Опыт 4. Смещение равновесия химической реакции в сторону образования менее растворимого соединения (демонстрационный)

Налить в пробирку 2-3 капли раствора нитрата серебра и прибавить к нему 2-3 капли раствора хромата калия. Записать цвет полученного осадка, после чего добавить в пробирку 2-3 капли раствора хлорида натрия. Как изменяется цвет осадка? Затем прибавить к содержимому пробирки 2-3 капли раствора сульфида натрия и опять записать цвет осадка. Составить молекулярные и ионные уравнения всех превращений:

AgNO₃ + K₂CrO₄ → Ag₂CrO₄¯ + KNO₃

Ag₂CrO₄¯ + NaCl → AgCl¯ + Na₂CrO₄

AgCl¯ + Na₂S → Ag₂S¯ + NaCl

Используя значения констант растворимости, вычислить растворимости полученных соединений и константы равновесия для наблюдаемых процессов. Сделать вывод о направлении химических реакций.

Вопросы для самоподготовки

1. Малорастворимые вещества - как слабые электролиты. Понятие растворимости (s).

2. Гетерогенное равновесие: осадок - насыщенный раствор. Константа растворимости К_s (или произведение растворимости ПР).

3. Связь между растворимостью (s) и константой растворимости (К_s) для малорастворимых веществ различного состава.

4. Условия образования и растворения осадка.

5. Влияние общего иона на растворимость малорастворимого вещества. Солевой эффект.

6. Константа равновесия сложных систем: осадок D слабый электролит или осадок 1 D осадок 2.

Задачи и упражнения

1. Используя табличные значения констант растворимости (К_s), вычислить растворимость (s) следующих солей: а) AgBr; б) Ag₂CrO₄; в) CdS; г) CaC₂O₄; д) Ba₃(PO₄)₂.

2. Вычислить константы растворимости для следующих веществ, если: а) s(MnS) = 1,5∙10^-10; б) s(Al(OH)₃) = 3,6∙10^-5; в) s(BaCO₃) = 9∙10^-4; г) s(AgI) = 7,4∙10^-3.

3. Рассчитать значение К_s для ортофосфата серебра, если в 1 л насыщенного раствора содержится 0,0065 г соли.

4. Произведение растворимости йодида свинца при 20°С равно 8∙10^-9. Вычислить растворимость соли и содержание соли в г/л при указанной температуре.

5. Во сколько раз растворимость оксалата кальция СаС₂О₄ в 0,1 М растворе оксалата аммония (NH₄)₂С₂О₄ меньше, чем в воде. К_s (СаС₂О₄) = 2,6 10^-9.

6. Смешаны равные объемы 0,01 М. растворов хлорида кальция и сульфата натрия. Образуется ли осадок сульфата кальция?

7. Произведение растворимости MgS при температуре 25°С равно 2,0·10^–15. Образуется ли осадок сульфида магния при смешении равных объемов 0,004 Н раствора нитрата магния и 0,0006 Н раствора сульфида натрия? Степени диссоциации этих электролитов принять за 1.

8. Образуется ли осадок при смешивании: а) 10 мл 0,1 М раствора СаCl₂ и 90 мл 0,01 М раствора К₂C₂O₄; б) 200 мл 0,001 М BaCl₂ и 50 мл 0,0005 М раствора Na₂CO₃.

9. Определить массу ионов свинца в: а) 100 л насыщенного раствора PbS; б) в 500 мл насыщенного раствора PbI₂; в) в 50 л насыщенного раствора PbSO₄.

10. Какой объем воды необходим для растворения: а) 20 г BaCO₃; б) 1,0 г Ag₂S; в) 10 г Ca₃(PO₄)₂.

11. Напишите молекулярные и ионные уравнения реакций взаимодействия BaC₂O₄ с соляной и уксусной кислотами. Вычислите константы равновесия и определите возможность протекания этих реакций.

12. К раствору, содержащему 0,05 моль/л ионов Ca²⁺ и Ba²⁺ прибавляют по каплям раствор Na₂CrO₄. Какой осадок образуется первым? При какой концентрации хромата натрия это произойдет? Разбавлением растворов при смешивании пренебречь.

