Реакции в растворах электролитов. Методические указания.

Федеральное агентство по образованию
Томский государственный архитектурно-строительный
университет
Реакции в растворах электролитов. Водородный показатель.
Буферные растворы: методические указания к лабораторной
работе / Сост. Т.В. Лапова, И.А. Курзина. – Томск: Изд-во Том.
гос. архит - строит. ун-та, 2006. – 17 с.
Рецензент к.б.н. Т.М. Южакова
Редактор Е.Ю. Глотова
РЕАКЦИИ В РАСТВОРАХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ
ВОДОРОДНЫЙ ПОКАЗАТЕЛЬ
БУФЕРНЫЕ РАСТВОРЫ
Методические указания к лабораторной работе
Составители Т.В. Лапова, И.А. Курзина
Методические указания к лабораторной работе «Реакции в
растворах электролитов. Водородный показатель. Буферные
растворы» по дисциплине «Химия» предназначены для студентов
всех специальностей всех форм обучения.
Печатаются по решению методического семинара кафедры
химии № 9 от 02.07.06.
Утверждены и введены в действие проректором по учебной
работе В. С. Плевковым
с 01.01.07
до 01.01.12
Подписано в печать
Формат 60х90/16. Бумага офсет. Гарнитура Таймс, печать офсет.
Уч.-изд. л. 1. Тираж 100 экз. Заказ №
Изд-во ТГАСУ, 634003, г. Томск, пл. Соляная, 2
Отпечатано с оригинал - макета в ООП ТГАСУ.
634003, г. Томск, ул. Партизанская, 15.
Томск 2006
Цель работы
Практическое знакомство со свойствами растворов сильных и слабых электролитов.
Задачи
1. На практике познакомиться с реакциями в растворах
электролитов и выразить их молекулярными и ионномолекулярными уравнениями.
2. Познакомиться с количественными характеристиками
реакции среды в водных растворах и качественным определением величины рН с помощью индикаторов.
3. Познакомиться со свойствами буферных растворов и
регулирующим влиянием их на величину рН.
Оборудование и реактивы
Штатив с пробирками, стеклянные палочки, универсальная индикаторная бумага, цинк гранулированный. Индикаторы: фенолфталеин, метилоранж, лакмус. Растворы: уксусной кислоты (0,1 Н и 1 Н), хлороводородной кислоты (0,1 Н
и концентрированной), гидроксида аммония (0,1 Н), хлорида железа (III) (0,5 Н), силиката натрия (0,5 Н), серной кислоты (2 Н), гидроксида натрия (2 Н), хлорида бария (0,5 Н),
карбоната натрия (0,5 Н), хлорида кальция (0,5 Н), сульфата
цинка (0,5 Н), ацетата натрия (1 Н); дистиллированная вода.
Теоретическая часть
Жидкие растворы подразделяют на растворы электролитов, способные проводить электрический ток, и растворы
3
неэлектролитов, которые не электропроводны.
В неэлектролитах растворенное вещество находится в
виде молекул, т.е. не распадается на ионы. В растворе молекулы неэлектролита окружены молекулами растворителя
(воды), образуя гидраты:
АВ +Н2О ↔ АВ(Н2О),
где АВ – молекула вещества неэлектролита, АВ(Н2О) – гидрат.
Электролиты – вещества, растворы или расплавы которых проводят электрический ток, и растворенное вещество
преимущественно находится в виде ионов, окруженных молекулами воды (гидратированные ионы). Распад электролита на ионы под влиянием полярных молекул растворителя
(воды) называется электролитической диссоциацией. Например, молекула электролита АВ при взаимодействии с
молекулами воды образует гидрат АВ(Н2О), который диссоциирует (распадается) с образованием гидратированных ионов А+(Н2О) и В–(Н2О):
АВ + Н2О ↔ АВ(Н2О) ↔А+(Н2О) + В–(Н2О).
Обычно уравнения диссоциации в растворах электролитов записываются в упрощенной форме без учета гидратов и
гидратированных ионов: АВ ↔ А+ + В–.
