Самопроизвольный частичный или полный распад растворенных электролитов (см.) на ионы называется электролитической диссоциацией. Термин «ионы» введен английским физиком М. Фарадеем (1833). Теория электролитической диссоциации была сформулирована шведским ученым С. Аррениусом (1887) для объяснения свойств водных растворов электролитов. В дальнейшем она развивалась многими учеными на основе учения о строении атома и химической связи. Современное содержание этой теории можно свести к следующим трем положениям:

1. Электролиты при растворении в воде диссоциируют (распадаются) на ионы - положительно и отрицательно заряженные. («Ион» в переводе с греческого означает «странствующий». В растворе ионы беспорядочно движутся в различных направлениях.)

2. Под действием электрического тока ионы приобретают направленное движение: положительно заряженные движутся к катоду, отрицательно заряженные- к аноду. Поэтому первые называются катионами, вторые - анионами. Направленное движение ионов происходит в результате притяжения их противоположно заряженных электродами.

3. Диссоциация - обратимый процесс. Это означает, что наступает такое состояние равновесия, при котором сколько молекул распадается на ионы (диссоциация), столько их вновь образуется из ионов (ассоциация).

Поэтому в уравнениях электролитической диссоциации вместо знака равенства ставят знак обратимости.

Например:

где КА - молекула электролита, - катион, А - анион.

Учение о химической связи помогает ответить на вопрос, почему электролиты диссоциируют на ионы. Легче всего диссоциируют вещества с ионной связью, так как они уже состоят из ионов (см. Химическая связь). При их растворении диполи воды ориентируются вокруг положительного и отрицательного ионов. Между ионами и диполями воды возникают силы взаимного притяжения. В результате связь между ионами ослабевает, происходит переход ионов из кристалла в раствор. Аналогично диссоциируют и электролиты, молекулы которых образованы по типу ковалентной полярной связи. Диссоциация полярных молекул может быть полной или частичной - всё зависит от степени полярности связей. В обоих случаях (при диссоциации соединений с ионной и полярной связью) образуются гидратированные ионы, т. е. ионы, химически связанные с молекулами воды (см. рис. на с. 295).

Основоположником такого взгляда на электролитическую диссоциацию был почетный академик И. А. Каблуков. В отличие от теории Аррениуса, не учитывавшей взаимодействия растворенного вещества с растворителем, И. А. Каблуков к объяснению электролитической диссоциации применил химическую теорию растворов Д. И. Менделеева. Он показал, что при растворении происходит химическое взаимодействие растворенного вещества с водой, которое приводит к образованию гидратов, а затем они диссоциируют на ионы. И. А. Каблуков полагал, что в водном растворе содержатся только гидратированные ионы. В настоящее время это представление общепринято. Итак, гидратация ионов - основная причина диссоциации. В других, неводных растворах электролитов химическая связь между частицами (молекулами, ионами) растворенного вещества и частицами растворителя называется сольватацией.

Гидратированные ионы имеют как постоянное, так и переменное число молекул воды. Гидрат постоянного состава образует ионы водорода , удерживающие одну молекулу это гидратированный протон . В научной литературе его принято изображать формулой и называть ионом гидроксония.

Поскольку электролитическая диссоциация - процесс обратимый, то в растворах электролитов наряду с их ионами присутствуют и молекулы. Поэтому растворы электролитов характеризуются степенью диссоциации (обозначается греческой буквой а). Степень диссоциации - это отношение числа молекул, распавшихся на ионы, п к общему числу растворенных молекул :

Степень диссоциации электролита определяется опытным путем и выражается в долях единицы или в процентах. Если а то диссоциация отсутствует, а если или 100%, то электролит полностью распадается на ионы. Различные электролиты имеют различную степень диссоциации. С разбавлением раствора она увеличивается, а при добавлении одноименных ионов (одинаковых с ионами электролита) - уменьшается.

Однако для характеристики способности электролита диссоциировать на ионы степень диссоциации не очень удобная величина, так как она, зависит от концентрации электролита. Более общей характеристикой является константа диссоциации К. Ее легко вывести, применив закон действия масс к равновесию диссоциации электролита :

где КА - равновесная концентрация электролита, и - равновесные концентрации его ионов (см. Равновесие химическое). К от концентрации не зависит. Она зависит от природы электролита, растворителя и температуры.

Для слабых электролитов чем больше К (константа диссоциации), тем сильнее электролит, тем больше ионов в растворе.

Сильные электролиты констант диссоциации не имеют. Формально их можно вычислить, но они не будут постоянными при изменении концентрации.

Многоосновные кислоты диссоциируют по ступеням, а значит, такие кислоты будут иметь несколько констант диссоциации - для каждой ступени свою. Например:

Первая ступень:

Вторая ступень:

Третья ступень:

Всегда , т. е. многоосновная кислота при диссоциации по первой ступени ведет себя как более сильная кислота, чем по второй или третьей.

Ступенчатой диссоциации подвергаются и многокислотные основания. Например:

Кислые и основные соли также диссоциируют ступенчато. Например:

При этом по первой ступени соль полностью распадается на ионы, что обусловлено ионным характером связи между и ; и диссоциация по второй ступени незначительная, так как заряженные частицы (ионы) дальнейшей диссоциации подвергаются как очень слабые электролиты.