13. Почему для разделения ионов Ca²⁺ и Ba²⁺ используется раствор хромата калия, но нельзя использовать растворы оксалата аммония или карбоната натрия?

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 4

Ионное произведение воды. рН растворов.

Гидролиз солей.

Теоретическая часть

Вода является очень слабым электролитом. Диссоциация молекул воды протекает незначительно с образованием ионов водорода и гидроксид-ионов:

H₂O D H⁺ + OH^-

Константа диссоциации воды имеет вид:

K = [H⁺][OH^-]/[H₂O]

Необходимо отметить, что в растворе ионы водорода не существуют в свободном виде, а образуются ионы гидроксония Н₃О⁺.

Равновесная концентрация недиссоциированных молекул воды практически равна общей концентрации воды, поэтому

[H⁺][OH^-]=K[H₂O]=K_w

Ионное произведение воды (K_w) представляет собой постоянную величину, при температуре 25°С концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов одинаковые и равны 10^-7 моль/л. Следовательно, при этой температуре K_w = 10^-14.

Диссоциация молекул воды – процесс эндотермический. При увеличении температуры она увеличивается, значение K_w возрастает.

Если при 25°С [H⁺] = [OH^-] = 10^-7 моль/л, растворы называют нейтральными. В кислых растворах [H⁺] > [OH^-], а в щелочных [H⁺] < [OH^-].

Отрицательные десятичные логарифмы концентраций ионов H⁺ и OH^- называются соответственно водородным и гидроксильным показателями:

pH = - lg[H⁺]; pОH = - lg[ОH^-]

pH + pОH = K_w = 14.

При температуре 25°С pH = 7 в нейтральных растворах, в кислых 0 ≤ pH < 7, в щелочных 7 < pH ≤ 14.

При растворении в воде соли, состоящей из аниона слабой кислоты или катиона слабого основания, протекает процесс гидролиза – обменного взаимодействия соли с водой, в результате которого образуется слабая кислота или слабое основание.

В результате гидролиза соли слабой кислоты и сильного основания, образуются гидроксид-ионы, среда щелочная (7 < pH ≤ 14):

CH₃COOK + H₂O D CH₃COOH + KOH,

CH₃COO^- + H₂O D CH₃COOH + OH^-.

Кратое ионное уравнение характеризует гидролиз соли:

К_г = [CH₃COOH][OH^-]/[CH₃COO^-] = K_w/K_кисл, К_г – константа гидролиза.

При гидролизе соли сильной кислоты и слабого основания, возрастает концентрация ионов водорода, среда кислая (0 ≤ pH < 7):

AlCl₃ + H₂O D AlOHCl₂ + HCl,

Al³⁺ + H₂O D AlOH²⁺ + H⁺.

К_г = [AlOH²⁺][ H⁺]/[ Al³⁺] = K_w/K_осн

При взаимодействии с водой соли слабой кислоты и слабого основания, образуются как гидроксид-ионы, так и ионы водорода. В этом случае среда раствора зависит от силы кислоты и основания, образующих соль. Если К_кисл ≈ К_осн, то pH ≈ 7; К_кисл > К_осн, среда будет слабокислой; К_кисл < К_осн, среда будет слабощелочной:

CH₃COONH₄ + H₂O D CH₃COOH + NH₄OH,

так как константы диссоциации уксусной кислоты и аммиака практически равны K(CH₃COOH) = 1,74∙10^-5, а K(NH₃∙H₂O) = 1,76∙10^-5, pH ≈ 7.

Соли сильного основания и сильной кислоты гидролизу не подвергаются.

Степень гидролиза (h) – количество электролита, подвергшегося гидролизу:

К_г = h²∙C_м, h = √(K_г/C_м).

Степень гидролиза соли тем больше, чем меньше ее концентрация. Следовательно, при разбавлении раствора соли, степень гидролиза возрастает.

Экспериментальная часть