Положительно заряженные ионы называются катионами,
отрицательно заряженные – анионами.
Количественной характеристикой процесса электролитической диссоциации является степень электролитической
диссоциации. Степень электролитической диссоциации (α)
показывает отношение числа молекул, диссоциирующих
(распавшихся) на ионы, к общему числу молекул в растворе:
N
N
α = дис или α = дис ⋅100 %.
N общ
N общ
Степень диссоциации – безразмерная величина, ее выражают в долях единицы или в процентах. Степень электроли4
тической диссоциации зависит от природы растворителя,
растворенного вещества, концентрации раствора, температуры. Электролиты считаются сильными, если значение α в
их 0,1 Н растворах больше 30%, средней силы – если α от 2
до 30% и слабыми, если α меньше 2 %.
К сильным электролитам относят основания щелочных и
щелочноземельных металлов (КОН, LiОН и др.), многие
минеральные кислоты (H2SO4, НCl, НClO4 и др.), практически все растворимые в воде соли.
К слабым электролитам относят почти все органические
кислоты, некоторые минеральные кислоты (H2CO3, H2S,
HCN, HF, HClO, HNO2 и др.), многие основания металлов
(Cu(OH)2, Fe(OH)2, Ni(OH)2 и др.), труднорастворимые соли
(ВаSO4, CaSO4, AgCl), гидроксид аммония (NH4OH) и воду
(Н2О).
Сильные электролиты – это вещества, которые при растворении в воде практически полностью распадаются на ионы. В растворе сильного электролита растворённое вещество находится в основном в виде ионов (катионов и анионов);
недиссоциированные молекулы практически отсутствуют.
Слабые электролиты – вещества, частично диссоциирующие на ионы. Растворы слабых электролитов наряду с
ионами содержат недиссоциированные молекулы.
В растворах сильных электролитов диссоциация практически необратима. В растворах слабых электролитов диссоциация обратима и существует равновесие между недиссоциированными молекулами и ионами: АВ ↔А+ + В–.
Равновесие между недиссоциированными молекулами и
ионами описывается соответствующей константой, называемой константой диссоциации. Константа диссоциации
(KД) – это отношение произведения равновесных концентраций ионов в степенях соответствующих стехиометрических коэффициентов к концентрации молекул.
5
КД =
[ ] [ ]
[А ]⋅ [В ] ,
+
−
[АВ]
(1)
где А+ , В − , [АВ ] – равновесные молярные концентрации
ионов и недиссоциированных частиц.
Значения констант диссоциации слабых электролитов
определены экспериментально и приведены в справочниках.
Например, диссоциация уксусной кислоты и константа диссоциации выражаются уравнениями:
CH3COOH ↔ CH3COO– + H+,
Н + ⋅ СН 3СОО −
KД =
= 1,7 ⋅ 10− 5 .
[СН3СООН]
Многоосновные кислоты, а также основания двух- и более валентных металлов диссоциируют ступенчато, и каждая ступень характеризуется своей константой диссоциации
(КД). Например, диссоциация H2CO3 может протекать в 2
ступени:
[ ][
+
–
1. H2СO3 = H + HСO3 ;
–
+
2–
2. HСO3 = H + СO3 ;
]
[Н ]⋅ [НСО ] = 4,5 ⋅10
=
+
К Д1
[Н 2СО3 ]
[Н ]⋅ [СО ] = 4,8 ⋅10
=
[НСО ]
+
КД2
−
3
2−
3
−
3
−7
.
−11
.
Исходя из значений константы диссоциации, можно оценивать и сравнивать силу электролитов: чем меньше КД, тем
слабее электролит, и наоборот. Из выше приведенного примера можно сделать вывод, что угольная кислота является
более сильным электролитом по первой ступени диссоциации, чем по второй.
Для разбавленных растворов слабых электролитов между
константой диссоциации, концентрацией раствора и степенью диссоциации существует связь, которая выражается законом разбавления Оствальда:
6
С ⋅ α2
.
