Химия. ИОННЫЕ РАВНОВЕСИЯ. Ионные равновесия в растворах электролитов

• Название: Ионные равновесия в растворах электролитов
• Анкор: Химия
• Дата: 24.12.2021
• Размер: 22.97 Kb.
• Имя файла: ИОННЫЕ РАВНОВЕСИЯ.docx
• Тип: Документы; #317444

ИОННЫЕ РАВНОВЕСИЯ

В РАСТВОРАХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

Студент должен знать:

1. 
   Понятия
   

• 
  электролитическая диссоциация
  
• 
  сильный и слабый электролит
  
• 
  степень электролитической диссоциации
  
• 
  константа диссоциации слабого электролита
  
• 
  ионная сила раствора
  

• 
  активность
  
• 
  коэффициент активности
  
• 
  ионное произведение воды
  
• 
  водородный показатель (рН)
  

• 
  константа растворимости (K_s).
  

2. 
   Законы:
   

• 
  закон разведения Оствальда
  
• 
  теорию Дебая-Хюккеля
  
• 
  теорию кислот и оснований Аррениуса
  
• 
  теорию кислот и оснований Бренстеда-Лоури
  
• 
  теорию кислот и оснований Льюиса.
  

Студент должен уметь:

• 
  объяснить взаимосвязь между степенью диссоциации, константой диссоциации, концентрацией и температурой
  
• 
  рассчитать рН растворов сильных и слабых кислот и оснований
  

• 
  рассчитать ионную силу растворов электролитов
  
• 
  объяснить направление смещения равновесия для гетерогенных реакций
  
• 
  рассчитать константу растворимости (К_S) малорастворимого электролита.
  

СОДЕРЖАНИЕ ТЕМЫ

Элементы теории растворов электролитов. Сильные и слабые электролиты. Константа ионизации слабого электролита. Закон Оствальда.

Элементы теории растворов сильных электролитов Дебая-Хюккеля. Ионная сила раствора. Активность и коэффициент активности ионов. Электролиты в организме.

Протолитические реакции. Ионизация слабых кислот и оснований. Константа кислотности и основности. Связь между константой кислотности и константой основности в сопряженной протолитической паре. Конкуренция за протон: изолированное и совмещенное протолитические равновесия. Общая константа совмещенного протолитического равновесия.

Гетерогенные реакции в растворах электролитов. Константа растворимости. Конкуренция за катион или анион: изолированное и совмещенное гетерогенные равновесия в растворах электролитов. Общая константа совмещенного гетерогенного равновесия. Условия образования и растворения осадков.
ОСНОВНЫЕ ИСТОЧНИКИ ИНФОРМАЦИИ

1. 
   Жолнин А.В. Учебник. – С. 85 – 91, С. 92 – 108, С. 287 – 291.
   
2. 
   Ленский А.С. Учеб. пособие. – С. 126 – 146, 160 – 165.
   
3. 
   Слесарев В.И. Учебник. – С. 153 – 180, 266 – 282.
   
4. 
   Попков В.А. Практикум. – С. 93 – 102, 110 – 112.
   
5. 
   Ершов Ю.А. Учебник. – С.С. 80 – 108, 119 – 120, 129 – 131.
   
6. 
   Попков В.А., Пузаков С.А. Учебник. – С. 73 – 76, 255 – 257, 265, 575 – 604, 624 – 643.
   
7. 
   Конспекты лекций.
   

ГЛОССАРИЙ (проверьте свою компетентность):

сильный электролит протолитические реакции

слабый электролит протолитическая пара

степень диссоциации гетерогенные реакции

ионная сила раствора гетерогенное равновесие

водородный показатель (рН) константа растворимости

константа кислотности константа основности
АУДИТОРНАЯ РАБОТА

1. 
   Решение ситуационных задач
   
2. 
   Защита рефератов по теме занятия
   

ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ

СВОЙСТВА РАСТВОРОВ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

Оборудование и реактивы: 15 пробирок, штативы для пробирок, капельные пипетки, стеклянные палочки, стеклянная лопатка, 0,1 M растворы СH₃COOH, NH₄OH, HCl, NaOH, кристаллические СH₃COONa, NH₄Cl, AlCl₃, CuSO₄, Ba(OH)₂, дистиллированная вода, индикатор универсальный, фенолфталеин, метиловый оранжевый.

