Уравнение электролитической диссоциации сильного электролита ацетата натрия

Теория электролитической диссоциации

Темы кодификатора ЕГЭ: Электролитическая диссоциация электролитов вводных растворах. Сильные и слабые электролиты.

Электролиты – это вещества, растворы и расплавы которых проводят электрический ток.

Электрический ток – это упорядоченное движение заряженных частиц под действием электрического поля. Таким образом, в растворах или расплавах электролитов есть заряженные частицы. В растворах электролитов, как правило, электрическая проводимость обусловлена наличием ионов.

Ионы – это заряженные частицы (атомы или группы атомов). Разделяют положительно заряженные ионы (катионы) и отрицательно заряженные ионы (анионы).

Электролитическая диссоциация — это процесс распада электролита на ионы при его растворении или плавлении.

Разделяют вещества — электролиты и неэлектролиты. К неэлектролитам относятся вещества с прочной ковалентной неполярной связью (простые вещества), все оксиды (которые химически не взаимодействуют с водой), большинство органических веществ (кроме полярных соединений — карбоновых кислот, их солей, фенолов) — альдегиды, кетоны, углеводороды, углеводы.

К электролитам относят некоторые вещества с ковалентной полярной связью и вещества с ионной кристаллической решеткой.

В чем же суть процесса электролитической диссоциации?

Поместим в пробирку несколько кристаллов хлорида натрия и добавим воду. Через некоторое время кристаллы растворятся. Что произошло?
Хлорид натрия – вещество с ионной кристаллической решеткой. Кристалл NaCl состоит из ионов Na + и Cl — . В воде этот кристалл распадается на структурные единицы-ионы. При этом распадаются ионные химические связи и некоторые водородные связи между молекулами воды. Попавшие в воду ионы Na + и Cl — вступают во взаимодействие с молекулами воды. В случае хлорид-ионов можно говорить про электростатическое притяжение дипольных (полярных) молекул воды к аниону хлора, а в случае катионов натрия оно приближается по своей природе к донорно-акцепторному (когда электронная пара атома кислорода помещается на вакантные орбитали иона натрия). Окруженные молекулами воды ионы покрываются гидратной оболочкой. Диссоциация хлорида натрия описывается уравнением:

NaCl = Na + + Cl –

При растворении в воде соединений с ковалентной полярной связью, молекулы воды, окружив полярную молекулу, сначала растягивают связь в ней, увеличивая её полярность, затем разрывают её на ионы, которые гидратируются и равномерно распределяются в растворе. Например, соляная ксилота диссоциирует на ионы так: HCl = H + + Cl — .

При расплавлении, когда происходит нагревание кристалла, ионы начинают совершать интенсивные колебания в узлах кристаллической решётки, в результате чего она разрушается, образуется расплав, который состоит из ионов.

Процесс электролитической диссоциации характеризуется величиной степени диссоциации молекул вещества:

Степень диссоциации — это отношение числа продиссоциировавших (распавшихся) молекул к общему числу молекул электролита. Т.е., какая доля молекул исходного вещества распадается в растворе или расплаве на ионы.

N_{продисс} — это число продиссоциировавших молекул,

N_исх — это исходное число молекул.

По степени диссоциации электролиты делят на делят на сильные и слабые.

Сильные электролиты (α≈1):

1. Все растворимые соли (в том числе соли органических кислот — ацетат калия CH₃COOK, формиат натрия HCOONa и др.)

2. Сильные кислоты: HCl, HI, HBr, HNO₃, H₂SO₄ (по первой ступени), HClO₄ и др.;

3. Щелочи: NaOH, KOH, LiOH, RbOH, CsOH; Ca(OH)₂, Sr(OH)₂, Ba(OH)₂.

Сильные электролиты распадаются на ионы практически полностью в водных растворах, но только в ненасыщенных. В насыщенных растворах даже сильные электролиты могут распадаться только частично. Т.е. степень диссоциации сильных электролитов α приблизительно равна 1 только для ненасыщенных растворов веществ. В насыщенных или концентрированны растворах степень диссоциации сильных электролитов может быть меньше или равна 1: α≤1.

Слабые электролиты (α

1. Слабые кислоты, в т.ч. органические;

2. Нерастворимые основания и гидроксид аммония NH₄OH;

3. Нерастворимые и некоторые малорастворимые соли (в зависимости от растворимости).

