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 Кs (или произведение растворимости ПР).

3. Связь между растворимостью (s) и константой растворимости (Кs) 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 (Кs), 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 Кs 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. Кs (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]=Kw

Ионное произведение воды (Kw) 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 Kw = 10-14.

Диссоциация молекул воды – процесс эндотермический. При увеличении температуры она увеличивается, значение Kw 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 = Kw = 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:

Кг = [CH3COOH][OH-]/[CH3COO-] = Kw/Kкисл, Кг – 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+.

Кг = [AlOH2+][ H+]/[ Al3+] = Kw/Kосн

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 Ккисл ≈ Косн, то pH ≈ 7; Ккисл > Косн, среда будет слабокислой; Ккисл < Косн, 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:

Кг = h2∙Cм, h = √(Kг/Cм).

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

Экспериментальная часть

Наши рекомендации