(2)
1− α
Поскольку степень диссоциации молекул в растворах
слабых электролитов очень мала (α<<1), то (1–α)≈1. Следовательно, закон разбавления Оствальда для слабых электролитов принимает вид:
КД ≈ α2·С
или
КД
α≈
.
(3)
С
КД =
Закон разбавления Оствальда гласит: степень диссоциации возрастает с уменьшением концентрации раствора
(т.е. при его разбавлении).
Свойства водных растворов кислот и оснований определяются теми ионами, на которые они диссоциируют. С этих
позиций кислоты можно определить как электролиты, при
диссоциации которых в водных растворах образуются катионы только одного типа – гидратированные ионы водорода, а основания – это электролиты, которые диссоциируют с
образованием анионов только одного типа – гидроксидионов.
Гидроксиды некоторых металлов могут диссоциировать
по механизму диссоциации оснований и по механизму диссоциации кислот. Это, например, Zn(OH)2, Be(OH)2,
Al(OH)3, Cr(OH)3, Sn(OH)2 и другие.
Zn 2+ + 2ОН–↔Zn(OH)2↔2Н+ + ZnО22–.
Вещества, которые при диссоциации образуют как ионы
водорода, так и гидроксид-ионы, называются амфотерными
соединениями.
В разбавленных растворах электролитов (кислот, оснований, солей) химические реакции протекают между ионами,
7
образующимися в результате диссоциации электролитов, и
поэтому они называются реакциями ионного обмена. Ионнообменные реакции протекают практически необратимо, если
образуются твердые малорастворимые вещества (они выпадают в осадок), легколетучие вещества (они выделяются в
виде газа), слабые электролиты (в том числе вода) или комплексные соединения.
Ионные реакции записывают системой уравнений, которая включает в себя три формы записи – молекулярную,
полную ионную и краткую ионную. Ионно-молекулярная
форма записи позволяет лучше понять сущность протекающих процессов. В ионно-молекулярных уравнениях слабые
электролиты, малорастворимые соединения и газы записываются в молекулярной форме, а сильные электролиты – в
виде ионов.
Например:
Pb(NO3)2 + 2HI = PbI2↓ + 2HNO3 – молекулярное уравнение;
Pb +2 + 2NO3− + 2H + + 2I − = PbI2 ↓ + 2H + + 2NO3− –
полное ионное уравнение;
Pb+2 + 2I– = PbI2 ↓ – краткое ионное уравнение.
Ионное произведение воды
Вода является слабым электролитом. Процесс диссоциации может быть записан:
Н2О + Н2О ↔ Н3О+ + ОН–.
Этот процесс называется самоионизацией или автопротолизом.
Диссоциацию воды часто записывают в более простом
виде:
Н2О ↔ Н+ + ОН–.
Для данного равновесия на основе закона действия масс,
8
можно записать константу равновесия – константу диссоциации воды (КД):
Н + ⋅ ОН −
К Д1 =
, или КД ⋅ [ Н2О]= [Н+] ⋅ [ ОН–].
[Н 2О]
Обозначая КД ⋅ [Н2О] через Кw, получим:
Кw = [Н+]⋅[ОН–].
Кw называют ионным произведением воды. При 25 °С
Кw = 1·10 –14, тогда
[Н+]⋅[ОН–] = 1·10–14.
Полученное уравнение показывает, что для воды и разбавленных водных растворов при неизменной температуре
произведение концентраций ионов водорода и гидроксидионов есть величина постоянная.
[ ][
]
В чистой воде при 25 оС [H+]=[OH–]= 1 ⋅10−14 = 10−7 моль/л.
Раствор, в котором концентрация ионов водорода равна
концентрации гидроксид-ионов, называют нейтральным.
Если концентрация [Н+] > [ОН –], то такой раствор называют
кислым. Если концентрация [Н+] < [ОН –], то раствор называют щелочным.
На практике для количественной характеристики реакции
среды раствора используется водородный показатель – рН.
Водородный показатель рН – это десятичный логарифм молярной концентрации ионов водорода в растворе, взятый с
обратным знаком:
рН = –lg [Н+].
