Типичными амфотерными электролитами (амфолитами) являются амфотерные гидроксиды металлов способные к диссоциации, как по основному, так и по кислотному механизму в зависимости от pH среды. К ним относятся Zn(OH)2, Cr(OH)3, Al(OH)3, Be(OH)2, Sn(OH)2, Pb(OH)2 и другие гидроксиды. При диссоциации этих гидроксидов могут устанавливаться два типа ионных равновесий. Смещение этих равновесий может происходить как при добавлении кислот, так и при добавлении оснований.
ПРИМЕР 4 Гетерогенные равновесия в растворе амфотерного гидроксида цинка.
Zn2+ +2OH- +2H2O Û Zn(OH)2 + 2H2O Û [Zn(OH)4]2- + 2H+
--------------¯ ¯--------------®
диссоциация по основному механизму диссоциация по кислотному механизму
Смещение равновесия влево происходит при взаимодействии с кислотой за счет связывания ионов OH-:
Zn(OH)2 - + 2H+ = Zn2+ + 2H2O
Cмещение равновесия вправо происходит при взаимодействии со щелочью за счет связывания ионов H+:
Zn(OH)2 + 2OH- = [Zn(OH)4]2-
6.Реакции ионного обмена.
Обязательным условием протекания реакций между электролитами является удаление из раствора тех или иных ионов, вследствие образования слабо диссоциирующих веществ, или веществ, выделяющихся из раствора в виде осадка или газа. Для правильного отражения сущности и механизма реакций ионного обмена уравнения реакций необходимо записывать в ионно-молекулярной форме. При этом сильные электролиты записывают в виде ионов, слабые и малорастворимые – в молекулярной форме.
ПРИМЕР 5. Реакция нейтрализации. Реакция с участием сильных электролитов.
HNO3 + NaOH = NaNO3 + H2O
Полное ионно-молекулярное уравнение: H+ + NO3- + Na+ + OH- = Na+ + NO3- + H2O
Краткое ионно-молекулярное уравнение: H+ + OH- = H2O (выражает химическую сущность реакции).
Вывод: в растворах сильных электролитов реакция протекает в результате связывания ионов с образованием слабого электролита (в данном случае – воды).
ПРИМЕР 6. Реакция с участием слабых электролитов. HCN + NH4OH = NH4CN + H2O
Ионно-молекулярное уравнение реакции: HCN + NH4OH = NH4+ + CN- + H2O
Реакция с участием слабых электролитов (пример 6) включает две стадии: диссоциацию слабых (или труднорастворимых) электролитов на ионы и связывание ионов с образованием более слабого электролита. Так как процессы разложения на ионы и связывания ионов обратимы, то реакции ионного обмена обратимы.
Направление реакций ионного обмена определяют по изменению энергии Гиббса. Самопроизвольное протекание реакции возможно только в направлении, для которого DG<0 до достижения состояния равновесия, когда DG = 0. Количественной мерой степени протекания реакции слева направо является константа равновесия КС. Для реакции, приведенной в примере 6: КС = [NH4+][CN-]/[HCN][NH4OH].
Константа равновесия связана с изменением энергии Гиббса уравнением:
DG0T = - 2,3RTlgKC (15)
Если КС>1, DG < 0 самопроизвольно протекает прямая реакция, если КС<1, DG > 0 реакция протекает в обратном направлении.
Константу равновесия КС рассчитывают через константы диссоциации слабодиссоциирующих электролитов:
КС =Кисх. в-в/Кпрод. (16)
Для реакции, приведенной в примере 6, константа равновесия рассчитывается по уравнению:
КС = KHCN.KNH4OH/KH2O = 4,9.10-9.!,76.10-5/1014=8,67.KC>1, след. реакция протекает в прямом направлении.
Общим правилом, вытекающим из выражения для КС, является то, что реакции ионного обмена протекают в направлении более прочного связывания ионов, т.е. в направлении образования электролитов с меньшими значениями констант диссоциации.
Гидролиз солей.