С точки зрения теории электролитической диссоциации даются определения и описываются свойства таких классов химических соединений, как кислоты, основания, соли.

Кислотами называются электролиты, при диссоциации которых в качестве катионов образуются только ионы водорода. Например:

Все общие характерные свойства кислот - кислый вкус, изменение цвета индикаторов, взаимодействие с основаниями, основными оксидами, солями - обусловлены присутствием ионов водорода , точнее .

Основаниями называются электролиты, при диссоциации которых в качестве анионов образуются только гидроксид-ионы:

Согласно теории электролитической диссоциации все общие щелочные свойства растворов - мылкость на ощупь, изменение цвета индикаторов, взаимодействие с кислотами, ангидридами кислот, солями - обусловлены присутствием гидроксид-ионов .

Правда, имеются электролиты, при диссоциации которых одновременно образуются и ионы водорода, и гидроксид-ионы. Эти электролиты называются амфотерными или амфолитами. К ним относятся вода, гидроксиды цинка, алюминия, хрома и ряд других веществ. Вода, например, в незначительных количествах диссоциирует на ионы и :

Поскольку все реакции в водных растворах электролитов представляют собой взаимодействие ионов, уравнения этих реакций можно составлять в ионной форме.

Значение теории электролитической диссоциации состоит в том, что она объяснила многочисленные явления и процессы, протекающие в водных растворах электролитов. Однако она не объясняет процессов, протекающих в неводных растворах. Так, если хлорид аммония в водном растворе ведет себя как соль (диссоциирует на ионы и ), то в жидком аммиаке проявляет свойства кислоты - растворяет металлы с выделением водорода. Как основание ведет себя азотная кислота, растворенная в жидком фтороводороде или в безводной серной кислоте.

Все эти факторы противоречат теории электролитической диссоциации. Их объясняет протолити-ческая теория кислог и оснований.

Сам термин «диссоциация» означает распад молекул на несколько более простых частиц. В химии помимо электролитической диссоциации различают термическую диссоциацию. Это обратимая реакция, происходящая при повышении температуры. Например, термическая диссоциация водяного пара:

карбоната кальция:

молекул иода:

Равновесие термической диссоциации подчиняется закону действия масс.

Водные растворы некоторых веществ являются проводниками электрического тока. Эти вещества относятся к электролитам. Электролитами являются кислоты, основания и соли, расплавы некоторых веществ.

ОПРЕДЕЛЕНИЕ

Процесс распада электролитов на ионы в водных растворах и расплавах под действием электрического тока называется электролитической диссоциацией .

Растворы некоторых веществ в воде не проводят электрический ток. Такие вещества называют неэлектролитами. К ним относятся многие органические соединения, например сахар и спирты.

Теория электролитической диссоциации

Теория электролитической диссоциации была сформулирована шведским ученым С. Аррениусом (1887 г.). Основные положения теории С. Аррениуса:

— электролиты при растворении в воде распадаются (диссоциируют) на положительно и отрицательно заряженные ионы;

— под действием электрического тока положительно заряженные ионы движутся к катоду (катионы), а отрицательно заряженные – к аноду (анионы);

— диссоциация – обратимый процесс

КА ↔ К + + А −

Механизм электролитической диссоциации заключается в ион-дипольном взаимодействии между ионами и диполями воды (рис. 1).

Рис. 1. Электролитическая диссоциация раствора хлорида натрия

Легче всего диссоциируют вещества с ионной связью. Аналогично диссоциация протекает у молекул, образованных по типу полярной ковалентной связи (характер взаимодействия – диполь-дипольный).

Диссоциация кислот, оснований, солей

При диссоциации кислот всегда образуются ионы водорода (H +), а точнее – гидроксония (H 3 O +), которые отвечают за свойства кислот (кислый вкус, действие индикаторов, взаимодействие с основаниями и т.д.).

HNO 3 ↔ H + + NO 3 −

При диссоциации оснований всегда образуются гидроксид-ионы водорода (OH −), ответственные за свойства оснований (изменение окраски индикаторов, взаимодействие с кислотами и т.д.).

NaOH ↔ Na + + OH −

Соли – это электролиты, при диссоциации которых образуются катионы металлов (или катион аммония NH 4 +) и анионы кислотных остатков.

CaCl 2 ↔ Ca 2+ + 2Cl −

Многоосновные кислоты и основания диссоциируют ступенчато.

H 2 SO 4 ↔ H + + HSO 4 − (I ступень)

HSO 4 − ↔ H + + SO 4 2- (II ступень)

Ca(OH) 2 ↔ + + OH − (I ступень)

+ ↔ Ca 2+ + OH −

Степень диссоциации

Среди электролитов различают слабые и сильные растворы. Чтобы охарактеризовать эту меру существует понятие и величина степени диссоциации (). Степень диссоциации – отношение числа молекул, продиссоциировавших на ионы к общему числу молекул. часто выражают в %.