Например, если концентрация ионов водорода [Н+] = 1·10-3,
то рН = –lg [10 –3] = 3.
Гидроксильным показателем называют отрицательный
десятичный логарифм концентрации ОН– -ионов:
рОН = –lg [ОН–].
рН + рОН = 14 (при 25 оС).
Для чистой воды и нейтральных растворов рН = 7, для
9
кислых рН < 7, для щелочных рН > 7.
Для качественного определения реакции раствора применяют индикаторы – вещества, которые меняют свою окраску
в зависимости от концентрации ионов Н+ и ОН –. Изменение
окраски индикатора происходит постепенно в известном интервале рН, который называется интервалом перехода индикатора. Изменение цвета лакмуса (красный – синий) происходит в интервале значений рН 6–8, фенолфталеина (бесцветный – малиновый) при рН 8,3–9,8, метилового оранжевого (красный – желтый) при рН 3,1–4,4.
Для ориентировочного определения рН удобно применять специально составленную смесь индикаторов, например, универсальный индикатор, позволяющий находить рН
в достаточно широком интервале. Более точно значения рН
определяют рН-метром.
Буферные растворы
Кислотно-основными буферными растворами называют
растворы, поддерживающие постоянное значение рН при
введении кислот или оснований и при разбавлении их водой.
В качестве буферных растворов используются растворы
слабых кислот и их солей, слабых оснований и их солей,
смеси растворов солей многоосновных кислот различной
степени замещения.
Свойство кислотно-основных буферных растворов поддерживать постоянство рН при добавлении в раствор кислоты или щелочи основано на их способности связывать ионы
Н+ или ОН – в малодиссоциированные соединения.
В качестве примера рассмотрим буферную систему, состоящую из смеси 0,1 Н растворов СН3СООН и СН3СООNa
(ацетатный буферный раствор). Концентрацию ионов водо10
рода в такой системе можно вычислить исходя из выражения константы диссоциации слабой кислоты:
Н + ⋅ СН 3СОО −
Кк =
,
[СН3СООН]
[СН3СООН] .
Н+ = Кк ⋅
(4)
СН 3СОО −
[ ][
[ ]
[
]
]
В растворе количество молекул СН3СООН определяется
общей концентрацией кислоты, а количество анионов –
концентрацией соли, так как она является сильным электроС
литом. Тогда уравнение (4) принимает вид: Н + = К кисл .
Ссоли
Отсюда
С
− lg Н + = lg К − lg кисл ,
Ссоли
или
С
рН = рК − lg кисл ,
(5)
Ссоли
[ ]
[ ]
где рК=–lgКк.
Аналогично выводится уравнение рН для буферной смеси, состоящей из слабого основания и ее соли:
С
рН = 14 − рК осн + lg основ ,
(6)
Ссоли
Из уравнений 5 и 6 следует, что рН буферных растворов
зависит только от отношения концентраций кислоты и соли
или основания и соли, а оно при любом разбавлении остается постоянным.
Если к ацетатному буферному раствору прибавить немного сильной кислоты, ионы СН3СОО– будут связывать
ионы Н+ в малодиссоциированную уксусную кислоту:
11
СН3СОО– + Н+ = СН3СООН.
При прибавлении небольшого количества щелочи уксусная кислота будет связывать ионы ОН –, образуя воду и ацетат-ионы:
СН3СООН + ОН – = СН3СОО– + Н2О.
В том и другом случае в растворе существенно не изменяются концентрации ни Н+, ни ОН – ионов.
Прибавление больших количеств кислоты или щелочи
приводит к потере буферных свойств раствора. Практически
допускается изменение рН раствора на ±1. Число молей эквивалентов сильной кислоты или основания, которое нужно
добавить к 1 л буферного раствора, чтобы изменить рН на
единицу, называется буферной емкостью π.
Область надежного действия буферной смеси лежит в
интервале значений рН = рКк ± 1, рН = 14 – рКосн ± 1.
Если изменение рН происходит более чем на единицу, то
буферный раствор теряет буферную способность.