Неэлектролиты:

1. Оксиды, не взаимодействующие с водой (взаимодействующие с водой оксиды при растворении в воде вступают в химическую реакцию с образованием гидроксидов);

2. Простые вещества;

3. Большинство органических веществ со слабополярными или неполярными связями (альдегиды, кетоны, углеводороды и т.д.).

Как диссоциируют вещества? По степени диссоциации различают сильные и слабые электролиты.

Сильные электролиты диссоциируют полностью (в насыщенных растворах), в одну ступень, все молекулы распадаются на ионы, практически необратимо. Обратите внимание — при диссоциации в растворе образуются только устойчивые ионы. Самые распространенные ионы можно найти в таблице растворимости — это ваша официальная шпаргалка на любом экзамене. Степень диссоциации сильных электролитов примерно равна 1. Например, при диссоциации фосфата натрия образуются ионы Na + и PO₄ 3– :

Диссоциация слабых электролитов : многоосновных кислот и многокислотных оснований происходит ступенчато и обратимо. Т.е. при диссоциации слабых электролитов распадается на ионы только очень небольшая часть исходных частиц. Например, угольная кислота:

HCO₃ – ↔ H + + CO₃ 2–

Гидроксид магния диссоциирует также в 2 ступени:

Mg(OH)₂ ⇄ Mg(OH) + OH –

Mg(OH) + ⇄ Mg 2+ + OH –

Кислые соли диссоциируют также ступенчато, сначала разрываются ионные связи, затем — ковалентные полярные. Например, гидрокабонат калия и гидроксохлорид магния:

KHCO₃ ⇄ K + + HCO₃ – (α=1)

HCO₃ – ⇄ H + + CO₃ 2– (α + + Cl – (α=1)

MgOH + ⇄ Mg 2+ + OH – (α 1. При растворении в воде электролиты диссоциируют (распадаются) на ионы.

2. Причина диссоциации электролиты в воде – это его гидратация, т.е. взаимодействие с молекулами воды и разрыв химической связи в нем.

3. Под действием внешнего электрического поля положительно заряженные ионы двигаюися к положительно заряженному электроду — катоду, их называют катионами. Отрицательно заряженные электроны двигаются к отрицательному электроду – аноду. Их называют анионами.

4. Электролитическая диссоциация происходит обратимо для слабых электролитов, и практически необратимо для сильных электролитов.

5. Электролиты могут в разной степени диссоциировать на ионы — в зависимости от внешних условий, концентрации и природы электролита.

6. Химические свойства ионов отличаются от свойств простых веществ. Химические свойства растворов электролитов определяются свойствами тех ионов, которые из него образуются при диссоциации.

Примеры .

1. При неполной диссоциации 1 моль соли общее количество положительных и отрицательных ионов в растворе составило 3,4 моль. Формула соли – а) K₂S б) Ba(ClO₃)₂ в) NH₄NO₃ г) Fe(NO₃)₃

Решение: для начала определим силу электролитов. Это легко можно сделать по таблице растворимости. Все соли, приведенные в ответах — растворимые, т.е. сильные электролиты. Далее, запишем уравнения электролитической диссоциации и по уравнению определим максимально число ионов в каждом растворе:

а) K₂S ⇄ 2K + + S 2– , при полном распаде 1 моль соли образуется 3 моль ионов, больше 3 моль ионов не получится никак;

б) Ba(ClO₃)₂ ⇄ Ba 2+ + 2ClO₃ – , опять при распаде 1 моль соли образуется 3 моль ионов, больше 3 моль ионов не образуется никак;

в) NH₄NO₃ ⇄ NH₄ + + NO₃ – , при распаде 1 моль нитрата аммония образуется 2 моль ионов максимально, больше 2 моль ионов не образуется никак;

г) Fe(NO₃)₃ ⇄ Fe 3+ + 3NO₃ – , при полном распаде 1 моль нитрата железа (III) образуется 4 моль ионов. Следовательно, при неполном распаде 1 моль нитрата железа возможно образование меньшего числа ионов (неполный распад возможен в насыщенном растворе соли). Следовательно, вариант 4 нам подходит.

