Методические материалы проф. Рыбальченко В. С. Лабораторная работа №5 icon

Методические материалы проф. Рыбальченко В. С. Лабораторная работа №5


2 чел. помогло.

Смотрите также:
Методические указания к лабораторному практикуму по общей химии Москва 2007 Авторы: проф. М. Л...
Методические указания к лабораторному практикуму по общей химии Москва 2007 Авторы: проф. М. Л...
Методические материалы проф. Рыбальченко В...
Методические указания к лабораторным работам Лабораторная работа №1...
Методические указания к выполнению лабораторно-практических работ для студентов специальности 17...
Изучение макрокоманд программы ms excel с выполнением контр...
Лабораторная работа №1...
Программа курса и методические материалы по специальности 02. 11. 00 Юриспруденция Д. ю н., проф...
Лабораторная работа №1. «Диоды в источниках питания»...
Лабораторная работа №1...
Лабораторная работа 9...
Лабораторная работа № топографические карты...



скачать

Методические материалы проф. Рыбальченко В.С.

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 5.

Ионные равновесия в растворах электролитов. Электролитическая диссоциация.

I.Разделы теоретического курса для повторения.


Отличие свойств растворов солей, кислот и оснований от свойств растворов неэлектролитов. Изотонический коэффициент. Основные положения теории электролитической диссоциации. Диссоциация кислот, оснований, средних, кислых и основных солей. Ступенчатая диссоциация. Факторы, влияющие на процесс электролитической диссоциации. Степень и константа диссоциации. Сильные и слабые электролиты. Закон разбавления Оствальда. Ионные равновесия в растворах слабых электролитов. Уравнения реакций в растворах электролитов в полной и сокращенной ионно-молекулярных формах. Условия практической необратимости реакций ионного обмена. Свойства кислот, оснований и солей с точки зрения теории электролитической диссоциации. Амфотерные гидроксиды. Произведение растворимости. Условия образования и растворения осадков.


^ II. Теоретическая часть.

Все вещества по способности проводить электрический ток в растворе или в расплаве можно подразделить на две группы: электролиты и неэлектролиты.

Электролитами называются вещества, растворы или расплавы которых проводят электрический ток. К электролитам относятся кислоты, основания и соли. Это вещества с ионным или ковалентным полярным типом связи.

Неэлектролитами называются вещества, растворы или расплавы которых электрический ток не проводят.

Это вещества с ковалентными неполярными или малополярными связями.

Например:

  • некоторые газы (азот, кислород)

  • некоторые твердые вещества (сера, кремний, медь)

  • некоторые органические соединения (сахароза, бензин, спирт).

Способность электролитов проводить электрический ток принципиально отличается от способности проводить электрический ток, существующий у металлов. Электропроводность металлов обусловлена движением электронов, а электропроводность электролитов связана с движением ионов. В отличие от металлов - проводников I рода - электролиты относятся к проводникам II рода.

Так, например, имеющиеся в кристаллической решетке хлорида натрия ионы натрия (Nа+) и (Сl-) сильно притягиваются друг к другу и не могут свободно перемещаться. Поэтому твердая соль не проводит электрический ток. При растворении соли в воде ионы, образующие данный электролит, под действием полярных молекул воды отрываются друг от друга и распределяются между молекулами растворителя. Происходит процесс электролитической диссоциации.

Электролитическая диссоциация – процесс распада электролита в растворе с образованием положительно заряженных ионов (катионов) и отрицательно заряженных ионов (анионов).

При растворении в воде или при плавлении неэлектролитов, например, сахара происходит распад его кристаллов только на отдельные электронейтральные молекулы. При этом ионов не образуется и раствор или расплав неэлектролитов электрический ток не проводит.

Для объяснения особенностей поведения электролитов шведским ученым С. Аррениусом в 1887 году была предложена теория, получившая название теории электролитической диссоциации. Сущность данной теории состоит в следующем:

1. Электролиты при растворении или в расплаве распадаются, диссоциируют на ионы - положительные и отрицательные. Свойства ионов совершенно иные, чем у образовавших их атомов.

