Кислотно-щелочное равновесие в водных системах

В 1887 году С. Аррениус сформулировал теорию электролитической диссоциации, некоторые положения которой сводятся к следующему:

электролиты при растворении или расплавлении распадаются на ионы;

сильные электролиты диссоциируют полностью, слабые – частично, например:

CH₃COOH ↔ CH₃COO‾ + H⁺

Электролитическая диссоциация слабых электролитов является частным случаем химического равновесия и подчиняется закону действующих масс. В растворе устанавливается равновесие между процессами диссоциации и ассоциации, поэтому константа химического равновесия, отвечающая диссоциации слабого электролита, называется константой диссоциации(К_Д):

[CH₃COO‾ ] · [H⁺]

К_Д = –––––––––––––––

[CH₃COOH]

Основными характеристиками слабого электролита являются степень его диссоциации a и константа диссоциации К_Д. Степень диссоциации a в общем случае зависит от природы электролита и растворителя, температуры, концентрации и присутствия в растворе других ионов. При низких концентрациях электролита К_Д не зависит от его концентрации.

Для характеристики слабых электролитов удобнее пользоваться константой диссоциации. Чем больше К_Д, тем лучше данный электролит распадается на ионы. Этот параметр можно использовать для оценки смещения равновесия диссоциации слабых электролитов при изменения рН раствора.

Контрольные вопросы

1. Второй закон термодинамики.

2. Обратимые и необратимые процессы.

3. Энтропия, абсолютная и стандартная энтропия.

4. Энергия Гиббса.

5. Обратимые и необратимые химические реакции.

6. Закон действующих масс, константа химического равновесия.

7. Зависимость константы химического равновесия от температуры.

8. Принцип Ле-Шателье.

9. Константа химического равновесия для растворов слабых электролитов.

Литература

6. Киселев П.А., Бокуть С.Б. Курс лекций по физической химии, Учебное пособие, Минск, МГЭУ им. А.Д. Сахарова, 2005, 141 С.

7. Киселев П.А., Бокуть С.Б. Курс лекций по коллоидной химии, Учебное пособие, Минск, МГЭУ им. А.Д. Сахарова, 2005, 54 С.

8. Бокуть С.Б., Подобед Л.Ф., Киселев П.А. Сборник задач по физической и коллоидной химии, Учебное пособие, Минск, МГЭУ, 2007, 99 С.,

9. Стромберг А.Г., Семченко Д.П. Физическая химия. М.: Высшая школа, 2003.

10.Физическая химия. Под ред. Краснова К.С. М.: Высшая школа, 1982.

Ход работы

Задание 1	Определить смещение равновесия химической реакции при изменении концентрации исходных веществ и получаемых продуктов

Определение смещения равновесия реакции:

FeCl₃ + 3 KSCN ↔ Fe(SCN)₃ + 3 KCl

при изменении концентрации реагирующих веществ.

Раствор тиоционата железа Fe(SCN)₃ окрашен в интенсивный красный цвет, раствор хлорида железа FeCl₃ – в желтый цвет, растворы тиоцианата калия KSCN и хлорида калия KCl бесцветны. При изменении концентраций участников реакции происходит смещение равновесия, о чем можно судить по изменению интенсивности окраски растворов (визуально или с помощью спектрофотометра).

1. В мерную пробирку прилить 1 мл разбавленного раствора KSCN (0,2 %), 1 мл разбавленного раствора FeCl₃ (0,2 %) и добавить 8 мл H₂O.

2. Раствор перемешать и разделить поровну в 4 пробирки.

3. В одну пробирку добавить 1 каплю концентрированного раствора FeCl₃ (2%), в другую пробирку – 1 каплю концентрированного раствора KSCN (2%), в третью – внести несколько кристаллов KCl, четвертую пробирку оставить в качестве контроля.

4. Раствор во второй пробирке необходимо развести в 10 раз, чтобы померить оптическую плотность. Для этого из второй пробирки отобрать 1 мл раствора в мерную пробирку и прилить 9 мл Н₂О. Полученную величину оптической плотности умножить на 10.

5. В качестве калибровочного раствора в пятую пробирку налить 2 мл разбавленного раствора KSCN.

6. Измерить оптическую плотность растворов при длине волны λ = 490 нм на спектрофотометре.

7. Результаты наблюдений внести в таблицу 1.

Таблица 1

Добавленный реагент	Изменения интенсивности окраски раствора (ΔD)	Направление смещения равновесия реакции
FeCl3
KSCN
KCl (твердый)
Контроль

Задание 2

Определить смещение равновесия химической реакции при изменении температуры

Определение смещения равновесия реакции:

J₂ + крахмал ↔ J₂ крахмал

при изменении температуры:

1. В мерную пробирку налить 5 мл крахмала (1%) и 5 мл Н₂О. Перемешать раствор.