Электролитическая диссоциация

Электролитической диссоциацией называют процесс, в ходе которого молекулы растворенного вещества распадаются на ионы в результате взаимодействия с растворителем (воды). Диссоциация является обратимым процессом.

Диссоциация обуславливает ионную проводимость растворов электролитов. Чем больше молекул вещества распадается на ионы, тем лучше оно проводит электрический ток и является более сильным электролитом.

В общем виде процесс электролитической диссоциации можно представить так:

KA ⇄ K + (катион) + A — (анион)

Замечу, что сила кислоты определяется способностью отщеплять протон. Чем легче кислота его отщепляет, тем она сильнее.

У HF крайне затруднен процесс диссоциации из-за образования водородных связей между F (самым электроотрицательным элементом) одной молекулы и H другой молекулы.

Ступени диссоциации

Некоторые вещества диссоциируют на ионы не в одну стадию (как NaCl), а ступенчато. Это характерно для многоосновных кислот: H₂SO₄, H₃PO₄.

Посмотрите на ступенчатую диссоциацию ортофосфорной кислоты:

Важно заметить, что концентрация ионов на разных ступенях разная. На первых ступенях ионов всегда много, а до последних доходят не все молекулы. Поэтому в растворе ортофосфорной кислоты концентрация дигидрофосфат-анионов будет больше, чем фосфат-анионов.

Для серной кислоты диссоциация будет выглядеть так:

Для средних солей диссоциация чаще всего происходит в одну ступень:

Из одной молекулы ортофосфата натрия образовалось 4 иона.

Из одной молекулы сульфата калия образовалось 3 иона.

Электролиты и неэлектролиты

Химические вещества отличаются друг от друга по способности проводить электрический ток. Исходя из этой способности, вещества делятся на электролиты и неэлектролиты.

Электролиты — жидкие или твердые вещества, в которых присутствуют ионы, способные перемещаться и проводить электрический ток. Связи в их молекулах обычно ионные или ковалентные сильнополярные.

К ним относятся соли, сильные кислоты и щелочи (растворимые основания).

Степень диссоциации сильных электролитов составляет от 0,3 до 1, что означает 30-100% распад молекул, попавших в раствор, на ионы.

Неэлектролиты — вещества недиссоциирующие в растворах на ионы. В молекулах эти веществ связи ковалентные неполярные или слабополярные.

К неэлектролитам относятся многие органические вещества, слабые кислоты, нерастворимые в воде основания и гидроксид аммония.

Степень их диссоциации до 0 до 0.3, то есть в растворе неэлектролита на ионы распадается до 30% молекул. Они плохо или вообще не проводят электрический ток.

Молекулярное, полное и сокращенное ионные уравнения

Молекулярное уравнение представляет собой запись реакции с использованием молекул. Это те уравнения, к которым мы привыкли и которыми наиболее часто пользуемся. Примеры молекулярных уравнений:

Полные ионные уравнения записываются путем разложения молекул на ионы. Запомните, что нельзя раскладывать на ионы:

• Слабые электролиты (в их числе вода)
• Осадки
• Газы

Сокращенное ионное уравнение записывается путем сокращения одинаковых ионов из левой и правой части. Просто, как в математике — остается только то, что сократить нельзя.

© Беллевич Юрий Сергеевич 2018-2022

Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение (в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования, обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.

Блиц-опрос по теме Электролитическая диссоциация

Лабораторные работа. лаборат%20работы. Электролитическая диссоциация

Название	Электролитическая диссоциация
Анкор	Лабораторные работа
Дата	02.11.2021
Размер	49.97 Kb.
Формат файла
Имя файла	лаборат%20работы.docx
Тип	Лабораторная работа #261898

