

Налить в одну пробирку 2 мл 2 н. раствора хлороводородной кислоты, а в другую — столько же 2 н. раствора уксусной кислоты. Опустить в каждую пробирку по кусочку цинка (примерно одинаковой величины). Наблюдать выделение газа.

Оформление результатов опыта.

Написать уравнения реакций в молекулярном и ионном виде. Отме­тить, в какой из пробирок реакция идет более энергично. В соответствии с законом действующих масc скорость реакции взаимодействия цинка с ионами водорода равна υ = k·[H+]2. Большую скорость реакции в растворе НСl можно объяснить только большей концентрацией ионов водорода. Почему концентрация ионов водорода в растворе НСl больше, чем в растворе СН3СООН?

Сделать выводы на основании значений степеней диссоциации хлороводородной и уксусной кислот (Прило­жение табл.1).

б) Сравнение химической активности хлороводородной и уксусной кислот: взаимодействие с мрамором (СаСО3).

В одну пробирку внести 0,5 мл 2н. раствора уксусной кислоты, в другую – столько же 2 н. раствора хлороводородной кислоты. выбрать два приблизительно одинаковых по величине кусочка мрамора и внести по одному в каждую пробирку. Наблюдать выделение газа.

Оформление результатов опыта.

Написать уравнения реакций в молекулярном и ионном виде. Отме­тить, в какой из пробирок реакция идет более энергично. В соответствии с законом действующих масc скорость реакции взаимодействия мрамора (СаСО3) с ионами водорода равна υ = k·[H+]2. Большую скорость реакции в растворе НСl можно объяснить только большей концентрацией ионов водорода. Почему концентрация ионов водорода в растворе НСl больше, чем в растворе СН3СООН?

Сделать выводы на основании значений степеней диссоциации хлороводородной и уксусной кислот (Прило­жение табл.1).

в) Сравнение химической активности гидроксидов натрия и аммония

Налить в две пробирки по 2 мл 2 н. раствора хлорида кальция. В одну пробирку добавить. 2 н. раствор гидроксида натрия, а в другую – такой же объем 2 н. раствора гидроксида аммония. Наблюдать появление осадка.

Оформление результатов опыта.

Написать уравнения реакций в молекулярном и ионном виде. Отметить неодинаковое количество осадка в пробирках. Осадок образуется, если произведение концентрации ионов электролита превышает величину его ПР. Чем больше превышение ПР, тем больше количество образующегося осадка. Концентрация ионов кальция в обоих случаях одинакова, значит большее количество осадка объясняется большей концентрацией гидроксид-ионов. Почему концентрация гидроксид ионов в растворе NaOH больше, чем в растворе NH4OH?

Сделать выводы на основании степеней диссоциации гидроксида натрия и гидроксида аммония (Приложение табл.1).

Опыт 2. Смещение равновесия диссоциации слабых электролитов.

а) Влияние соли слабой кислоты на диссоциацию этой кислоты

Внести в две пробирки по 1мл 0,1 н. раствора уксусной кислоты. Добавить в каждую пробирку по одной капле метилового оранжевого. Отметить окраску индикатора. Одну пробирку оставить в качестве контрольной, а в другую внести 2-3 микрошпателя кристаллического ацетата аммония. Пробирку встряхнуть. Сравнить цвет раствора с цветом раствора в контрольной пробирке.

Оформление результатов опыта.

Написать уравнение диссоциации уксусной кислоты и выражение константы её диссоциации. Объяснить, как смещается равновесие диссо­циации кислоты при добавлении к ее раствору ацетата аммония. Как изменяются при этом степень диссоциации уксусной кислоты и концентрация ионов Н+? Как изменится степень диссоциации уксусной кислоты при добавле­нии к её раствору сильной кислоты?

б) Влияние соли слабого основания на диссоциацию этого основания. Выполнение опыта.

Внести в две пробирки по 1 мл 0,1 н. раствора гидроксида аммо­ния. Добавить в каждую пробирку по одной капле фенолфталеина. Отме­тить окраску индикатора. Одну пробирку оставить в качестве конт­рольной, а в другую внести 2-3 микрошпателя кристаллического ацетата аммония. Пробирку встряхнуть. Сравнить окраску раствора с ок­раской раствора в контрольной пробирке,

Оформление результатов опыта.