Гидролиз соли – реакция ионного обмена между солью и водой. Гидролиз является реакцией обратной реакции нейтрализации: KatAn + H2O Û KatOH + HAn (17)
Соль основание кислота
В зависимости от силы образующихся кислоты и основания раствор соли в результате гидролиза становится щелочным (pH > 7) или кислым (pH<7).
Различают четыре случая гидролиза:
1.Соли сильных кислот и сильных оснований – гидролизу не подвергаются, так как при взаимодействии с водой не образуется слабого электролита. Поэтому в растворах таких солей pH=7, т.е. среда нейтральная.
2.Соли сильных оснований и слабых кислот – гидролиз идет по аниону. Для растворов солей сильных оснований и многоосновных кислот гидролиз протекает практически по первой ступени с образованием кислых солей.
ПРИМЕР 7. Определить pH сантимолярного раствора сульфида калия (СK2S = 0,01моль/л).
K2S – соль слабой двухосновной кислоты H2S.
Гидролиз соли выражается уравнением:
K2S + H2O Û KHS + KOH (образуется кислая соль - KHS).
Ионно-молекулярное уравнение реакции:
S2- + H2O Û HS- + OH- (18)
Константа равновесия реакции (константа гидролиза) равна: КГ =КH2O/KHS- = 10-14/1,2.10-14 = 0,83, т.е. Кг<1, след. равновесие смещено влево. Возникающий избыток ионов OH- приводит к изменению характера среды. Зная КГ можно рассчитать концентрацию ионов OH-, а затем и pH раствора.КГ=[OH-].[ HS-]/[ S2-].Из уравнения (18) видно, что[OH-] = [ HS- ]. Так как соли гидролизуются слабо (КГ < 1), то можно принять, что[S2-] = 0,01моль/л, тогда [OH-] = Ö КГ. [S2-] = Ö 0,83.10-2 = 9.10-2. Из уравнения (6) [H+]=10-14/[ OH-]=10-14/9.10-2 = 1,1.10-11.
Из уравнения (7) pH = -lg1,1.10-11 = 11.
Вывод. Так как pH>7, то среда щелочная.
3.Соли слабых оснований и сильных кислот – гидролиз идет по катиону.
Для солей, образованных сильными кислотами и многокислотными основаниями, гидролиз протекает преимущественно по первой ступени с образованием основной соли.
ПРИМЕР 8. Гидролиз соли хлорида марганца(Ссоли = 0,01моль/л).
MnCI2 + H2O Û MnOHCI + HCI (образуется основная соль MnOHCI).
Ионно-молекулярное уравнение: Mn2+ + H2O Û MnOH+ + H+ (первая ступень гидролиза)
Константа гидролиза: КГ = КH2O/K MnOH+ = 10-14/4.10-4 = 2,5.10-11.
Избыток ионов H+ ведет к изменению характера среды. Расчет pH раствора проводим аналогично примеру 7.
Константа гидролиза равна: КГ=[H+].[ MnOH+/[ Mn2+]. Так как эта соль хорошо растворима в воде и полностью диссоциирована на ионы, то Ссоли=[ Mn2+ ] = 0,01моль/л.
Поэтому [H+] = Ö КГ. [Mn2+] =Ö 2,5.10-11.10-2=5.10-7, pH = 6,3.
Вывод. Так как pH < 7, то среда кислая.
4. Соли слабых оснований и слабых кислот – гидролиз идет и по катиону и по аниону.
В большинстве случаев эти соли гидролизуются полностью образуя основание и кислоту.
ПРИМЕР 9. Гидролиз соли ацетата аммония. CH3COONH4 + H2O Û CH3COOH + NH4OH
Ионно-молекулярное уравнение: CH3COO- + NH4+ + H2O Û CH3COOH + NH4OH.
Константа гидролиза равна: КГ = КH2O/Кк-ты.Косн..
Характер среды олределяется относительной силой кислоты и основания.
Экспериментальная часть.
ОПЫТ 1. Смещение гомогенного ионного равновесия при введении в раствор слабой кислоты одноименных ионов.