Буферные растворы играют важную роль в биологии, медицине, химическом анализе. В частности, водные системы
в сооружениях биологической очистки сточных вод обладают буферными свойствами, что позволяет микроорганизмам находиться в условиях оптимальных для них значений
рН. Многие аналитические реакции проводятся при строго
определенной величине рН. Например, при обнаружении
катиона Ni2+ диметилглиоксимом используется ацетатная
буферная система с рН = 5. Направление и скорость многих
технологических процессов зависят от рН, что требует поддержания определенного значения рН среды при их проведении. Регулирование рН позволяет управлять этими процессами: направлять их в нужную сторону, синтезировать
вещества с заданными свойствами.
12
Порядок выполнения работы
Опыт 1. Сравнение химической активности сильных и
слабых электролитов
В одну пробирку наливаем несколько капель 0,1 Н раствора уксусной кислоты, в другую – столько же 0,1 Н раствора соляной кислоты. В каждую пробирку опускаем по
кусочку цинка. Какой газ выделяется в пробирках? Напишите уравнения происходящих реакций. В какой пробирке
процесс идет наиболее энергично? Дайте объяснение этому
явлению, пользуясь данными о степенях диссоциации соляной и уксусной кислот в их 0,1 Н растворах.
Опыт 2. Направление обменных ионных процессов в
растворах электролитов
Опыт 2.1. Образование малорастворимых веществ
Внесите в три пробирки по 3–4 капли растворов хлорида
железа (III) FeCl3, силиката натрия Na2SiO3 и разбавленной
серной кислоты H2SO4. В первую пробирку добавьте такое
же количество раствора гидроксида натрия NaOH, во вторую – соляной кислоты HCl, в третью – хлорида бария
BaCl2. Наблюдайте выпадение осадков во всех трех пробирках. Объясните наблюдаемое явление. Напишите уравнения
происходящих реакций в молекулярной и ионной форме.
Опыт 2.2. Образование летучих продуктов
В две пробирки внесите по несколько капель раствора
соды Na2CO3. Проверьте наличие в растворе иона СО32–. Для
этого в одну из пробирок добавьте несколько капель CaCl2.
Наблюдайте выпадение осадка. Какое вещество выпало в
осадок? Напишите молекулярное и ионное уравнение реакции.
Во вторую пробирку внесите несколько капель серной
кислоты и наблюдайте выделение газа. Подогрейте слегка
пробирку, дождитесь конца выделения газа и вновь добавьте
13
несколько капель CaCl2. Почему не выпадает осадок? Составьте молекулярное и ионное уравнение реакции взаимодействия соды с серной кислотой.
Опыт 2.3. Реакции нейтрализации
В две пробирки налейте по 5–7 капель 2 Н раствора щелочи и добавьте по 1–2 капли фенолфталеина. Почему изменилась окраска раствора? В одну из пробирок добавляйте по
каплям 2 Н раствор соляной кислоты, в другую – 2 Н раствор уксусной кислоты до исчезновения окраски. Почему
происходит обесцвечивание? В каком случае оно наступает
быстрее? Напишите молекулярные и ионные уравнения реакций нейтрализации.
Опыт 3. Амфотерные электролиты
В две пробирки прилейте по 2–3 капли раствора сульфата цинка и по каплям прибавляйте гидроксид натрия до образования осадка. В одну из пробирок добавьте 2 Н раствор
HCl, а в другую – 10 % раствор NaOH в избытке. Что наблюдается? Составьте молекулярные и ионные уравнения
происходящих реакций.
Опыт 4. Окраска некоторых кислотно-основных индикаторов в кислой, нейтральной и щелочной средах
Налейте в три пробирки по 10–15 капель дистиллированной воды и поместите их в один ряд в штатив. Добавьте в
первую пробирку 1 каплю 1–2 Н раствора HCl, в другую 1
каплю 1–2 Н раствора NaOH, третью оставьте без изменения. После этого в каждую пробирку внесите по одной капле лакмуса и отметьте окраску индикатора в каждой из пробирок. Проделайте этот же опыт с метилоранжем и фенолфталеином. Результаты оформите в виде таблицы:
14
Таблица
Индикатор
Интервал
перехода
индикатора
лакмус
5,8–8,0
метилоранж
3,1–4,4
фенолфталеин
8,0–9,8
Окраска индикатора
в средах
кис-
щелоч-
лой
ной
нейтральной
В каком интервале шкалы рН метилоранж имеет желтую
окраску, фенолфталеин бесцветен?