К слабым электролитам относятся вещества, у которых в децимолярном растворе (0,1 моль/л) степень диссоциации меньше 3%. К сильным электролитам относятся вещества, у которых в децимолярном растворе (0,1 моль/л) степень диссоциации больше 3%. Растворы сильных электролитов не содержат непродиссоциировавших молекул, а процесс ассоциации (объединения) приводит к образованию гидратированных ионов и ионных пар.

На степень диссоциации оказывают особое влияние природа растворителя, природа растворенного вещества, температура (у сильных электролитов с повышением температуры степень диссоциации снижается, а у слабых – проходит через максимум в области температур 60 o С), концентрация растворов, введение в раствор одноименных ионов.

Амфотерные электролиты

Существуют электролиты, которые при диссоциации образуют и H + , и OH − ионы. Такие электролиты называют амфотерными, например: Be(OH) 2 , Zn(OH) 2 , Sn(OH) 2 , Al(OH) 3 , Cr(OH) 3 и т.д.

H + +RO − ↔ ROH ↔ R + + OH −

Ионные уравнения реакций

Реакции в водных растворах электролитов – это реакции между ионами – ионные реакции, которые записывают с помощью ионных уравнений в молекулярной, полной ионной и сокращенной ионной формах. Например:

BaCl 2 + Na 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2NaCl (молекулярная форма)

Ba 2+ + 2 Cl − + 2 Na + + SO 4 2- = BaSO 4 ↓ + 2 Na + + 2 Cl − (полная ионная форма)

Ba 2+ + SO 4 2- = BaSO 4 ↓ (сокращенная ионная форма)

Водородный показатель pH

Вода – слабый электролит, поэтому процесс диссоциации протекает в незначительной степени.

H 2 O ↔ H + + OH −

К любому равновесию можно применить закон действующих масс и записать выражение для константы равновесия:

K = /

Равновесная концентрация воды – величина постоянная, слеовательно.

K = = K W

Кислотность (основность) водного раствора удобно выражать через десятичный логарифм молярной концентрации ионов водорода, взятый с обратным знаком. Эта величина называется водородным показателем (рН).

Министерство образования и науки Российской Федерации

Национальный исследовательский ядерный университет «МИФИ»

Балаковский инженерно-технологический институт

Электролитическая диссоциация

Методические указания к выполнению лабораторной работы

по курсу «Химия» для студентов технических

специальностей и направлений,

по курсу «Общая и неорганическая химия»

для студентов направления ХМТН

всех форм обучения

Балаково 2014

Цель работы – изучение механизма диссоциации водных растворов электролитов.

ОСНОВНЫЕПОНЯТИЯ

Электролитической диссоциацией называется процесс распада молекул веществ на ионы под действием полярных молекул растворителя. Электролиты – вещества, проводящие в растворе или расплаве электрический ток (к ним относятся многие кислоты, основания, соли).

Согласно теории электролитической теории С. Аррениуса (1887 г), при растворении в воде электролиты распадаются (диссоциируют) на положительно и отрицательно заряженные ионы. Положительно заряженные ионы называют катионами, к ним относятся ионы водорода и металлов. Отрицательно заряженные ионы называются анионами, к ним относятся ионы кислотных остатков и гидроксид-ионы. Суммарный заряд всех ионов равен нулю, поэтому раствор в целом нейтрален. Свойства ионов отличаются от свойств атомов, из которых они образованы. Электролитическая диссоциация - процесс обратимый (обратная реакция называется ассоциацией). Эту теорию позднее дополнили Д.И. Менделеев и И.А. Каблуков.

Механизм электролитической диссоциации

Электролитами являются вещества, в молекулах которых атомы связаны ионной или полярной связью. По современным представлениям электролитическая диссоциация происходит в результате взаимодействия молекул электролита с полярными молекулами растворителя. Сольватация - взаимодействие ионов с молекулами растворителя. Гидратация –процесс взаимодействия ионов с молекулами воды.

В зависимости от структуры растворяющегося вещества в безводном состоянии его диссоциация протекает по–разному.

Легче всего диссоциируют вещества с ионной связью, которые состоят из ионов. При растворении таких соединений (например, NaCl) диполи воды ориентируются вокруг положительного и отрицательного ионов кристаллической решетки. Между ионами и диполями воды возникают силы взаимного притяжения. В результате связь между ионами ослабевает, происходит переход ионов из кристалла в раствор. При этом образуются гидратированные ионы, т.е. ионы, химически связанные с молекулами воды

Рис.1. Схема диссоциации молекулы вещества с ионной связью

Процесс электролитической диссоциации можно выразить уравнением

NaCl + (m+n)H 2 O
Na + (H 2 O) m + Cl - (H 2 O) n

Обычно, процесс диссоциации записывают в виде уравнения, опуская растворитель (H 2 O)

NaCl
Na + + Cl -

Аналогично диссоциируют и молекулы с ковалентной полярной связью (например, HCl). Вокруг каждой полярной молекулы вещества также ориентируются диполи воды, которые своими отрицательными полюсами притягиваются к положительному полюсу молекулы, а положительными полюсами - к отрицательному полюсу. В результате этого взаимодействия связующее электронное облако (электронная пара) полностью смещается к атому с большей электроотрицательностью, полярная молекула превращается в ионную и затем легко образуются гидратированные ионы. Диссоциация полярных молекул может быть полной или частичной.