Рассматривается равновесие в растворе уксусной кислоты (см. пример 2). Смещение ионного равновесия производится добавлением к исходному раствору уксусной кислоты раствора ее соли – ацетата натрия. Направление смещения равновесия определяется по изменению величины pH раствора: увеличение pH (уменьшение концентра-ции ионов Н+) свидетельствует об ослаблении диссоциации кислоты, уменьшение pH– об увеличении степени диссоциации. Измерение pH производится с помощью pH-метра (при его отсутствии – с помощью индикатора). Напишите: 1)уравнение диссоциации уксусной кислоты (см. ур-ние 2):
2)уравнение диссоциации ацетата натрия(см. ур-ние 1):
3) выражение константы диссоциации уксусной кислоты(см. ур-ние 3):
| Используемые растворы | Смесь CH3COOH и CH3COONa | |||||||
| CH3COOH | CH3COONa | |||||||
| Си.к. моль/л | Vи.к. мл | pH | Си.с. моль/л | Vи.с. мл | Vи.к.+ Vи.с мл | Ск моль/л | Сс моль/л | pH |
Получите у преподавателя индивидуальное задание к опыту и заполните колонки 1, 2, 4, 5, 6 таблицы.
Из бюретки в стакан отберите заданное количество раствора уксусной кислоты, на pH-метре измерьте pH раствора и результат занесите в таблицу.
Из второй бюретки в тот же стакан с раствором CH3COOH добавьте указанный объем раствора CH3COONa, измерьте pH смеси растворов.
1) Результат занесите в таблицу.
2) Сопоставьте значение pH раствора кислоты до и после добавления CH3COONa.
3)Сделайте вывод о направлении сдвига ионного равновессия при добавлении в раствор уксусной кислоты одноименных ацетат-ионов.
4) Согласуется ли вывод с принципом Ле Шателье?
5)Рассчитайте значение КД уксусной кислоты (см. пример 1) до смещения равновесия. При этом используйте допущение, что [CH3COOH] = Cи.к.(исходная концентрация кислоты).
6) Концентрацию ионов H+ определите по величине pH раствора (см. ур-ние 7). Равновесные концентрации ионов H+ и CH3COO- равны:[H+] = [CH3COO-] (см. ур-ние 2, пример 2).
7)Сравните полученное значение константы диссоциации уксусной кислоты с теоретическим (при 250С КД=1,75.10-5) и определите относительную ошибку опыта по формуле:
относительная ошибка = (Ктеор. - Кэксп.)/(Ктеор.).100%.
8) Рассчитайте величину КД уксусной кислоты после сдвига равновесия используя приближения [CH3COO-] @Сс и что [CH3COOH] @ Ск, где Сс и Ск – соответственно, концентрации добавляемой соли и кислоты в смеси растворов. Равновесные концентрации уксусной кислоты и ацетат-ионов после добавления ацетата натрия равны:
[CH3COO-] @ Сс =Си.с..Vи.с./(Vи.с.+ Vи.к.) = (колонка 8)
[CH3COOH] @ Ск = Си.к.. Vи.к./ (Vи.с.+ Vи.к.) = (колонка 7)
9) [H+] – определите соответственно по величине pH раствора, измеренному после добавления соли.
10) Сделайте вывод о влиянии концентрации вводимых в раствор одноименных ацетат-ионов на величину диссоциации уксусной кислоты.
ОПЫТ 2. Смещение ионных равновесий в растворе амфотерного электролита.
В качестве примеров смещения ионных равновесий путем связывания ионов в слабый электролит рассматривается взаимодействие амфотерного гидроксида хрома Cr(OH)3 c кислотой и щелочью (см. примеры 4,5).
Получите осадок Cr(OH)3. Для этого внесите в прибирку 5-6 капель сульфата хрома Cr2(SO4)3 и добавьте раствор гидроксида натрия NaOH (осторожно, по каплям, при перемешивании) до образования осадка. Содержимое пробирки разделите на две части. В одну пробирку добавьте 5-6 капель раствора HCl, в другую – 5-6 капель раствора NaOH.
1) Отметьте наблюдения:
2) Напишите молекулярное и ионно-молекулярное уравнения реакции получения Cr(OH)3:
3) Напишите молекулярные и ионно-молекулярные уравнения растворения Cr(OH)3 в HCl и NaOH.