Можно ли с помощью метилоранжа отличить умереннокислую среду (рН ≈ 3) от слабокислой (рН ≈ 5), слабокислую от нейтральной, нейтральную от щелочной?
Можно ли с помощью фенолфталеина отличить кислую
среду от нейтральной, нейтральную от слабощелочной, слабощелочную (рН ≈ 8) от умеренно щелочной (рН ≈ 11)?
Опыт 5. Приближенное определение рН раствора с помощью универсальной индикаторной бумаги
Полоску универсальной индикаторной бумаги поместите
на несколько секунд в растворы испытуемых солей Na2CO3,
FeCl3. Сравните окраску мокрой полоски со шкалой цветов,
найдите приближенное значение рН раствора.
Опыт 6. Получение ацетатного буферного раствора и
испытание его буферного действия
Налейте в одну пробирку 10 капель 1 Н раствора ацетата
15
натрия и такой же объем 1 Н раствора уксусной кислоты, а в
другую, которая будет служить для сравнения, около 20 капель воды.
Добавьте в обе пробирки по 1 капле фенолфталеина, а затем по 1 капле разбавленного (приблизительно 0,5–1,0 Н)
раствора щелочи. Как изменится окраска индикатора в пробирке с водой и буферном растворе? Добавьте в обе пробирки еще по 1–3 капли раствора щелочи и вновь отметьте
наблюдение.
Налейте в чистую пробирку такой же объем буферной
смеси и добавьте в нее, а также в контрольную пробирку с
водой по одной капле 0,5–1,0 Н раствора соляной кислоты.
Добавьте в обе пробирки еще по 1–3 капли соляной кислоты. Отметьте наблюдения.
Сделайте выводы по проведенным опытам.
Контрольные вопросы
1. Что называется константой и степенью диссоциации?
Как эти величины связаны между собой?
2. По какому принципу электролиты разделяют на сильные, слабые и средней силы?
3. В каком направлении протекают обменные реакции в
растворах электролитов?
4. Напишите уравнения электролитической диссоциации
следующих веществ и покажите, в каких случаях диссоциация идет ступенчато: AlCl3; НNO3; H3PO4; Са(ОН)2.
Запишите выражение константы диссоциации для каждой
ступени диссоциации.
5. Составьте молекулярные и ионные уравнения реакций
образования нерастворимых веществ: СаСО3; Cu(OH)2; PbI2.
16
6. Выразите молекулярными уравнениями реакции:
Pb2+ + SO42– = PbSO4;
СО32– + 2H+ = Н2О + СО2;
Fe3+ + 3OH– = Fe(OH)3.
7. Что называется ионным произведением воды? Чему
оно равно?
8. Что называется водородным показателем?
9. Рассчитайте рН 0,05 М водного раствора НNO3.
10. Найдите молярную концентрацию раствора NaOH, рН
которого 12.
11. Какие растворы называют буферными и какими свойствами они обладают?
12. Рассчитайте рН буферного раствора, содержащего в 1
литре 0,1 моль уксусной кислоты и 0,01 моль ацетата натрия. Константа диссоциации уксусной кислоты равна
1,75·10–5.
Список рекомендуемой литературы
1. Глинка, Н.Л. Общая химия / Н.Л.Глинка. – М.: Интеграл-Пресс, 2002. – 728 с.
2. Коровин, Н.В. Общая химия / Н.В.Коровин. – М.:
Высшая школа, учебник для технических напр. и спец. вузов. 2000. – 558 с.
3. Глинка, Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии /
Н.Л. Глинка. – М.: Интеграл-Пресс, 2002. – 240 с.
17