Рис.2. Схема диссоциации молекулы вещества с ковалентной

полярной связью

Электролитическая диссоциация HCl выражается уравнением

HCl + (m+n)H 2 O
H + (H 2 O) m + Cl - (H 2 O) n

или, опуская растворитель (H 2 O),

КАn
K + + A -

Для количественной характеристики процесса диссоциации введено понятие степени диссоциации (α). Степень диссоциации электролита показывает, какая часть растворенных молекул вещества распалась на ионы. Степенью диссоциации электролита называется отношение числа продиссоциировавших молекул (N дисс ) к общему числу растворенных молекул (N)

(1)

Степень диссоциации принято выражать или в долях единицы, или в процентах, например, для 0,1н раствора уксусной кислоты СН 3 СООН

α= 0,013 (или 1,3). Степень диссоциации зависит от природы электролита и растворителя, температуры и концентрации.

По степени диссоциации (α) все электролиты делят на три группы. Электролиты со степенью диссоциации больше 0,3 (30%) обычно называют сильными, со степенью диссоциации от 0,02 (2%) до 0,3 (30%)-средними, менее 0,02 (2%)-слабыми электролитами.

Сильные электролиты - химические соединения, молекулы которых в разбавленных растворах практически полностью диссоциированы на ионы. В растворе сильного электролита растворённое вещество находится в основном в виде ионов (катионов и анионов); недиссоциированные молекулы практически отсутствуют. Степень диссоциации таких электролитов близка к 1. К сильным электролитам относятся:

1) кислоты (H 2 SO 4 , HCl, HNO 3 , HBr, HI, HClO 4 , HМnO 4);

2) основания – гидроксиды металлов первой группы главной подгруппы (щелочи) – LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, а также гидроксиды щелочноземельных металлов – Ba(OH) 2 , Ca(OH) 2 , Sr(OH) 2 ;.

3) соли, растворимые в воде (см. таблицу растворимости).

К электролитам средней силы относятся H 3 PO 4 , HF и др.

Слабые электролиты диссоциируют на ионы в очень малой степени, в растворах они находятся, в основном, в недиссоциированном состоянии (в молекулярной форме). К слабым электролитам относятся:

1) неорганические кислоты (H 2 CO 3 , H 2 S, HNO 2 , H 2 SO 3 , HCN, H 2 SiO 3 , HCNS, HСlO, HClO 2 , HBrO, Н 3 ВО 3 и др.);

2) гидроксид аммония (NH 4 OH);

3) вода Н 2 О;

4) нерастворимые и малорастворимые соли и гидроксиды некоторых металлов (см. таблицу растворимости);

5) большинство органических кислот (например, уксусная CH 3 COOH, муравьиная HCOOH).

Для слабых электролитов устанавливается равновесие между недиссоциированными молекулами и ионами.

CH 3 COOH
Н + + CH 3 COO -

При установившемся равновесии на основании закона действующих масс

Константа диссоциации K указывает на прочность молекул в данном растворе: чем меньше K, тем слабее диссоциирует электролит и тем устойчивее его молекулы.

Константа диссоциации связана со степенью диссоциации зависимостью

, (2)

где – α –степень диссоциации;

c –молярная концентрация электролита в растворе, моль/л.

Если степень диссоциации α очень мала, то ею можно пренебречь, тогда

К=
или α= (4)

Зависимость (4) является математическим выражением закона разбавления В. Оствальда.

Поведение растворов слабых электролитов описывается законом Оствальда, а разбавленных растворов сильных электролитов – Дебая-Хюккеля (5):

К=
, (5)

где концентрация (с) заменена на активность (а) наиболее точно характеризующую поведение сильных электролитов. Коэффициенты активности зависят от природы растворителя и растворенного вещества, от концентрации раствора, а также от температуры.

Активность связана с концентрацией следующим соотношением:

(6)

где γ – коэффициент активности, который формально учитывает все виды взаимодействия частиц в данном растворе, приводящие к отклонению от свойств идеальных растворов.

Диссоциация различных электролитов

Согласно теории электролитической диссоциации, кислотой является электролит, диссоциирующий с образованием ионов Н + и кислотного остатка

HNO 3
H + + NO 3 -

H 2 SO 4
2H + + SO 4 2-

Электролит, диссоциирующий с образованием гидроксид-ионов ОН - , называется основанием. Например, гидроксид натрия диссоциирует по схеме:

NaOH
Na + + OH -

Многоосновные кислоты, а также основания многовалентных металлов диссоциируют ступенчато, например,

1 ступень H 2 CO 3
H + + HCO 3 –

2 ступень HCO 3 –
H + + CO 3 2–

Диссоциация по первой ступени характеризуется константой диссоциации K 1 = 4,3·10 –7

Диссоциация по второй ступени характеризуется константой диссоциации K 2 = 5,6·10 –11

Суммарное равновесие

H 2 CO 3
2H + + CO 3 2-

Суммарная константа равновесия

Ступенчатая диссоциация многовалентных оснований

1 ступень Cu(OH) 2
+ + OH -

2 ступень +
Cu 2+ + OH -

Для ступенчатой диссоциации всегда K 1 >K 2 >K 3 >..., т.к. энергия, которую необходимо затратить для отрыва иона, минимальна при отрыве его от нейтральной молекулы.