4) Сделайте вывод: в результате связывания каких ионов происходит растворение Cr(OH)3 в кислоте и в щелочи (составьте единую схему согласно примеру 4)?
ОПЫТ 3. Нейтрализация кислот щелочью.
Проводится нейтрализация соляной, серной и уксусной кислот раствором гидроксида натрия. Определение направления реакции производится по изменению окраски индикатора – лакмуса (при отсутствии лакмуса можно использовать фенолфталеин).
| № | Окраска лакмуса в кислоте | Окраска после добавления NaOH | Вывод о протекании реакции |
| 1. | HCl | ||
| 2. | H2SO4 | ||
| 3. | CH3COOH |
В три пробирки внесите по три капли 0,1 М раствора(0,1 моль./л) кислоты: впервую- HCl, во вторую - H2SO4, в третью - CH3COOH. В каждую прибирку добавьте по одной капле лакмуса.
1) Отметьте в таблице окраску индикатора (колонка 2).
В пробирки с кислотами добавьте по каплям раствор NaOH (СNaOH=0,1моль/л) до изменения окраски раствора (колонка 3 таблицы).
2) Сделайте выводы о направлении протекания реакции (колонка 4 таблицы).
3) Напишите молекулярные и ионно-молекулярные уравнения проведенных реакций (см. примеры 5,6). При составлении уравнения реакции с серной кислотой следует учесть образование кислой соли.
4) Рассчитайте значения констант равновесия КС (по ур-нию 16).
5) Сделайте выводы о направлении протекания реакций.
ОПЫТ 4. Гидролиз солей.
Исследуется характер среды растворов некоторых солей. Получите у преподавателя задание к опыту, запишите в таблицу формулы солей и значения концентраций растворов.
| № | Исследуемая соль | Концентрация раствора | pH раствора |
| 1. | |||
| 2. |
С помощью универсальной индикаторной бумаги (или pH-метра) определите pH растворов данных солей.
1) Напишите молекулярные и ионно-молекулярные уравнения гидролиза солей (см. примеры 7,8,9). 2) По указанию преподавателя для одной из солей рассчитайте константу гидролиза.
3) Сделайте вывод о состоянии равновесия.
4) Рассчитайте теоретическое значение pH для раствора данной соли и сравните с экспериментальном значением pH.
ОПЫТ 5. Образование и растворение малорастворимых электролитов.
Исследуется возможность образования осадка карбоната магния при взаимодействии соли магния с карбонатом и гидрокарбонатом натрия: 1) MgCl2 + Na2CO3 = Mg CO3 + 2NaCl
2) MgCl2 + NaHCO3 = Mg CO3 + NaCl + HCl
В две пробирки налейте по 2-3 капли раствора MgCl2, после чего в одну добавьте 2-3 капли раст-вора Na2CO3, в другую – столько же раствора NaHCO3.
1) Отметьте, в каком случае выпадает осадок.
2)Напишите ионно-молекулярные уравнения реакций.
3) Расчитайте значения констант равновессия (см. ур-ние 16, пример 6), на основании расчетов объясните результаты опыта.
(Для расчета используйте константы: ПР Mg CO3 = 2. 10-4; К HCO3- = 4,7 . 10-11).
Контрольные задания.
I.Напишите уравнения диссоциации кислот. Укажите слабую и сильную кислоту. Для соответствующей кислоты напишите выражение константы диссоциации.
1) HJ, H2SO3 2) H2SO4, H2S 3) HF, HNO3 4) HClO4, H2CO3 5) HNO2, HCl
П. Даны значения произведения растворимости малорастворимых электролитов:
1) ПР(PbCl2) = 1,7 . 10-5 2) ПР (Ag2SO4) = 7. 10-5 3) ПР (Ag2CrO4) = 2. 10-7
4) ПР (HgI2) = 10-26 5) ПР (Pb(OH)2) = 5. 10-16
Напишите выражения произведения растворимости данного электролита и вычислите равновесную концентрацию каждого из его ионов в насыщенном растворе
Ш. Определить возможность самопроизвольного претекания реакции, рассчитав величину Кс.