Написать уравнение диссоциации и выражение константы диссоциа­ции гидроксида аммония. Объяснить, как смешается равновесие диссо­циации гидроксида при добавлении к нему ацетата аммония. Как изме­няются при этом степень диссоциации гидроксида аммония и концент­рация ионов ОН-? Как изменится степень диссоциации гидроксида ам­мония при добавлении к его раствору щелочи?

Опыт 3. Направление реакций обмена в растворах электролитов.

а) Выполнение опыта.

Из имеющихся на лабораторном столе реактивов выбрать такие, при взаимодействии которых произойдут указанные ниже превращения. Осуществить реакции.

I вариант: II вариант:

1) Pb2+ + SO2-4 → PbSO4¯ ; 1) Cu2+ + 2OH — → Cu(OH)2 ¯ ;

2) 2Н+ + CO2-3 → H2O+ CO2­; 2) NH+4 + OH — → NH3­+H2O;

3) Н+ + CH3COO — → CH3COOH. 3) Н+ + ОН — → Н2О.

III вариант: IV вариант:

1) Ni2+ + 20Н- → Ni(OH)2¯; 1) Pb2+ + 2J — → PbJ2¯;

2) Cu2+ + S2- → CuS¯; 2) Fe3+ + 3OH — → Fe(OH)3;

3) СН3СООН + OH- → CH3COO — + H2О. 3)NH4OH + H+ → NH4+ + H2O.

V вариант: VI вариант

1) Ca2+ + CO32- → CaCO3¯; 1) Ba2++SO42+=BaSO4↓

2) Mn2+ + 2OH — → Mn(OH)2¯; 2) Fe2++S2- =FeS↓

3) H+ + OH — → H2O. 3)2H++CO32—=H2O+CO2↑(нагрев.)

Оформление результатов опыта.

Составить молекулярные уравнения реакций, которым соответствуют приведенные выше ионно-молекулярные уравнения. Указать, какое из условий протекания реакций ионного обмена выполняется в каждом конкретном случае.

б) Выполнение опыта.

Используя реактивы, имеющиеся на лабораторном столе, провести реакции ионного обмена для осуществления следующих превращений:

CuSO4 → Cu(OH)2 → CuCl2

Na2CO3 → CaCO3 → Ca(NO3)2

NaOH → Na2SO4 → BaSO4

H2SO4 → K2SO4 → PbSO4

HCl → NaCl → PbCl2

Оформление результатов опыта.

Составить молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций. Указать, какое из условий протекания реакций ионного обмена выпол­няется в каждом конкретном случае.

Опыт 4. Произведение растворимости.

а) Условие образования осадка.

В две пробирки внести по 2-3 капли 0,5 н. раствора сульфата железа (II). В одну из них добавить такой же объем сероводородный воды, а в другую — 0,5 н. раствор сульфида аммония. В каком случае выпадает осадок?

Оформление результатов опыта.

Составить молекулярное и ионно-молекулярное уравнения реак­ции. При каких условиях выпадает осадок? Пользуясь правилом произ­ведения растворимости, объяснить выпадение осадка сульфида железа в одном случае и его отсутствие в другом.

б) Полнота осаждения осадка.

Получить хлорид свинца взаимодействием растворов нитрата свин­ца (0,5 н.) и соляной кислоты (2 н.). Дать раствору отстояться. Внести раствор в две пробирки по несколько капель в каждую. В одну из пробирок добавить несколько капель соляной кислоты, а в другую – такой же объем 0,5 н. раствора иодида калия. Какая соль выпадет в осадок?

Оформление результатов опыта.

Написать уравнения реакций образования солей свин­ца в молекулярном и ионно-молекулярном виде. Записать выражения и численные значения произведений растворимости хлорида и иодида свинца. (Приложение табл.2) и объяснить образование осадка РbJ2. В каком случае ионы свинца удаляются из раствора наиболее полно?

в) Условия растворимости осадка; влияние величины произведения растворимости на растворение осадка.