2. Под действием электрического тока ионы приобретают направленное движение, положительно заряженные ионы (катионы) движутся к отрицательно заряженному электроду (катоду), отрицательно заряженные (анионы) - к положительно заряженному электроду (аноду).

3. Диссоциация - процесс обратимый. Это означает, что параллельно с распадом молекул на ионы (диссоциация), идет обратный процесс соединения ионов в молекулы (моляризация).

Чтобы отметить эту особенность процессов электролитической диссоциации в уравнениях знак равенства заменяют знаком обратимости ( ). Например, уравнение диссоциации молекул некоторого электролита КtАn на катион Кt + и анион Аn - записывается в виде:


КtАn Кt + + Аn -

С точки зрения теории электролитической диссоциации кислоты (по Аррениусу) – сложные вещества, диссоциирующие на катионы водорода и анионы кислотного остатка.


HCl D H + + Cl -

Кислотные остатки (С1-, NO3- и др.) для различных кислот различны, но общим для всех кислот является образование в растворах иона водорода (H +). Наличие в растворах кислот иона водорода, точнее, гидратированного иона водорода - гидроксония (H+H2O или Н3O+), обусловливает общие свойства кислот: кислый вкус, действие на индикаторы, взаимодействие с металлами с выделением водорода и др.

Основания (по Аррениусу) сложные вещества, диссоциирующие анионы гидроксила и катионы металла (или заменяющих его групп).

Например:

NаOH D Na + + OH -

Общие свойства оснований (мыльность на ощупь, соответствующее действие на индикатор, взаимодействие с кислотами и др.) определяются наличием в растворах оснований ионов гидроксила (ОН -).

Солями называются сложные вещества, диссоциирующие на катионы металла и анионы кислотного остатка.

Например:


Al2(SO4)3 D 2Al 3+ + 3SO4 2-

Для количественной оценки процесса электролитической диссоциации используется понятие степени электролитической диссоциации.

Степень электролитической диссоциации - это отношение числа молекул, распавшихся на ионы (n), к общему числу молекул растворенного вещества (No):



Степень диссоциации выражается в долях единицы или в процентах.

Например, если = 30%, то это означает, что из каждых 100 молекул электролита на ионы распадается 30 ( = 0, 3).

Степень электролитической диссоциации зависит от:

  • природы растворяемого вещества,

  • природы растворителя,

  • температуры,

  • концентрации раствора.

Зависимость диссоциации от природы электролита определяется полярностью связей между атомами в частице электролита. Вещества с ковалентными неполярными или малополярными связями либо не диссоциируют, либо диссоциируют незначительно. Хорошо диссоциируют вещества с ковалентными сильно полярными или ионными связями. Следовательно, в растворах хлорида натрия (ионная связь), хлороводорода (ковалентная полярная связь) и хлора (ковалентная неполярная связь) диссоциировать будут NаС1 и НС1, а Сl2 будет находиться в растворе в виде молекул.

Если же в растворе оказываются молекулы сложных веществ с различным видом связи, то распад молекулы на ионы произойдет в том месте молекулы, где атомы связаны ионной или ковалентной сильно полярной связью.

Например, молекула гидрокарбоната калия КНСО3 характеризуется наличием ионных (К - О) и ковалентных полярных (Н - О и С - О) связей.

К – О

0,91 3,5 С = О

Н – О 2,5

2,1 3,5

Δ О.Э.О. (К-О) = 3,5-0,91=2,59 связь ионная

Δ О.Э.О. (Н-О) = 3,5-2,1=1,4 связь ковалентная полярная

Δ О.Э.О. (С-О) = 3,5-2,5=1,0 связь ковалентная полярная

Наибольшую величину разности относительных электроотрицательностей (ΔО.Э.О.) имеет связь К-О и, поэтому, диссоциация обусловлена разрывом этой, наиболее полярной (фактически ионной) связи:


^ I ступень: КНСО3 К+ + НСО3-

Диссоциация этого вещества возможна и по второй ступени. Она связана с разрывом достаточно сильно полярной связи Н – О.