Электролиты называют амфотерными, если они диссоциируют как кислота и как основание, например, гидроксид цинка:

2H + + 2-
Zn(OH) 2 + 2H 2 O
+ 2OH -

К амфотерным электролитам относится гидроксид алюминия Al(OH) 3 , свинца Pb(OH) 2 , олова Sn(OH) 2 и другие.

Средние (нормальные) соли, растворимые в воде, диссоциируют с образованием положительно заряженных ионов металла и отрицательно заряженных ионов кислотного остатка

Ca(NO 3) 2
Ca 2+ + 2NO 3 –

Al 2 (SO 4) 3 → 2Al 3+ +3SO 4 2–

Кислые соли (гидросоли) – электролиты, содержащие в анионе водород, способный отщепляться в виде иона водорода Н + . Диссоциация кислых солей происходит по ступеням, например:

1 ступень KHCO 3
K + + HCO 3 –

2 ступень HCO 3 –
H + + CO 3 2–

Степень электролитической диссоциации по второй ступени очень мала, поэтому раствор кислой соли содержит лишь незначительное число ионов водорода.

Основные соли (гидроксосоли) – электролиты, содержащие в катионе одну или несколько гидроксо-групп OH – .Основные соли диссоциируют с образованием основных и кислотных остатков. Например:

1 ступень FeOHCl 2
2+ + 2Cl –

2 ступень 2+
Fe 3+ + OH –

Двойные соли диссоциируют на катионы металлов и анионы

KAl(SO 4) 2
K + + Al 3+ + 2SO 4 2-

Комплексные соли диссоциируют с образованием комплексного иона

К 3
3K + + 3-

Реакции обмена в растворах электролитов

Обменные реакции между электролитами в растворе идут в направлении связывания ионов и образования малорастворимых, газообразных веществ или слабых электролитов. Ионно-молекулярные или просто ионные уравнения реакций обмена отражают состояние электролита в растворе. В этих уравнениях сильные растворимые электро­литы записывают в виде составляющих их ионов, а слабые электролиты, малорастворимые и газообразные вещества условно записывают в молекуляр­ной форме, независимо от того, являются они исходными реагентами или продуктами реакции. В ионно-молекулярном уравнении одинаковые ионы из обеих его частей исклю­чаются. При составлении ионно-молекулярных уравнений следует помнить, что сумма зарядов в левой части уравнения должна быть равна сумме зарядов в правой части уравнения. При составлении уравнений см. табл. 1,2 приложения.

Например, написать ионно-молекулярные уравнения реакции между веществма Сu(NO 3) 2 и Na 2 S.

Уравнение реакции в молекуляр­ном виде:

Сu(NO 3) 2 + Na 2 S = СuS+2NaNO 3

В результате взаимодействия электролитов образуется осадок СuS.

Ионно-молекулярное уравнение

Сu 2+ + 2NO 3 - + 2Na + + S 2- = СuS+2Na + + 2NO 3 -

Исключив одинаковые ионы из обеих частей равенства Na + и NO 3 - получим сокращенное ионно-молекулярное уравнение реакции:

Сu 2+ + S 2- = СuS

Диссоциация воды

Вода является слабым электролитом и в малой степени диссоциирует на ионы

Н 2 О
Н + + ОН -

К=

или = K · = K в

K в = 10 -14 называется ионным произведением воды и является постоянной величиной. Для чистой воды при 25 0 С концентрации ионов H + и OH - равны между собой и равны 10 -7 моль/л, поэтому · = 10 -14 .

Для нейтральных растворов =10 -7 , для кислых растворов >10 -7 , а для щелочных <10 -7 . Но какова бы ни была реакция раствора, произведение концентраций ионов водорода и гидроксид-ионов остается постоянным. Если концентрация ионов водорода равна 10 -4 , то концентриция гидроксид-ионов равна:

= /10 -4 = 10 -10 моль/л.

На практике кислотность или щелочность раствора выражают более удобным способом, используя водородный показатель рН или рОН.

рН =– lg ;

рОН =– lg[ОH - ]

Например, если = 10 -3 моль/л, то рН =– lg = 3; если = 10 -8 моль/л, то рН =– lg = 8. В нейтральной среде рН = 7, в кислой среде рН< 7, в щелочной среде рН >7.

Приближено реакцию раствора можно определить с помощью специальных веществ, называемых индикаторами, окраска которых изменятся в зависимости от концентрации ионов водорода.

ТРЕБОВАНИЯ БЕЗОПАСНОСТИ ТРУДА

1. Опыты с неприятнопахнущими и ядовитыми веществами прово­дить обязательно в вытяжном шкафу.

2. При распознавании выделяющегося газа по запаху следует направ­лять струю движениями руки от сосуда к себе.

3. Выполняя опыт, необходимо следить за тем, чтобы реактивы не попали на лицо, одежду и рядом стоящего товарища.