2. Отлить 2 мл раствора в другую пробирку и использовать его в качестве калибровочного раствора при измерении абсорбции (D) на спектрофотометре.

3. Добавить в мерную пробирку с раствором крахмала и Н₂О 1 каплю раствора йода. Перемешать раствор и разделить его в 3 пробирки.

4. Одну пробирку нагреть в стакане с горячей водой, вторую – охладить в стакане со льдом. Третью пробирку оставить в качестве контроля.

5. Измерить оптическую плотность растворов при длине волны λ = 440 нм на спектрофотометре.

6. Результаты наблюдений внести в таблицу 2.

Таблица 2

Изменения температуры раствора	Изменения интенсивности окраски раствора (ΔD)	Направление смещения равновесия реакции
Нагревание
Охлаждение
Контроль

Задание 3

Определить величину константы равновесия процесса диссоциации слабой кислоты (п-нитрофенола)

Процесс диссоциации слабой органической кислоты п-нитрофенола может быть представлен в виде следующего уравнения:

НФ ↔ Н⁺ + Ф^¯

Константа равновесия, К, данной реакции записывается как

[Н⁺] ´ [Ф^¯]

К = —————

[НФ]

В результате логарифмирования данного выражения, получаем

[Ф^¯]

pК = pH – lg ———

[НФ]

уравнение, которое можно записать в следующем виде:

pК = pH – lg a/(1-a),

где a – степень диссоциации.

Концентрацию диссоциированной формы, в соответствии с законом Бугера-Ламберта-Бера, можно выразить как

I = I₀ e^{- ε C l},

где I₀ и I - интенсивность падающего света и света, прошедшего через раствор, С – концентрация растворенного вещества, l – толщина слоя раствора (толщина кюветы), (l = 1), ε – коэффициент пропорциональности, называемый коэффициентом экстинкции.

lg I₀/I = D = ε ∙ C ∙ l или D_x = ε ∙ [Ф^¯] ∙ l,

где D – оптическая плотность, [Ф^¯] – концентрация окрашенной ациформы п-нитрофенола,. При рН > 9.0 п-нитрофенол практически полностью диссоциирован. Величина D такого раствора равна:

D_∞ = ε ∙ [Ф^¯] ∙ l,

где [Ф^¯] равна исходной концентрации п-нитрофенола [НФ], из чего следует, что:

D_x / D_∞ = a

1. В одну пробирку с помощью пипетки вносят 2 мл буферного раствора с рН 3,56, в другую – 2 мл буферного раствора с рН 6,86, в третью – 2 мл буферного раствора с рН 12,45.

2. Во все три пробирки добавляют по 1 капле 0,01 M раствора п-нитрофенола. Содержимое перемешивают и измеряют оптическую плотность исследуемых растворов при длине волны λ = 405 нм.

3. В четвертую пробирку наливают 2 мл буферного раствора с рН 6,86, который используют в качестве калибровочного раствора.

4. Рассчитать значения a и pК для п-нитрофенола, результаты внести в таблицу 3.

Таблица 3

рН буферного раствора	Абсорбция раствора, Dx	a	pК
3,56
6,86
12,45

Оформление работы

К занятию:

1. Кратко законспектировать теоретический материал по лабораторной работе.

Во время занятия:

2. Описать этапы работы.

3. Заполнить таблицы.

4. Оформить результаты измерений.

5. Сделать выводы.

Лабораторная работа № 3

Тема:   Цель работы:

Влияние концентрации сульфита натрия на скорость реакции окисления сульфита йодатом калия в кислой среде Изучить влияние концентрации реагирующих веществ на скорость химической реакции

Оборудование и материалы:

· Бюретки;

· Пробирки стеклянные;

· Штативы для пробирок;

· Пипетки стеклянные;

· Конические колбы;

· Секундомер.

Реактивы:

· Раствор Na₂SO₃ (0,01 M);

· Раствор KJO₃ (0,01 M);

· Раствор крахмала (1 %);

· Раствор H₂SO₄ (0,25 М);

· Вода дистиллированная.

Теоретическая часть

Химическая реакция

Химической реакцией называется изменение вещества, при котором образуется или разрывается химическая связь между атомами.

В большинстве случаев реакции протекают в несколько стадий. Совокупность стадий, из которых складывается химическая реакция, называется механизмом химической реакции.

Вещества, вступающие в химическую реакцию, называются исходными. Вещества, образующиеся в процессе химической реакции и не претерпевающие в ходе этого процесса дальнейших химических изменений, называются продуктами реакции. Вещества, образующиеся в одних стадиях химической реакции и расходующихся в других стадиях, называются промежуточными веществами.

Химическая реакция, протекающая в пределах одной фазы, называется гомогенной. Химическая реакция, протекающая на границе раздела фаз, называется гетерогенной.