II cтупень: НСО3 - Н+ + СО32-

Разрыв малополярной связи С-О не происходит.

Важную роль в процессе диссоциации играет растворитель. Чем большей полярностью обладает растворитель, тем лучше диссоциирует в нем данный электролит, и тем больше степень диссоциации последнего. Если представить диссоциирующее вещество как систему из двух точечных зарядов, то сила взаимодействия ионов (F), на которые диссоциирует данное вещество, определяется в соответствии с законом Кулона:




Эта сила зависит не только от величины зарядов частиц (е1 и е2) и расстояния между ними ( r ), но и от природы среды, в которой взаимодействуют частицы. Природа среды характеризуется значением диэлектрической проницаемости (), которая показывает, во сколько раз сила взаимодействия между зарядами в данной среде меньше, чем в вакууме.

Ниже приведены значения величин диэлектрической проницаемости некоторых растворителей при 25°С.


Вода = 80

Аммиак жидкий = 25,4

Этиловый спирт = 25,2

Бензол = 2,3


Раствор хлороводорода в бензоле ( = 2,3) практически не диссоциирует и не проводит электрический ток, в то время как в воде ( = 80) хлороводород диссоциирует хорошо и раствор проводит электрический ток.

Повышение температуры, как правило, увеличивает диссоциацию и при нагревании степень диссоциации возрастает.

При уменьшении концентрации электролита, т.е. при его разбавлении, степень диссоциации увеличивается. Поэтому, говоря о степени диссоциации, следует указывать концентрацию раствора.

В зависимости от величины степени электролитической диссоциации различают сильные и слабые электролиты.

По величине степени диссоциации в 0,1 н. растворах все электролиты можно подразделить:


 = 0 неэлектролит

0<<3% электролит слабый,

3%<<30% электролит средней силы

>30% электролит сильный


К сильным электролитам относятся:

  • почти все соли ( СuSО4, BaС12, KВr) ,

  • такие неорганические кислоты, как: HCl, HBr, HI, HClO4, H2SO4, HNO3, HMnO4, HCrO4 и некоторые другие;




  • растворимые в воде основания: LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ba(OH)2,Sr(OH)2 (кроме гидроксида аммония NH4OH, который является слабым электролитом!)


К слабым электролитам относятся:

  • почти все органические кислоты,

например, муравьиная НСООН, уксусная СН3СООН;

  • некоторые минеральные кислоты,

например, Н2СО3, Н2S , Н2SiO3;

  • нерастворимые в воде гидроксиды металлов, например, Al(ОН)3, Сu(ОН)2, Fе(ОН)3.

К слабым электролитам относится также вода.

Второй количественной характеристикой процесса диссоциации, не зависящей от концентрации раствора, является константа диссоциации (Кд).

Константа диссоциации представляет собой константу равновесия процесса диссоциации слабого электролита.

Значения величин констант диссоциации ряда электролитов приведены в приложении (таблица 8).

Например:

Циановодородная (синильная) кислота, является слабым электролитом. Как любая кислота она диссоциирует с образованием катионов водорода.


HCN H+ + CN-


Равновесие этого процесса характеризуется соответствующей константой диссоциации.




Малая величина константы диссоциации позволяет судить о незначительной диссоциации кислоты и смещении равновесия процесса вправо.

Равновесие процесса диссоциации в водном растворе таких веществ, как гидроксид аммония и хлороводород можно представить следующим образом:


NH4OH NH4+ + OH-




HCl H+ + Cl-

Кд(HCl) = [H+] ∙ [Cl-] = 10 7

Чем больше константа диссоциации электролита, тем он сильнее.