Методика выполнения работы

Студенты выполняют задания в паре.

1. 
   Определение характера среды в растворах электролитов с помощью универсального индикатора
   

В каждую из четырех пробирок поместить соответственно по 0,5 мл растворов СH₃COOH, HCl, NH₄Cl, NaOH. В пятую пробирку – 0,5 мл дистиллированной воды.

Определить pH растворов: каплю испытуемого раствора нанести на полоску фильтровальной бумаги, смоченную универсальным индикатором, и полученную окраску сравнить с окраской эталона. Результаты оформить в виде таблицы:

№ п/п	Испытуемый раствор	Цвет индикатора	Значение pH
1	СH3COOH
2	HCl
3	NH4Cl
4	NaOH
5	H2O (дистил.)

2. 
   Влияние одноименного иона на степень диссоциации электролита
   

а) В каждую из двух пробирок поместить по 0,5 мл 0,1 М раствора уксусной кислоты и по одной капле метилового оранжевого. Отметить цвет индикатора.

В одну из пробирок с помощью стеклянной лопатки добавить несколько кристаллов сухой соли ацетата натрия (СН₃СООNa). После интенсивного перемешивания смеси стеклянной палочкой сравнить цвет полученного раствора с цветом раствора в контрольной пробирке.

Написать уравнение диссоциации уксусной кислоты и выражение константы ее диссоциации.

Объяснить смещение равновесия диссоциации уксусной кислоты при добавлении в систему избытка ацетат-анионов (СН₃СОО^–).

Как меняются при этом степень диссоциации уксусной кислоты и концентрация ионов Н⁺?

Увеличится или уменьшится степень диссоциации уксусной кислоты при добавлении к ее раствору небольшого количества раствора сильной кислоты?

б) В каждую из двух пробирок поместить по 0,5 мл 0,1 М раствора гидроксида аммония и по одной капле индикатора фенолфталеина. Отметить цвет индикатора.

В одну из пробирок с помощью стеклянной лопатки добавить несколько кристаллов сухой соли хлорида аммония, NH₄Cl. После интенсивного перемешивания смеси стеклянной палочкой сравнить цвет полученного раствора с цветом раствора в контрольной пробирке.

Написать уравнение диссоциации гидроксида аммония и выражение константы ее диссоциации.

Объяснить направление смещения равновесия диссоциации гидроксида аммония после добавлении в систему избытка катионов аммония, NH₄⁺.

Как меняются при этом степень диссоциации гидроксида аммония и концентрация ионов НO^–?

Как изменится степень диссоциации гидроксида аммония при добавлении к его раствору небольшого избытка сильной щелочи?

в) В каждую из двух пробирок поместить по 5–7 капель 2 М раствора NaOH и по одной капле индикатора фенолфталеина. Отметить изменение цвета индикатора.

В первую пробирку добавить по каплям 2 М раствор H₂SO₄, а во вторую – 2 М раствор CH₃COOH до обесцвечивания раствора. Объяснить изменение цвета раствора.

Написать молекулярные и ионные уравнения реакций нейтрализации щелочи соляной и уксусной кислотами.

Чем объясняется исчезновение гидроксид-ионов при добавлении кислоты? В каком случае обесцвечивание раствора наступило быстрее? Почему равновесие ионного процесса смещается в сторону образования воды при наличии в левой части равенства малодиссоциированных молекул уксусной кислоты?

3. 
   Смещение ионного равновесия в насыщенном растворе амфотерного электролита
   

К 0,5 мл раствора соли AlCl₃ прилить по каплям разбавленный раствор NaOH до появления осадка гидроксида алюминия Al(OH)₃. Разделить осадок на две части. К одной части прилить 0,5 мл раствора соляной кислоты HCl(избыток), к другой – избыток концентрированного раствора щелочи NaOH.

Объяснить происходящие явления с точки зрения смещения ионного равновесия в насыщенном растворе гидроксида алюминия.

Написать молекулярные и ионные уравнения реакций.

4. 
   Образование малорастворимых веществ
   

В две пробирки налить по 0,5 мл раствора сульфата меди СuSO₄. В одну из пробирок добавить 0,5 мл раствора гидроксида натрия NаОН, в другую – раствор гидроксида бария Ва(ОН)₂. Чем объяснить, что объем осадка во второй пробирке больше? Написать уравнения реакций в молекулярном и ионном виде.