Внести в одну пробирку несколько капель 0,5 н. раствора суль­фата железа (II), в другую — несколько капель 0,5 н. раствора сульфа­та меди. В каждую пробирку добавить по несколько капель 0,5 н. раст­вора сульфида аммония. Прилить к осадкам сульфидов по 1 мл 2 н. раствора соляной кислоты. Какой из сульфидов растворяется?

Оформление результатов опыта.

Составить молекулярные и ионно-молекулярные уравнения всех
реакций. Написать выражения произведений растворимости сульфидов
железа (II) и меди, сравнить их численные значения (Приложение
табл.2). Объяснить наблюдения, исходя из условия растворения осадка.

г) Условие растворения осадка; влияние концентрации ионов раствори­теля на растворение осадка.

В двух пробирках получить осадок оксалата кальция взаимодей­ствием 0,5 н. растворов хлорида кальция и оксалата аммония (несколь­ко капель). Добавить в одну пробирку несколько капель 2 н. раствора соляной кислоты до полного растворения осадка, в другую пробирку – столько же 2 н. раствора уксусной кислоты. Отметить практическую нерастворимость оксалата кальция в последнем случае.

Оформление результатов опыта.

Составить молекулярные и ионно-молекулярные уравнения проте­кающих реакций. Написать выражение и численное значение произве­дения растворимости оксалата кальция. Объяснить, почему осадок оксалата кальция растворяется в соляной кислоте и практически нерастворим в уксусной. Концентрация какого иона влияет на раство­рение оксалата кальция в кислотах?

5 СОДЕРЖАНИЕ ОТЧЕТА О РАБОТЕ

Отчет о работе должен быть оформлен грамотно, аккуратно, в срок. При оформлении результатов каждого опыта необходимо:

1) указать его название;

2) написать уравнения реакций в молекулярном и ионно-молекулярном виде;

3) отметить условия прове­дения опыта и свои наблюдения;

4) к каждому опыту необходимо привести ответы на поставленные вопросы.

6 КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ И ЗАДАЧИ

1) Какой процесс называется электролитической диссоциацией?

2) Чем отличаются сильные и слабые электролиты?

3) Подвергаются ли электролитической диссоциации следующие вещества: CaCl2, I2, HBr, NH4OH, HNO2, Br2? Составить возможные уравнения электролитической диссоциации.

4) Напишите уравнения электролитической диссоциации следующих солей: NH4HSO4, Ba(NO3)2, Na2SiO3, KMnO4, ZnOHNO3, K2SO3, Na2S, NaHCO3, Al(H2PO4)3, Fe(OH)2Cl.

5) Какие количественные характеристики процесса диссоциации Вы знаете?

6) Как можно усилить степень диссоциации слабого электролита?

7) Какая кислота является более слабой HCN или CH3COOH?

8) Чему равна концентрация ионов водорода в 0,1 М растворе сернистой кислоты? Учитывать диссоциацию кислоты по первой ступени.

9) Какие частицы находятся в водном растворе H4P2O7?

10) Написать уравнения следующих реакций в молекулярной и ионно-молекулярной формах:

11) Изменится ли величина произведения растворимости при добавлении сухой соли в её насыщенный раствор?

12) Меняется ли концентрация ионов Ba2+ в насыщенном растворе при добавлении в него сухого Na2SO4 (температура постоянна)?

1. Ахметов, и неорганическая химия : Учеб. для вузов / . — 7-е изд.,стер. — М.: Высшая школа, 2008. – 742 с.

2. Гельфман, химия: Учеб. для вузов / , . — 2-е изд.,стер. — СПб. : Лань, 2009. – 527 с.

3. Суворов, и задачи по общей химии: Учеб. пособие для вузов / , . — СПб.: Химиздат, 2002. – 304 с.

4. Ахметов, и семинарские занятия по общей и неорганической химии: Учеб. пособие для студентов ун-тов, хим.-технол. и пед. вузов / , , . — 5-е изд.,испр. — М.: Высшая школа, 2003(2002). – 366 с.

Приложение А

Степени диссоциации электролитов в водных растворах (H2IH;18°C)

Источник