Зависимость силы электролита от значения константы диссоцации.

Сила кислоты или основания

Значение константы диссоциации


Сильные

Средней силы

Слабые

Очень слабые


>1

1 – 10-4

10-4 - 10-10

< 10-10


Многоосновные кислоты, многокислотные основания, кислые и основные соли диссоциируют ступенчато и каждая ступень характеризуется собственным значением константы диссоциации (Кд). Процесс диссоциации по каждой последующей ступени протекает намного меньше и Кд1 > Кд2 > Кд3.

Так, многоосновная ортофосфорная кислота Н3РО4 в 0,1 н. растворе диссоциирует по трем ступеням:


I ступень:

H3PO4 H+ + H2PO4- = 27% Кд1 = 7,1 ∙ 10 -3

II ступень:

H2PO4 - H+ + HPO4 2- = 0,15% Кд2 = 6,2 ∙ 10 -8

III ступень:

HPO4 2- H+ + PO4 3- = 0,005% Кд3 = 5,0 ∙ 10 -13


Сравнивая величины степени диссоциации и константы диссоциации можно заметить, что лучше процесс диссоциации протекает по первой ступени. Распад электролита на ионы протекает, в основном, по первой ступени и в растворе ортофосфорной кислоты будут находиться преимущественно ионы Н + и Н2РО4 -. Причина этого заключаются в том, что ионы водорода Н+ значительно сильнее притягиваются к трехзарядному иону РО4 3- и двухзарядному иону НРО4 2-, чем и однозарядному H2PO4-

Cтупенчатая диссоциация характерна и для многокислотных оснований:

Например, двухкислотное основание гидроксид бария Ва(ОН)2 имеет две ступени диссоциации.

I ступень:

Ва(ОН)2 ОН - + ВаОН +

II cтупень:

ВаОН + ОН - + Ва 2+

Так же ступенчато диссоциируют кислые и основные соли. Например, гидрокарбонат натрия NаНCO3 диссоциирует по двум ступеням:

I ступень:

NаНCO3 Na + + НCO3 -

II cтупень:

НCO3 - Н + + CO3 2-

Следует заметить, что степень диссоциации по второй ступени очень мала.

У основных солей также имеет место ступенчатая диссоциация. При диссоциации по первой ступени основная соль распадается на катион основной соли (гидроксокатион) и анион кислотного остатка. Рассмотрим диссоциацию хлорида гидроксоалюминия А1OНС12.

I ступень:


А1OНС12 АlOН 2+ + 2Сl

Катионы основных солей лишь в незначительной степени подвергаются дальнейшей диссоциации:

II ступень:

АlOН 2+ А1 3+ + ОН


Диссоциация амфотерных гидрокcидов протекает, в зависимости от реакции среды, как по типу основания, так и по типу кислоты. Так, диссоциация гидроксида цинка может протекать по следующим направлениям:


в кислой среде в щелочной среде

Zn2++ 2OH- D Zn(OH)2 D [Zn(OH)4]2-


Zn(OH)2 + 2HCl = ZnCl2 + 2H2O


Zn(OH)2 + 2NaOH + Na2[Zn(OH)4]


Реакции в растворах электролитов


Реакции в растворах электролитов - это реакции между ионами. Необходимым условием практической необратимости протекания реакций в растворах электролитов является:

  • образование осадка;

  • выделение газа;

  • образование слабых электролитов, в том числе, воды.

При написании уравнений реакций в ионно-молекулярном виде все слабые электролиты, газообразные и нерастворимые соединения записывают в виде молекул, а растворимые в воде сильные электролиты - в виде ионов.

Рассмотрим методику написания уравнений реакций в ионно-молекулярном виде.