1)Cr(OH)3 + 3HCl = CrCl3 + 3H2O 2) AgCl + NaCl = Na [AgCl2]
3)FeCl2 + 2NH4OH = Fe(OH)2 + 2 NH4Cl 4)Hg I2 + 2KI = K2[HgI4]
5) Pb(OH)2 + Na2CO3 = PbCO3 + 2NaOH
Напишите ионно-молекулярные уравнения реакций.
Вариант контрольного теста
I. Укажите электролит, в растворе которого устанавливается ионное равновесие:
1) HNO3 2) HF 3) NH4OH 4) NaCl
II. Укажите вещества, добавление которых приводит к смещению гетерогенного равновесия в растворе Ni(OH)2 влево, (т.е. к уменьшению диссоциации гидроксида никеля)
1) Ni SO4 2)NaOH 3) HNO3 4) H2S
III. Как изменится величина pH раствора сернистой кислоты H2SO3 при добавлении раствора Na2SO3:
1)увеличится 2)уменьшится 3)не изменится
IV. В растворе амфолита установилось равновесие:2H++[Pb(OH)4]2-Û Pb(OH)2+2H2OÛPb2++2OH-+2H2O.
В результате связывания каких ионов, образующихся при его диссоциации, происходит его растворение в щелочи?
1) OH- 2) H+ 3) Pb2+
V. Концентрация ионов Ag+ равна 3.10-4моль/л, концентрация ионов Br- равна 5.10-2моль/л. Выпадет ли осадок AgBr, если ПР AgBr =5 10-13.
1) да 2) нет 3) установится равновесие
VI. Реакциями гидролиза являются:
1)Na2CO3+ H2O = NaHCO3+ NaOH 2)FeCI2+ H2O = FeOHCI+HCI
3)2KNO3+BaCI2=Ba(NO3)2+2KCI 4)CuCI2+2 NaOH=Cu(OH)2+2NaCI
VII.Ионно-молекулярное уравнение реакции Na2S + 2HCl = 2NaCl + H2S записывается:
1) 2Na+ + S2- + 2HCl = 2NaCl + H2S 2) S2- + 2H+ = H2S
3) Na+ + Cl- = NaCl 4) Na2S +2H+ = 2Na+ + H2S
VIII. Ионно-молекулярное уравнение H+ + OH- = H2O соответствует следующему молекулярному уравнению:
1) NaHCO3 + NaOH = Na2CO3 + H2O 2) H2S + 2KOH = K2S + 2H2O
3) Cu(OH)2 + H2SO4 = CuSO4 + 2H2O 4) Ba(OH)2 + 2HNO3 = Ba(NO3)2 + 2H2O
IX. Константа равновесия Kc реакции NH4+ + H2O = NH4OH + H+ записывается в виде:
1) [NH4OH]+[H+] 2) [NH4+] 3) NH4+]+[H2O] 4) [NH4OH][H+]
[NH4+]+[H2O] [NH4OH][H+] [NH4OH]+[H+] [NH4+]
X. Константа равновесия Кс реакции Cu2+ + H2O = CuOH+ + H+ численно равна:
1) KCuOH+/KH2 O 2) KH2 O/ KCuOH+ 3) KH2O 4) 1/ KH2O
Ответы и комментарии
I. 2,3 равновесие устанавливается в растворах слабых электролитов (см. примеры 1,2).
II. 1,2 введение одноименных ионов уменьшает степень диссоциации слабых электролитов (см. пример 3)
III. 1 введение одноименных ионов уменьшает диссоциацию слабого электролита, след. конц-ия ионов H+уменьшается, а величина pH раствора увеличивается (см. раздел 3, пример 2).
IV. 2 идет связывание ионов H+ в слабый электролит H2O (см. раздел 5, пример 4).
V. 1 смотри условие образования осадка (ур-ния 14). [Ag+].[ Br- ]=(3.10-4).(5.10-2)=1,5.10-7>ПРAgBr>5.10-13
VI. 1,2 по определению (раздел 7).
VII. 2 по правилу составления ионно-молекулярных уравнений реакций обмена (примеры 5,6).
VIII. 4 по правилу составления ионно-молекулярных уравнений реакций.
IX. 4 см. ЗДМ и пример 8.
Х. 2 см. уравнение 16, пример 8.