С этим файлом связано 3 файл(ов). Среди них: Ответы%20к%20лекции%20s %20и%20p-элементы.docx, Ответы к лекции Периодическая система ДИ Менделеева.docx, Лекция%2011%20ОВР.docx. Показать все связанные файлы Подборка по базе: Электролиттік диссоциация теориясы.pptx, КР Электролитическая диссоциация.docx, 4.Д. з. Электролитическая диссоциация. Сильные и слабые электрол, Электромеханическая диссоциация.docx, ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ И ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ.docx, Реферат Сильные и слабые электролиты. Диссоциация кислот, основа Лабораторная работа «Электролитическая диссоциация» Приборы и реактивы. Прибор для сравнения электропроводности растворов. Криоскоп. Стакан емкостью 50 мл. Сахар (порошок). Хлорид натрия. Хлорид калия. Иодид калия. Нитрат калия. Нитрат натрия. Мрамор (мелкие кусочки). Ацетат натрия. Хлорид аммония. Цинк. Индикаторы: лакмусовая бумага, метиловый оранжевый, фенолфталеин. Растворы: соляной кислоты (2 н 0.1 н 0,5 н); уксусной кислоты (2 н; 0.1 н); едкого натра (2 н; 0,1 н; 0,5 н); аммиака (2 н.; 0,1 н); сульфата магния (0,5 н); силиката натрия (0,5 н); хлорида алюминия (0,5 н); сульфата никеля (0,5 н); сульфата цинка (0,5 н). Опыт 1. Сравнение электропроводности растворов некоторых электролитов Выполнение работы. Угольные электроды, укрепленные на деревянной дощечке, опустить в стакан емкостью 50 мл и включить их в цепь последовательно с электрической лампочкой. Вставить вилку в штепсель. Цель: экспериментально определить электропроводность растворов некоторых электролитов В стакан с электродами налить 20-30 мл дистиллированной воды. Загорается ли лампочка? Проводит ли вода электрический ток? Внести в стакан с водой 4-5 микрошпателей измельченного сахара. Является ли проводником раствор сахара? Перенести электроды в стакан с дистиллированной водой и промыть их В сухой стакан насыпать поваренную соль так, чтобы она покрыла дно стакана. Опустить в соль электроды. Проводит ли ток сухая соль? Прилить из промывалки 20-30 мл дистиллированной воды. Что наблюдается? Промыть электроды в стакане с дистиллированной водой. Объяснить, почему раствор соли является проводником тока, хотя чистая вода и сухая соль, взятые в отдельности, тока не проводят. В четыре стакана емкостью 50 мл каждый налить по 20-30 мл 0,1 н. растворов: в первый – соляной кислоты, во второй – едкого натра, в третий – уксусной кислоты, в четвертый – раствора аммиака. Испытать электропроводность этих растворов, погружая в них электроды. После каждого испытания промывать электроды в стакане с дистиллированной водой. Во время опыта следить за накалом лампочки и по степени ее накала сделать качественный вывод о силе исследуемых кислот и оснований. Последние два раствора (уксусной кислоты и аммиака) слить вместе и испытать электропроводность полученного раствора. Объяснить разницу в степени накала лампочки в этом случае и в случае прохождения тока через уксусную кислоту и раствор аммиака, взятые отдельно. Описать наблюдаемые явления и объяснить их. Ход работы: эксперимент наблюдение выводы В стакан с электродами налить 20-30 мл дистиллированной воды. Лампочка не загорается Дипольные молекулы дистиллированной воды не диссоциируют на ионы Внести в стакан с водой 4-5 микрошпателей измельченного сахара. Лампочка не загорается В молекуле сахара ковалентная слабо полярная связь, на ионы не диссоциирует В сухой стакан насыпать поваренную соль так, чтобы она покрыла дно стакана. Опустить в соль электроды. Лампочка не загорается. Кристаллическая соль не проводит электрический ток потому, что нет движения ионов. Они связаны силами электростатического притяжения. В стакан с сухой солью прилить из промывалки 20-30 мл дистиллированной воды Лампочка ярко загорается При растворении в воде под действием дипольных молекул воды ионная связь в молекуле поваренной соли разрушается, образуются гидратированные ионы, способные проводить электрический ток В стакан емкостью 50 мл налить 20-30 мл 0,1 н. растворов