Например, уравнение реакции раствора хлорида бария с раствором сульфатом натрия в молекулярном виде имеет следующий вид:


ВаСl2 + Nа2SO4 = ВаSO4 ↓ + 2NаСl

Соли являются сильными электролитами, следовательно, они полностью диссоциируют на ионы. Соль ВаSO4 - практически нерастворимое соединение, см. таблицу приложения. Это означает, что лишь небольшое число молекул растворено и находится в виде ионов Ва2+ и SО42-. Основная же часть сульфата бария нерастворима и будет находиться в недиссоциированном виде. Поэтому это вещество следует записывать в виде молекул, а остальные соли, являющиеся растворимыми сильными электролитами - в виде ионов:


Ва 2+ + 2 Сl- + 2Nа+ + SO4 2- = ВаSO4↓ + 2Nа + + 2Сl

Как видно из полученного полного ионно-молекулярного уравнения, ионы Nа+ и Сl- не взаимодействуют, поэтому, исключив их получим краткое ионно – молекулярное уравнение:


Ва2+ + SO4 2- = ВаSO4

Стрелка ↓ показывает, что образующееся вещество выпадает в осадок.

С помощью ионно-молекулярных уравнений могут быть изображены любые реакции, протекающие в растворах между электролитами. На основании краткого ионно – молекулярного уравнения можно легко написать молекулярное. Для этого к ионам левой части краткого ионно-молекулярного уравнения следует добавить такие ионы противоположного знака, которые образовали бы с исходными ионами растворимые, хорошо диссоциирующие соединения. Затем такие же ионы и в том же количестве следует написать в правой части уравнения, после чего объединить ионы в молекулы соответствующих веществ.

Например, подберем молекулярное уравнение к следующему краткому ионно – молекулярному уравнению:


+ + S 2- = Н2 S

Ионы водорода образуются при диссоциации в растворе любой сильной кислоты, например НС1. К ионам водорода в кратком ионном уравнении необходимо добавить 2 иона хлора. К сульфид - ионам следует добавить какие-либо катионы, образующие легко диссоциирующий растворимый электролит, например, 2 иона натрия. 3атем такие же ионы нужно написать в правой части. В связи с этим, полное ионно-молекулярное запишется следующим образом:


2Н + + 2CI - + 2Nа + + S 2- = HgS↓ + 2Сl - + 2Na +

соответственно молекулярное уравнение будет иметь вид:

  1. HCI + Nа2S = HgS↓ + 2NaCI



^

III. Вопросы и упражнения.


  1. Напишите в полной и сокращенной ионно-молекулярных формах уравнения реакций, представленных следующими схемами:

AgCH3COO + KCl →; NH4OH + H2SO4→; CaCl2 + Na3PO4 →;

Na2SO4 + Ba(OH)2 →; Na2S + HCl →;


2. Составьте уравнения реакций в молекулярной форме, которые будут соответствовать следующим уравнениям в сокращенной ионно-молекулярной форме:






3. Какие из приведенных ниже реакций протекают практически до конца? Запишите уравнения в полной и сокращенной ионно-молекулярной формах. Укажите причину, определяющую практическую необратимость каждой реакции.

CaCl2 + AgNO3 →;

Ca(NO3)2 + HCl ;

4. Определите, в какую сторону смещается равновесие и объясните причину смещения равновесия в реакциях:

КCN + CH3COOH CH3COOК + НCN

NH4OH + H+ NH4+ + H2O

КHCN = 8,0 ∙ 10-10 КNH4OH = 2,0 ∙ 10-5




9. Какой объем воды воды требуется для растворения при 25оС карбоната бария массой 1 г ? ПР (ВаСО3)  510-9

^

II. Экспериментальная часть.

        • 1. Сравнение химической активности электролитов.



Поместите в две пробирки по одной грануле цинка и добавьте в одну из пробирок разбавленный раствор соляной кислоты, а в другую - раствор уксусной кислоты той же концентрации. Обе пробирки нагрейте на газовой горелке до кипения и дайте немного постоять. Сравните интенсивность протекания химических реакций.

