Исследование электролитической диссоциации и реакций в растворах электролитов

ПЕРВОЕ ВЫСШЕЕ ТЕХНИЧЕСКОЕ УЧЕБНОЕ ЗАВЕДЕНИЕ РОССИИ

МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ
Федеральное государственное бюджетное образовательное учреждение
высшего профессионального образования

«НАЦИОНАЛЬНЫЙ МИНЕРАЛЬНО-СЫРЬЕВОЙ УНИВЕРСИТЕТ «ГОРНЫЙ»

Кафедра физической химии


ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА №2


По дисциплине: ХИМИЯ



Тема: Исследование электролитической диссоциации и реакций в растворах электролитов




Автор: студент группы ТПР-14 ___________/ ./
(подпись) (Ф.И.О.)


ОЦЕНКА: ____________

Дата: ________________

Проверил: доцент кафедры ФХ ___________/ /
(подпись) (Ф.И.О.)







Цель работы: ознакомиться с практическими выводами теории электролитической диссоциации, с реакциями в растворах электролитов и научиться составлять их уравнения.

Общие сведения.

Электролитической диссоциацией называется процесс распада молекул электролитов на ионы под действием полярных молекул растворителя.Количественно способность электролита распадаться на ионы характеризуется степенью диссоциации
,
где n – число продиссоциированных молей, n - исходное число молей электролита.
Процесс диссоциации обратимый, он приводит к равновесию между недиссоциированными молекулами и ионами и, следовательно, должен подчиняться закону действующих масс. Вещество АВ при растворении в воде диссоциирует по уравнению
АВ А + В
При постоянной температуре произведение концентраций конечных и исходных веществ постоянно и называется константой диссоциации
К = ,
где множители – концентрации ионов и молекул электролита в растворе, моль/л или моль/кг.
По степени и величине константы диссоциации все электролиты принято условно делить на сильные и слабые. Сильные электролиты в растворе диссоциируютпрактически полностью, слабые – частично. Закон действующих масс справедлив лишь для слабых электролитов.
К сильным относятся:
1. Кислоты: азотную HNO , серную H SO ,солянуюHCL, бромисто - и йодистоводородную HBr и HJ,хлорную HCLO .
2. Гидроксиды щелочных металлов, стронция и бария.
3. Растворимые соли.
Остальные электролиты являются слабыми. Малодиссоциированными соединениями являются также комплексные ионы в растворе. Константы их диссоциации даны в справочниках.
Правила написания молекулярно-ионных уравнений реакций в растворах электролитов:
1. Сильные и хорошо растворимые электролиты записывают в диссоциированной форме, виде отдельных составляющих ионов.
2. Слабые электролиты, сложные ионы, в том числе и комплексные, а также малорастворимые соединения и газы записывают в молекулярной, недиссоциированной форме.
3. Одинаковые ионы в левой и правой частях уравнения сокращают, подобно алгебраическим уравнениям.
Отсюда вытекают условия протекания реакций в растворах электролитов:
1. Образование или растворение малорастворимого соединения, выпадающего в осадок. Растворимость соединений определяют по таблицам.
2. Образование или разрушение малодисоциированного соединения, иона или комплекса.
3. Выделение или растворения газа.


Пример написания уравнения реакции:
а. CaCl + 2AgNO 2AgCl + Ca(NO )
Порядок выполнения работы:
Опыт 1. Образование малорастворимых оснований.

FeCl + 2KOH = Fe(OH)3 + KCl
бурый осадок
Fe3+ + 3OH- = Fe(OH)3
CuSO4 + 2KOH = Cu(OH)2 + K2SO4
сине-голубой осадок
Cu2+ + 2OH- = Cu(OH)2
NiSO4 + 2KOH= Ni(OH)2 + K2SO4
светло-зелёый осадок
Ni2+ + 2OH- = Ni(OH)2
Вывод: реакция получилась, т.к. образовались малорастворимые основания и слабые электролиты.

Опыт 2.Растворение малорастворимых оснований.

Fe(OH)3 + 3HCl = FeCl + 3H2O
желтоватый раствор
Fe(OH)3 + 3H+ = Fe3+ + 3H2O
Cu(OH)2 + 2HCl = CuCl2 + 2 H2O
светло-голубой раствор
Cu(OH)2 + 2H+ = Сu2+ + 2 H2O
Ni(OH)2 + 2HCl = NiCl2 + 2H2O
прозрачный раствор
Ni(OH)2 + 2H+ = Ni2+ + 2H2O

Вывод:растворились в кислоте потому, что образовался ещё более слабый электролит.

Опыт 3.Oбразование малорастворимых солей.

Pb(NO3)2 + 2KJ = PbJ2 + 2KNO3
жёлтый осадок
Pb2+ + 2J-= PbJ2
3Pb(NO3)2 + 2FeCl = 3PbCl2 + 2Fe(NO3)3
белый осадок
Pb2+ + 2Cl- = 3PbCl2
Вывод:реакции идут, т.к. образуются малорастворимые в воде вещества.

Опыт 4.Изучение свойств амфотерных гидроксидов.

Cr2(SO4)3 + NaOH = 2Cr(OH)3 +3Na2SO4
Добавляем по каплям до образования осадка.
Cr3+ + 3OH-= Cr(OH)3
a) Cr(OH)3 +3HCl = CrCl3 +3H2O
светло-синий раствор
Cr(OH)3 +3H+ = Cr3+ 3H2O
б) Cr(OH)3 + NaOH(избыток) = Na+[Cr3+(OH)4-]
зелёный раствор
Вывод:в кислой среде реагирует как основание, а в щелочной как кислота.

Опыт 5.Образование малодиссоциированных соединений.

NH4Cl + NaOH = NH4OH + NaCl
Бесцветный раствор с запахом аммиака
NH4+ + OH- = NH4OH NH3+ H2O
Вывод:реакция идёт, т.к. образуется вода и выделяется газ- аммиак в результате разложения гидроксида аммония.

Опыт 6.Образование комплексов.

CuSO4 + NH3 = [Cu(NH3)]SO4
ярко-синий раствор
[Cu(NH3)4] + SO42- [ Cu(NH3)4]SO4



Опыт 7.Образование газов.

Na2CO3 + H2SO4 = Na2SO4 + H2O + CO2
Бесцветный раствор, активное выделение газа
CO32-+2H+ = CO2 + H2O

Na2S + H2SO4 =H2S + Na2SO4
Выпал белый осадок, появился неприятный запах
S2+ + 2H- = H2S

Вывод:неустойчиво, т.к. образуется слабый электролит.


Вывод: В ходе лабораторной работы ознакомились с практическими выводами теории электролитической диссоциации, с реакциями в растворах малорастворимых оснований, изучили свойства амфотерных гидроксидов, образование малодиссоциированных соединений, комплексных соединений и газов.