соляной кислоты Лампочка ярко загорится В молекуле соляной кислоты сильнополярная связь, в процессе электролитической ионизации происходит процесс трансформации полярной молекулы в ионную, способная разрываться, образуя ионы В стакан емкостью 50 мл налить 20-30 мл 0,1 н. растворов едкого натра Лампочка ярко загорится В молекуле едкого натра ионная связь, способная разрываться, образуя ионы В стакан емкостью 50 мл налить 20-30 мл 0,1 н. растворов уксусной кислоты, Лампочка слабо загорится В молекуле уксусной кислоты слабополярная связь, способная разрываться, образуя ионы. Концентрированная уксусная кислота не проводит электрический ток – лампочка не загорается. Молекулы кислоты не распадаются на проводящие молекулы – ионы. Раствор уксусной кислоты также не проводит электрический ток – лампочка не горит. При сильном разбавлении часть молекул уксусной кислоты распадется на ионы, происходит диссоциация кислоты. СН 3 СООН + Н2О ↔ Н 3 О+ + СН 3 СОО , слабая кислота В стакан емкостью 50 мл налить 20-30 мл 0,1 н. растворов раствора аммиака Лампочка загорится слабым светом диссоциирует в воде с образованием катионов аммония и гидроксид-анионов ( слабое основание ): Последние два раствора (уксусной кислоты и аммиака) слить вместе и испытать электропроводность полученного раствора. Лампочка ярко загорится NH4OH + CH3COOH → CH3COONH4 + H2O В результате реакции образуется ацетат аммония — соль, имеющая ионное строение и являющаяся сильным электролитом. СН 3 СООН + NH3 ↔ NH  сильная кислота Выводы: Из результатов эксперимента приведенных в таблице, можно сделать следующий вывод: вещества, образованные сильнополярной ковалентной и ионной связью при растворении в воде способны проводить электрический ток, так как образуют ионы. Образование ионов в растворах электролитов с ковалентной полярной связью связан с процессом электролитической ионизации, трансформации полярной молекулы в ионную. Опыт 2. Характер диссоциации гидроксидов Цель: экспериментально изучить характер гидроксидов, результаты подтвердить уравнениями химических реакций. Пронумеровать 5 пробирок и внести по 4-5 капель 0,5 н. растворов: в первую пробирку МgCl 2 , во вторую — AlCl 3 в третью — Na 2 SiO 3 , в четвертую-NiSO 4 , в пятую – ZnSO 4 . Прибавить в пробирки 1, 2, 4, 5 по несколько капель (до начала выпадения осадков гидроксидов) 0,5 н. раствора щелочи, в пробирку 3-2 н. раствора соляной кислоты. Определить химический характер выпавших гидроксидов. Для этого половину суспензии гидроксида магния отлить в чистую пробирку и прибавить к ней 4-5 капель 0,5н. раствора HCl, к оставшейся части в первой пробирке дополнительно 6-8 капель 0,5 н. раствора щелочи. В обоих ли случаях растворился осадок? Кислотными, основными или амфотерными свойствами обладает Mg(OH)2 ? Исходные вещества Уравнение реакции Выводы 1 пробирка МgCl2 Mg(OH)2 – нерастворимое в воде основание, носит основной характер 2 пробирка AlCl 3 Al(OH)3 – нерастворимое в воде основание, носит амфотерный характер 3 пробирка Na2 SiO3 H 2 SiO 3↓ — кремневая кислота не растворима в воде, слабая кислота 4 пробирка NiSO4 Ni(OH)2 – нерастворимое в воде основание, носит основной характер 5 пробирка ZnSO4 Zn(OH)2 – нерастворимое в воде основание, носит амфотерный характер Аналогичным образом исследовать свойства гидроксидов алюминия, кремния, никеля (II) и цинка. В чем они растворяются? Каковы их химические свойства? Запись данных опыта и обсуждение некоторых факторов, оказывающих влияние на различный характер диссоциации гидроксидов. 1. Записать в виде таблицы данные, относящиеся к характеру диссоциации
Гидроксид	Mg(OH)2 + 2HCl→MgCl2 + 2H2O Mg(OH)2 + NaOH→ реакция не идет	Mg(OH)2	Mg(OH)2↔Mg 2+ +2OH — Диссоциация по типу основания (слабое основание)
Гидроксид	Al(OH)3 + 3HCl→AlCl3 + 3H2O Al(OH)3 + NaOH= Na[Al(OH) 4 ]	Al(OH)3	3H + AlO3 3- ↔H3AlO3 ↔ Al(OH)3↔ Al 3+ + 3OH — Диссоциация по типу Диссоциация по типу H + +[ Al(OH)4] —
Гидроксид	H 2 SiO 3	H 2 SiO 3 ↔ 2 H + + SiO 3 -2 Диссоциация по типу кислоты (слабая кислота)