Напишите уравнения соответствующих реакций в молекулярной и ионно-молекулярной формах.

Какая кислота более энергично взаимодействует с цинком? Объясните наблюдаемое явление, используя понятие «сила электролита».

          2. Влияние сильного электролита, содержащего одноименный ион, на диссоциацию слабого электролита (смещение равновесия процесса диссоциации)



В пробирку налейте разбавленный раствор аммиака и добавьте 2-3 капли раствора фенолфталеина. Как изменился цвет раствора? Окрашенный раствор разделите на две части. Одну оставьте для сравнения, а в другую добавьте немного твердого хлорида аммония и хорошо размешайте. Объясните изменение цвета раствора. Для этого напишите:

  • уравнение процесса диссоциации гидроксида аммония;

  • выражение для константы диссоциации гидроксида аммония;

  • уравнение процесса диссоциации хлорида аммония;

На основании принципа Ле-Шателье и выражения для константы диссоциации, написанного для равновесия процесса диссоциации гидроксида аммония, сделайте вывод о влиянии сильного электролита, содержащего одноименный ион на степень диссоциации слабого электролита.
          ^

          3. Реакции обмена в растворах электролитов.

а) Реакции, протекающие с образованием осадков.

С помощью таблицы растворимости (см. приложение) выберите, из числа имеющихся на рабочем столе, реактивы, которые можно использовать для осаждения ионов Ca2+, Zn2+, Fe3+ в виде каких-либо нерастворимых соединений.

Проделайте эти опыты.

Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионно-молекулярной формах. Укажите цвета образующихся осадков.
^
б) Реакции, протекающие с образованием газообразных веществ.

В пробирку налейте раствор карбоната натрия и добавьте несколько капель соляной кислоты. Что наблюдается? Напишите уравнение реакции в молекулярной и ионно-молекулярной формах. При этом учтите, что в результате образуется нестойкая угольная кислота, разлагающаяся с образованием углекислого газа и воды.

Объясните причину, определяющую практическую необратимости данной реакции ионного обмена.
^
в) Реакции, протекающие с образованием слабых электролитов.

В пробирку налейте раствор ацетата натрия и добавьте несколько капель разбавленного раствора соляной кислоты. Один из образующихся при реакции продуктов обнаруживается по характерному запаху. Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионно-молекулярной формах.

В пробирку налейте раствор хлорида аммония и добавьте несколько капель разбавленного раствора щелочи. Образующийся гидроксид аммония обнаруживается по характерному запаху аммиака.

Напишите уравнение реакции раствора хлорида аммония с раствором щелочи в молекулярной и ионно-молекулярной формах.

Налейте в пробирку раствор соли алюминия и добавьте по каплям разбавленный раствор гидроксида натрия до образования осадка.

Внимание! Избегайте избытка раствора щелочи, приводящего к растворению первоначально выпавшего осадка.

Разделите полученный осадок на две части. К одной части добавьте разбавленный раствор любой сильной кислоты, а к другой – избыток раствора щелочи до исчезновения осадков. Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионно-молекулярной формах, учитывая, что при действии на соль алюминия избытком щелочи часто образуется растворимый в воде тетрагидроксоалюминат натрия Na[Al(OH)4].

Перечислите все условия, при которых реакции ионного обмена протекают практически до конца.









Скачать 227,73 Kb.
оставить комментарий
Дата29.09.2011
Размер227,73 Kb.
ТипЛабораторная работа, Образовательные материалы
Добавить документ в свой блог или на сайт

плохо
  2
отлично
  3
Ваша оценка:
Разместите кнопку на своём сайте или блоге:
rudocs.exdat.com

Загрузка...
База данных защищена авторским правом ©exdat 2000-2017
При копировании материала укажите ссылку
обратиться к администрации
Анализ
Справочники
Сценарии
Рефераты
Курсовые работы
Авторефераты
Программы
Методички
Документы
Понятия

опубликовать
Документы

наверх