При нагревании жидкостей, особенно кислот и щелочей, держать пробирку отверстием в сторону от себя.

При разбавлении серной кислоты нельзя приливать воду к кислоте, необходимо вливать кислоту осторожно, небольшими порциями в холод­ную воду, перемешивая раствор.

Все склянки с реактивами необходимо закрывать соответствующими пробками.

Оставшиеся после работы реактивы нельзя выливать или высыпать в реактивные склянки (во избежания загрязнения).

ПОРЯДОК ВЫПОЛНЕНИЯ РАБОТЫ

Задание 1. Изменение окраски индикаторов в нейтральной, кислой и щелочной среде.

Реактивы и оборудование: лакмус; метилоранж; фенолфталеин; раствор соляной кислоты HCl, 0,1н; раствор гидроксида NaOH, 0,1н; пробирки.

1. Налейте в три пробирки по 1-2 мл дистиллированной воды и прибавьте индикаторы: лакмус, метилоранж, фенолфталеин. Отметьте их цвет.

2. Налейте в три пробирки по 1-2 мл 0,1 раствора соляной кислоты и прибавьте тех же индикаторов. Наблюдайте изменение окраски индикаторов по сравнению с их цветом в воде.

3. Налейте в три пробирки по 1-2 мл 0,1н раствор гидроксида натрия и прибавьте тех же индикаторов. Наблюдайте изменение окраски индикаторов по сравнению с их цветом в воде.

Результаты наблюдения оформите в виде таблицы:

Задание 2. Относительная сила оснований

Реактивы и оборудование: раствор хлорида кальция СаCl 2 , 2н; раствор гидроксида NaOH, 2н; раствор гидроксида аммония NН 4 ОН, 2н; пробирки.

Налейте в две пробирки по 1-2 мл хлорида кальция, в первую пробирку прибавьте раствор гидроксида аммония, во вторую – столько же раствора гидроксида натрия.

Запишите наблюдения. Сделайте вывод о степени диссоциации указанных оснований.

Задание 3. Обменные реакции между растворами электролитов

Реактивы и оборудование: раствор хлорида железа FeCl 3 , 0,1н; раствор сернокислой меди CuSO 4 , 0,1н; раствор карбоната натрия Na 2 CO 3 , 0,1н; раствор гидроксида NaOH, 0,1н; раствор соляной кислоты HCl, 0,1н; раствор хлорида бария BaCl 2 , 0,1н; раствор сернокислого натрия Na 2 SO 4 , 0,1н; раствор гексацианоферрата(II) калия K 4 , 0,1н; пробирки.

а) Реакции с образование нерастворимых веществ (осадка).

Налейте в первую пробирку 1-2 мл хлорида железа FeCl 3 и прибавьте такой же объем гидроксида натрия NaOH , во вторую пробирку – 1-2 мл BaCl 2 и такой же объем сернокислого натрия Na 2 SO 4 .

Составьте уравнения происходящих реакций в молекулярном, ионном и сокращенном ионном виде.

б) Реакции с образованием газов.

Налейте в пробирку 1-2 мл раствора карбоната натрия Na 2 CO 3 и добавьте такой же объем раствор соляной кислоты HCl.

Запишите наблюдения (укажите цвет и запах газа). Назовите полученнoе газообразнoе веществo.

Составьте уравнения происходящих реакций в молекулярном, ионном и сокращенном ионном виде.

в) Реакции, идущие с образованием малодиссоциирующих веществ.

Налейте в первую пробирку– 1-2 мл раствора гидроксида NaOH и добавьте такой же объем раствора соляной кислоты HCl, во вторую пробирку - 1-2 мл раствора сульфата меди CuSO 4 добавить такой же объем раствора гексацианоферрата(II) калия K 4 .

Запишите наблюдения (укажите цвет образовавшегося осадка комплексной соли гексацианоферрата меди).

Составьте уравнения происходящих реакций в молекулярном, ионном и сокращенном ионном виде.

Задание 4. Различие между двойной и комплексной солью

Реактивы и оборудование: раствор хлорида железа FeCl 3 , 0,1н; раствор роданида калия KSCN, 0,1н; раствор железо-аммиачных квасцов NH 4 Fe(SO 4) 2 , 0,1н; раствор железо-синеродистого калия K 3 ; 0,1н; пробирки.

1. В пробирку налейте раствор хлорного железа FeCl 3 , затем добавьте немного роданида калия KSCN. Запишите наблюдения.

Составьте уравнения происходящих реакций в молекулярном, ионном и сокращенном ионном виде. Ион SCN ­– является характерным реактивом на ион Fe 3+ , при их взаимодействии получается родановое железо Fe(SСN) 3 – слабодиссоциирующая соль кроваво-красного цвета.

2. В одну пробирку налейте раствор железоаммиачных квасцов NH 4 Fe(SO 4) 2 , в другую – раствор железо-синеродистого калия K 3 и в каждую из них прилейте понемногу раствор роданида калия KSCN.

Составьте уравнения происходящих реакций в молекулярном, ионном и сокращенном ионном виде.

Запишите наблюдения. В каком соединении обнаруживается ион трехвалентного железа? В каком соединении этот ион связан в виде комплексного иона?

Задание 5 . Смещение ионного равновесия при введении в раствор одноименного иона

NH 4 ОН – слабое основание, диссоциирующее по уравнению:

NH 4 ОН
NH 4 + +ОН –

NH 4 Cl – в растворе диссоциирует по уравнению

NH 4 Cl
NH 4 + + Cl

Реактивы и оборудование: 0,1м раствор гидроксида аммония NH 4 OH, 0,1н; фенолфталеин, кристаллический хлорид аммония NH 4 Сl; пробирки.

В пробирку с раствором NH 4 ОН прибавьте 2-3 капли фенолфталеина, который является индикатором на группу ОН - , перемешайте и разлейте раствор в две пробирки: одну пробирку оставьте для сравнения, во вторую прибавьте щепотку кристаллического NH 4 Сl – наблюдается ослабление цвета раствора.

Ослабление малиновой окраски раствора объясняется тем, что при введении в раствор хлористого аммония увеличивается концентрация иона NH 4 + , что смещает равновесие в левую сторону, а это приводит к уменьшению концентрации ионов ОН – в растворе.

Теорию электролитической диссоциации предложил шведский ученый С. Аррениус в 1887 году.

Электролитическая диссоциация - это распад молекул электролита с образованием в растворе положительно заряженных (катионов) и отрицательно заряженных (анионов) ионов.

Например, уксусная кислота диссоциирует так в водном растворе:

CH 3 COOH⇄H + +CH 3 COO - .

Диссоциация относиться к обратимым процессам. Но различные электролиты диссоциируют по-разному. Степень зависит от природы электролита, его концентрации, природы растворителя, внешних условий (температуры, давления).

Степень диссоциации α - отношение числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу молекул:

α=v´(x)/v(x).

Степень может варьироваться от 0 до 1 (от отсутствия диссоциации до ее полного завершения). Обозначается в процентах. Определяется экспериментальным путем. При диссоциации электролита происходит увеличение числа частиц в растворе. Степень диссоциации показывает силу электролита.

Различают сильные и слабые электролиты .

Сильные электролиты - это те электролиты, степень диссоциации которой превышает 30%.

Электролиты средней силы - это те, степень диссоциации которой делит в пределах от 3% до 30%.

Слабые электролиты - степень диссоциации в водном 0,1 М растворе меньше 3%.

Примеры слабых и сильных электролитов.

Сильные электролиты в разбавленных растворах нацело распадаются на ионы, т.е. α = 1. Но эксперименты показывают, что диссоциация не может быть равна 1, она имеет приближенное значение, но не равна 1. Это не истинная диссоциация, а кажущаяся.

Например, пусть у некоторого соединения α = 0,7. Т.е. по теории Аррениуса в растворе «плавает» 30% непродиссоцииовавших молекул. А 70% образовали свободные ионы. А электролстатическая теория дает другое определение этому понятию: если α = 0,7, то все молекулы диссоциированы на ионы, но ионы свободны лишь на 70%, а оставшиеся 30% - связаны электростатическими взаимодействиями.

Кажущаяся степень диссоциации.

Степень диссоциации зависит не только от природы растворителя и растворяемого вещества, но и от концентрации раствора и температуры.

Уравнение диссоциации можно представить в следующем виде:

AK ⇄ A- + K + .

И степень диссоциации можно выразить так:

С увеличением концентрации раствора степень диссоциации электролита падает. Т.е. значения степени для конкретного электролита не является величиной постоянной.

Так как диссоциация - процесс обратимый, то уравнения скоростей реакции можно записать следующим образом:

Если диссоциация равновесна, то скорости равны и в результате получаем константу равновесия (константу диссоциации):

К зависит от природы растворителя и от температуры, но не зависит от концентрации растворов. Из уравнения видно, что чем больше недиссоциированных молекул, тем меньше величина константы диссоциации электролита.

Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато, и каждая ступень имеет свое значение константы диссоциации.

Если диссоциирует многоосновная кислота, то легче всего отщепляется первый протон, а при возрастании заряда аниона, притяжение возрастает, и поэтому протон отщепляется намного труднее. Например,

Константы диссоциации ортофосфорной кислоты на каждой ступени должны сильно различаться:

I - стадия:

II - стадия:

III - стадия:

На первой ступени ортофосфорная кислота - кислота средней силы, а 2ой - слабая, на 3ей - очень слабая.

Примеры констант равновесия для некоторых растворов электролитов.

Рассмотрим пример:

Если в раствор, в котором содержатся ионы серебра внести металлическую медь, то в момент равновесия, концентрация ионов меди должна быть больше, чем концентрация серебра.

Но у константы низкое значение:

AgCl⇄Ag + +Cl - .

Что говорит о том, что к моменту достижения равновесия растворилось очень мало хлорида серебра.

Концентрация металлической меди и серебра введены в константу равновесия.

Ионное произведение воды.

В приведенной таблице есть данные:

Эту константу называют ионным произведением воды , которое зависит только от температуры. Согласно диссоциации на 1 ион Н + приходится один гидроксид-ион. В чистой воде концентрация этих ионов одинакова: [H + ] = [OH - ].