Сколько электронов находится на внешнем электронном уровне ионов Mg 2 , Al 3 и

атома кремния в степени окисления + IV?

На внешнем энергетическом уровне ионов Mg 2+ , Al 3+ и Si 4+ электроны отсутствуют, кислотные свойства усиливаются в прямой зависимости от увеличения степени окисления.

В прямой или обратной зависимости находится

усиление кислотных свойств гидроксидов от увеличения заряда ионов (степени окисления

атомов), гидроксиды которых рассматриваются?

Радиусы ионов Mg 2 ,Al 3 и атома кремния в степени окисления +IV соответственно

равны (по Полингу) 0,065; 0,050 и 0,041 нм.

Как влияет изменение радиусов ионов на характер химических свойств гидроксидов?

Радиус ионов влияет на характер химических свойств гидроксидов, чем меньше радиус тем сильнее кислотные свойства.

2. Составить вторую таблицу, относящуюся к диссоциации гидроксидов магния,

никеля, цинка, когда ионы элементов имеют одинаковые заряды и близкие радиусы.

Какое влияние оказывает внешняя оболочка ионов на характер диссоциации гидроксидов,

если известно, что Mg(OH) 2 более сильное основание, чем Ni(OH) 2 ?

Поляризующее действие ионов зависит от их типа, заряда и радиуса. Оно тем значительнее, чем больше заряд, чем меньше радиус и чем устойчивее электронная оболочка иона. Наибольшее поляризующее действие оказывают те ионы, которые сами слабо поляризуются. Поэтому если данный элемент образует ионы различного заряда, то их поляризующая сила резко возрастает с увеличением заряда, так как одновременно с увеличением заряда уменьщается их радиус. Наоборот, многоатомные (комплексные) ионы больших размеров, как правило, сильно деформируемые, обычно оказывают незначительное поляризующее действие.
Сделать общий вывод о влиянии радиуса, заряда и внешней электронной оболочки ионов

на характер диссоциации гидроксидов.

При написании уравнений диссоциации амфотерных гидроксидов учесть, что в щелочных

водных растворах они переходят в комплексные гидроксоионы. Например, уравнение

диссоциации амфотерного гидроксида цинка записывается следующим образом:

Zn 2 + 2OH↔ Zn(OH) 2 ↔ 2H+ [Zn(OH) 4 ] 2
Написать уравнения растворения Zn(OH) 2 и Al(OH) 3 в кислоте и щелочи.

Zn(OH) 2 + 2HCl→ZnCl₂ + 2H₂O

Zn(OH)₂ + 2NaOH → Na₂[Zn(OH)₄]

Вывод : На основе проведённых экспериментов можно сделать следующий вывод: на силу и характер гидроксида оказывает влияние радиус иона и строение внешней электронной оболочки. Чем больше радиус иона и чем больше электронов на внешней оболочке, тем слабее гидроксид, его свойства меняются от основных к амфотерным и затем кислотным.

Опыт 3. Сравнение химической активности кислот/

Цель: экспериментально изучить свойства кислот, сравнить их химическую активность.
а) Взаимодействие соляной и уксусной кислот с мрамором

В одну пробирку внести 3-4 капли 2н. раствора уксусной

кислоты, в другую столько же 2н. раствора соляной кислоты. Выбрать два приблизительно

одинаковых по величине кусочка мрамора и бросить по одному в каждую пробирку. Какой газ

выделяется?

Запись данных опыта.

В пробирке процесс идет более энергично? Написать

молекулярные и ионные уравнения реакций. От концентрации каких ионов зависит скорость

выделения газа? В растворе какой кислоты концентрация этих ионов больше?

Сделать вывод об относительной силе исследованных кислот.

б) Взаимодействие соляной и уксусной кислоты с цинком.

Цель: экспериментально изучить свойства кислот при взаимодействии с металлами.

Выполнение работы. В одну пробирку до одной трети ее объема налить 2н. раствор

соляной кислоты, в другую — столько же 2н. раствора уксусной кислоты. Выбрать два одинаковых

по величине кусочка цинка. В каждую пробирку бросить по одному кусочку.

Запись данных опыта. В каком случае водород выделяется более энергично?

