ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ. ИОННЫЕ РАВНОВЕСИЯ

Опыт 1. Изменение окраски индикаторов в зависимости от концентрации ионов H⁺ и OH^–

В три чистые пробирки налейте по 2-3 мл дистиллированной воды и прибавьте:

в пробирку 1 – 1-2 капли метилового оранжевого,

в пробирку 2 – 1-2 капли и лакмуса,

в пробирку 3 – 1-2 капли фенолфталеина соответственно.

Отметьте окраску этих индикаторов в нейтральной среде, результат запишите в таблицу.

В каждую пробирку добавьте по 1-2 мл разбавленного раствора кислоты HCl или H₂SO₄. Отметьте окраску индикаторов в кислой среде, результат запишите в таблицу.

В три чистые пробирки налейте по 2-3 мл разбавленного раствора щелочи NaOH или KOH и прибавьте:

в пробирку 1 – 1-2 капли метилового оранжевого,

в пробирку 2 – 1-2 капли и лакмуса,

в пробирку 3 – 1-2 капли фенолфталеина соответственно.

Отметьте окраску индикаторов в щелочной среде, результат запишите в таблицу 7.

 

 

Таблица 7 – Результаты эксперимента

 

Индикатор	Реакция раствора
кислая	нейтральная	щелочная
метиловый оранжевый
лакмус
фенолфталеин

Опыт 2. Зависимость рН среды от концентрации кислоты и щелочи

В мерную пробирку налейте 1 мл 0, 1 н. раствора соляной кислоты. Стеклянной палочкой нанесите одну каплю этого раствора на универсальную индикаторную бумагу, по индикаторной шкале определите значение рН этого раствора. Разбавьте раствор в 10 раз. С помощью универсальной индикаторной бумаги определите значение рН этого раствора. Сделайте вывод, как значение рН зависит от концентрации кислоты.

Повторите опыт с 0, 1 н. раствором NaOH. Сделайте вывод, как значение рН зависит от концентрации щелочи.

Опыт 3. Смещение ионного равновесия

Налейте в пробирку 3-4 мл дистиллированной воды, добавьте каплю концентрированной уксусной кислоты и 1-2 капли индикатора метилового оранжевого. Какую окраску принимает раствор и почему? Составьте уравнение процесса диссоциации уксусной кислоты. Разделите раствор пополам в две пробирки и к одной части добавьте щепотку кристаллического ацетата натрия, взболтайте и сравните окраску растворов в обеих пробирках. Как изменилась концентрация ионов H⁺ при добавлении СН₃СООNa? В каком направлении сместилось равновесие? Как изменилась степень электролитической диссоциации при добавлении одноименных ионов?

Опыт 4. Образование труднорастворимых веществ

А. К раствору серной кислоты добавьте несколько капель раствора BaCl₂. Составьте уравнение реакции в молекулярном и ионном виде.

Б. К раствору соляной кислоты добавьте несколько капель раствора AgNO₃. Составьте уравнение реакции в молекулярном и ионном виде.

Сделайте вывод, почему эти реакции протекают практически до конца.

Опыт 5. Образование газов

А. В пробирку насыпьте немного кристаллического карбоната кальция. Добавьте разбавленную соляную кислоту. Наблюдайте растворение соли и выделение газа. Составьте молекулярное и ионное уравнение реакции.

Б. К раствору NH₄Cl добавьте раствор щелочи KOH. Нагрейте. Какой газ при этом выделяется? Составьте молекулярное и ионное уравнение реакции.

Сделайте вывод, почему эти реакции протекают практически до конца.

 

ГИДРОЛИЗ

 

Гидролизом называют реакцию обмена вещества с водой.

Гидролизу подвергаются как органические вещества:

C₂H₅Cl + H₂O → C₂H₅OH + HCl

CH₃COOC₂H₅ + H₂O → CH₃COOH + C₂H₅OH,

так и неорганические вещества:

Mg₃N₂ + 6H₂O → 3 Mg(OH)₂↓ + 2 NH₃↑

PCl₃ + 3 H₂O → H₃PO₃ + 3 HCl

AsF₅ + 4 H₂O → H₃AsO₄ + 5 HF

Гидролиз солей – реакция, обратная реакции нейтрализации:

Гидролизу не подвергаются соли, образованные катионом сильного основания (Li⁺, Na⁺, K⁺, Rb⁺, Cs⁺, Ba²⁺, Sr²⁺, Ca²⁺ и др.) и анионом сильной кислоты и др.). В растворах таких солей среда нейтральная.

Гидролизу подвергаются соли, образованные:

1) слабой кислотой и сильным основанием,

2) слабым основанием и сильной кислотой,

3) слабой кислотой и слабым основанием.

1. Гидролиз солей по аниону слабой кислоты

например, (ионное уравнение)

KCN + H₂O Û HCN + KOH (молекулярное уравнение)

 

Na₂Sio₃ + H₂O Û NaHSiO₃ + NaOH

 

Na₃Po₄ + H₂O Û Na₂HPO₄ + NaOH

В растворе солей, гидролизующихся по аниону, среда щелочная, pH> 7.

Гидролиз солей – процесс обратимый.

Гидролиз солей, образованных анионом слабой кислоты, усиливается (то есть равновесие смещается вправо) при:

а) нагревании, так как гидролиз – процесс эндотермический;

б) разбавлении раствора, то есть уменьшении концентрации соли;

в) подкислении раствора, то есть при добавлении в раствор кислоты.

Гидролиз подавляется (равновесие смещается влево) при:

а) охлаждении раствора;

б) увеличении концентрации соли;

в) подщелачивании раствора.

 

2. Гидролиз солей по катионуслабого основания

(NH₄⁺, Mg²⁺, Al³⁺, Cr³⁺, Fe²⁺, Ni²⁺, Co²⁺, Zn²⁺, Pb²⁺, Sn²⁺, Cu²⁺

и других нерастворимых в воде оснований):

например, (ионное уравнение)

NH₄Cl + H₂O Û NH₄OH + HCl (молекулярное уравнение)

Cu(NO₃)₂ + H₂O Û CuOHNO₃ + HNO₃

или 2CuSO₄ + 2H₂O Û (CuOH)₂SO₄ + H₂SO₄

AlCl₃ + H₂O Û AlOHCl₂ + HCl

или Al₂(SO₄)₃ + 2H₂O Û 2AlOHSO₄ + H₂SO₄

В растворе солей, гидролизующихся по катиону, среда кислая, pH< 7.

Гидролиз таких солей усиливается при

а) нагревании,

б) разбавлении раствора,

в) добавлении в раствор щелочи.

Гидролиз подавляется при охлаждении раствора, увеличении концентрации соли и подкислении.

3. Гидролиз солей по катиону и аниону

CH₃COONH₄ + H₂O Û CH₃COOH + NH₄OH

В растворе таких солей pH определяется силой образующихся кислоты и основания. В растворе ацетата аммония среда близкая к нейтральной, так как , . Гидролиз таких солей усиливается при нагревании и не зависит от концентрации соли.