Отсюда, [H + ] = [OH - ] = = 10-7 моль/л.

Если добавить в воду постороннее вещество, например, хлороводородную кислоту, то концентрация ионов водорода возрастет, но ионное произведение воды от концентрации не зависит.

А если добавить щелочь, то повысится концентрация ионов, а количество водорода понизится.

Концентрация и взаимосвязаны: чем больше одна величина, тем меньше другая.

Кислотность раствора (рН).

Кислотность растворов обычно выражается концентрацией ионов Н + . В кислых средах рН <10 -7 моль/л, в нейтральных - рН = 10 -7 моль/л, в щелочных - рН > 10 -7 моль/л.
Кислотность раствора выражают через отрицательный логарифм концентрации ионов водорода, называя ее рН .

рН = - lg [ H + ].

Взаимосвязь между константой и степенью диссоциации.

Рассмотрим пример диссоциации уксусной кислоты:

Найдем константу:

Молярная концентрация С=1/ V , подставим в уравнение и получим:

Эти уравнения являются законом разведения В. Оствальда , согласно которому константа диссоциации электролита не зависит от разведения растовра.

Вы никогда не задумывались над тем, почему одни растворы проводят электричество, а другие — нет? Например, всем известно, что лучше не принимать ванну, одновременно укладывая волосы феном. Ведь вода - неплохой проводник электрического тока, и если работающий фен упадет в воду, то не избежать. На самом деле, вода — не такой уж и хороший проводник тока. Есть растворы, которые проводят электричество гораздо лучше. Такие вещества называют электролитами. К ним можно отнести кислоты, щелочи и растворимые в воде соли.

Электролиты — кто они?

Возникает вопрос: почему растворы одних веществ пропускают электричество, а других — нет? Все дело в заряженных частицах — катионах и анионах. При растворении в воде электролиты распадаются на ионы, которые при действии электрического тока движутся в заданном направлении. Положительно заряженные катионы движутся к отрицательному полюсу — катоду, а отрицательно заряженные анионы движутся к положительному полюсу — аноду. Процесс распада вещества на ионы при расплавлении или растворении в воде носит гордое название — электролитическая диссоциация.

Этот термин ввел в обращение шведский ученый С.Аррениус, когда изучал свойства растворов пропускать электричество. Для этого он замыкал через раствор какого-либо вещества и следил загорается лампочка при этом или нет. Если лампочка накаливания загорается — значит раствор проводит электричество, из чего следует вывод, что это вещество является электролитом. Если лампочка остается потухшей — то раствор не проводит электричество, следовательно это вещество — неэлектролит. К неэлетролитам относятся растворы сахара, спирта, глюкозы. А вот расторы поваренной соли, серной кислоты и прекрасно проводят электрический ток, следовательно в них протекает электролитическая диссоциация.

Как протекает диссоциация?

Впоследствии теорию электролитической диссоциации развили и дополнили русские ученые И.А. Каблуков и В.А. Кистяковский, применив к ее обоснованию химическую теорию растворов Д.И. Менделеева.

Эти ученые выяснили, что электролитическая диссоциация кислот, щелочей и солей протекает в следствие гидратации электролита, то есть его взаимодействия с молекулами воды. Ионы, катионы и анионы, образующиеся в результате этого процесса будут гидратированными, то есть связанными с молекулами воды, которые их окружают плотным кольцом. Их свойства значительно отличаются от негидратированных ионов.

Итак, в растворе нитрата стронция Sr(NO3)2, а также в растворах гидроксида цезия CsOH, протекает электролитическая диссоциация. Примеры этого процесса можно выразить следующими :

Sr(NO3)2 = Sr2+ + 2NO3 -,

т.е. при диссоциации одной молекулы нитрата стронция образуется один катион стронция и 2 нитрат-аниона;

CsOH = Cs+ + OH-,

т.е. при диссоциации одной молекулы гидроксида цезия образуется один катион цезия и один гидроксид-анион.

Электролитическая диссоциация кислот происходит аналогично. Для йодоводородной кислоты этот процесс можно выразить следующим уравнением:

т.е. при диссоциации одной молекулы йодоводородной кислоты образуется один катион водорода и один анион йода.

Механизм диссоциации.

Электролитическая диссоциация веществ-электролитов протекает в несколько стадий. Для веществ с ионным типом связи, таких как NaCl, NaOH этот процесс включает в себя три последовательных процесса:

вначале молекулы воды, имеющие 2 разноименных полюса (положительный и отрицательный) и представляющие собой диполь, ориентируются у ионов кристалла. Положительным полюсом они прикрепляются к отрицательному иону кристалла, и наоборот, отрицательным полюсом — к положительному у ионов кристалла;

затем происходит гидратация ионов кристалла диполями воды,

и только после этого гидратированные ионы как бы расходятся в разные стороны и начинают двигаться в растворе или расплаве хаотично до тех пор, пока на них не подействуют электрическим полем.

Для веществ с таких как HCl и другие кислоты, процесс диссоциации аналогичен, за исключением того, что на начальном этапе происходит переход ковалентной связи в ионную за счет действия диполей воды. Таковы основные моменты теории диссоциации веществ.