Написать ионные уравнения реакций. Объяснить наблюдаемое различие в скоростях реакций.

Опыт 4. Смещение равновесия диссоциации слабых электролитов

Цель: экспериментально определить условия смещения равновесия диссоциации слабых электролитов.

а ) Влияние соли слабой кислоты на диссоциацию этой кислоты

Выполнение работы. В две пробирки внести по 5-7 капель 0,1 н. раствора уксусной

кислоты. В каждую пробирку прибавить одну каплю метилового оранжевого. Под влиянием каких

ионов метиловый оранжевый принимает розовую окраску? Одну пробирку с уксусной кислотой

оставить в качестве контрольной, а в другую внести 3-4 микрошпателя ацетата натрия и

перемешать раствор стеклянной палочкой. Сравнить окраску полученного раствора с окраской

раствора в контрольной пробирке. На изменение концентрации каких ионов указывает изменение

окраски метилового оранжевого?
Запись данных опыта. Написать уравнение диссоциации уксусной кислоты и

выражение константы ее диссоциации. Объяснить, как смещается равновесие диссоциации

кислоты при добавлении к ней ацетата натрия. Как меняются при этом степень диссоциации

уксусной кислоты и концентрация ионов Н ?

реагенты	наблюдения	Уравнения реакции	выводы
В первую пробирку внести по 5-7 капель 0,1 н. раствора уксусной кислоты и прибавить одну каплю метилового оранжевого.	Кислотно- основной индикатор метиловый оранжевый изменил окраску от оранжевого до розового цвета	СH3СООН↔СH3СОО — +Н +	Изменение окраски индикатора происходит под влиянием катиона водорода Н + , имеющий кислотную среду раствора
а) Во вторую пробирку внести по 5-7 капель 0,1 н. раствора уксусной кислоты и прибавить одну каплю метилового оранжевого. б) внести 3-4 микрошпателя ацетата натрия	а) Кислотно- основной индикатор метиловый оранжевый изменил окраску от оранжевого до красного цвета б) при добавлении ацетата натрия окраска индикатора меняется от красного до розового	СH3СООН↔СH3СОО — +Н + К кисл = Ацетат натрия в водном растворе полностью ионизирован если к раствору уксусной кислоты добавить немного ацетата натрия, то добавленные ацетат-ионы смещают равновесие диссоциации кислоты СН 3 СООН СН 3 СООН + Н+ влево, и степень диссоциации уксусной кислоты уменьшается.	Изменение окраски индикатора происходит под влиянием катиона водорода Н + , имеющий кислотную среду раствора Наличие в растворе ацетат-ионов из ацетата натрия сдвигает равновесие диссоциации уксусной кислоты влево, т.е. подавляет ее диссоциацию. В результате количество ацетат-ионов в растворе соответствует концентрации ацетата натрия. А вся кислота находится в недиссоциированном виде.

Исходя из табличных данных можно сделать следующий вывод:

При добавлении ацетата натрия к раствору уксусной кислоты образуется буферная смесь. Буферные системы, буферные растворы, буферные смеси, системы, поддерживающие определённую концентрацию ионов водорода Н + , то есть определённую кислотность среды.
б) Влияние соли слабого основания на диссоциацию этого основания

Цель: экспериментально определить влияние соли слабого основания на диссоциацию этого основания.

Выполнение работы. В две пробирки внести по 5-7 капель 0,1н. раствора аммиака. В

каждую пробирку прибавить одну каплю раствора фенолфталеина. Под влиянием каких ионов

фенолфталеин принимает красную окраску?

Одну пробирку с раствором аммиака оставить в качестве контрольной, а в другую

добавить 3-4 микрошпателя хлорида аммония и перемешать раствор стеклянной палочкой.

Сравнить окраску полученного раствора с окраской раствора в контрольной пробирке.

Запись данных опыта. Написать схему равновесия в растворе аммиака. Как

смещается равновесие в этом растворе при добавлении к нему хлорида аммония? Почему при этом

окраска фенолфталеина бледнеет?

Вывод: гидроксид аммония — слабый электролит, в растворе частично диссоциирует на ионы:

При добавлении к раствору гидроксида аммония хлорида аммония, соль как сильный электролит практически полностью диссоциирует на ионы: