Главная страница
Навигация по странице:

  • Федеральное государственное бюджетное образовательное учреждение высшего профессионального образования

  • ХИМИЯ Тема: Исследование электролитической диссоциации и реакций в растворах электролитов

  • Цель работы

  • Электролитической диссоциацией

  • К =

  • Правила написания молекулярно-ионных уравнений реакций в растворах электролитов

  • Отсюда вытекают условия протекания реакций в растворах электролитов

  • Пример написания уравнения реакции

  • Порядок выполнения работы

  • Вывод

    		•

    Лабораторная 1. Лабораторка 1. Скачанное с инета. Исследование электролитической диссоциации и реакций в растворах электролитов


    Скачать 192.74 Kb.
    НазваниеИсследование электролитической диссоциации и реакций в растворах электролитов
    АнкорЛабораторная 1
    Дата02.11.2020
    Размер192.74 Kb.
    Формат файлаdocx
    Имя файлаЛабораторка 1. Скачанное с инета.docx
    ТипИсследование
    #147432

    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 №5

    По дисциплине: ХИМИЯ


    Тема: Исследование электролитической диссоциации и реакций в растворах электролитов

    Автор: студент группы ЭРС-18-1 ___________/ Амакасова А.И./

    (подпись) (Ф.И.О.)

    ОЦЕНКА: ____________
    Дата: ________________
    Проверил: доцент ___________/ Карапетян К.Г./

    (подпись) (Ф.И.О.)

    САНКТ-ПЕТЕРБУРГ

    2018

    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 диссоциируют практически полностью, слабые – частично. Закон действующих масс справедлив лишь для слабых электролитов.

    К сильным относятся:

    1. Кислоты: азотную HNO , серную H SO ,соляную HCL, 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.

    1. Слабые электролиты, сложные ионы, в том числе и комплексные, а также малорастворимые соединения и газы записывают в молекулярной, недиссоциированной форме.

    2. 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:

    CaCl + 2AgNO 2AgCl + Ca(NO )
    Порядок выполнения работы:

    Опыт 1. Образование малорастворимых оснований.
    1)FeCl + 2KOH = Fe(OH)3 + KCl

    Fe3+ + 3OH- = Fe(OH)3

    бурый осадок
    2)CuSO4 + 2KOH = Cu(OH)2 + K2SO4

    Cu2+ + 2OH- = Cu(OH)2

    сине-голубой осадок
    3)NiSO4 + 2KOH = Ni(OH)2 + K2SO4

    Ni2+ + 2OH- = Ni(OH)2

    светло-зелёый осадок
    Вывод: реакция получилась, т.к. образовались малорастворимые основания и слабые электролиты.
    Опыт 2. Растворение малорастворимых оснований.
    1)Fe(OH)3 + 3HCl = FeCl + 3H2O

    Fe(OH)3 + 3H+ = Fe3+ + 3H2O

    желтоватый раствор
    2)Cu(OH)2 + 2HCl = CuCl2 + 2 H2O

    Cu(OH)2 + 2H+ = Сu2+ + 2 H2O

    светло-голубой раствор
    3)Ni(OH)2 + 2HCl = NiCl2 + 2H2O

    Ni(OH)2 + 2H+ = Ni2+ + 2H2O

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


    Опыт 3. Образование малорастворимых солей.
    А)
    1) Pb (NO3)2 + 2KJ PbJ2 + 2KNO3

    Pb2+ + 2J- PbJ2

    выпал жёлтый осадок
    2)Pb(NO3)2 +BaCl2 PbCl2 + Ba(NO3)2

    Pb2+ + 2Cl- 3PbCl2

    выпал белый осадок
    Б)
    1)Na2SO4 + BaCl2 BaSO4 + 2NaCl

    Ba2+ + SO42- BaSO4

    белый осадок
    2)Cr2(SO4)3 + 3BaCl2 3BaSO4 + CrCl3

    Ba2+ + SO42- Ba2SO4

    белый быстрорастворимый осадок
    Вывод: реакции идут, т.к. образуются малорастворимые в воде вещества.
    Опыт 4. Изучение свойств амфотерных гидроксидов.
    Растворение соляной кислотой:

    1)ZnSO4 + 2 NaOH Zn(OH)2 +3Na2SO4

    Zn2+ + 2OH- Zn(OH)2

    появился белый осадок
    2)Zn(OH)2 +2HCl ZnCl2 +2H2O

    Zn(OH)2 +2H+ Zn2+ 2H2O

    осадок исчез
    Растворение едким натром:

    1)ZnSO4 + 2 NaOH Zn(OH)2 +3Na2SO4

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

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

    выпал белый осадок
    2)Al2 (SO4)3 + 6NaOH 2Al(OH)3 + 3Na2SO4

    3Al3+ + 3OH- Al(OH)3

    появился белый осадок
    Добавляем соляную кислоту:

    Al(OH)3 + 3HCl AlCl3 + 3 H2O

    Al(OH)3 + 3H+ Al3+ + 3H2O
    Добавляем едкий натр:

    1)Al(OH)3 + 3NaOH (в избытке) Na3 [Al (OH)6]

    Al(OH)3 + 3OH- [Al (OH)6]3-

    появляется белый осадок
    2)Сr2 (SO4)3 + NaOH 2Сr(OH)3 + 3Na2SO4

    Cr3+ + 3OH- Cr(OH)3

    выпал белый осадок
    Добавляем соляную кислоту:

    Cr(OH)3 + 3HCl CrCl3 + 3H2O

    Cr(OH)3 + 3H+ Cr3+ + 3H2O

    получаем светло-синий раствор
    Добавляем едкий натр:

    Cr(OH)3 + 3NaOH(избыток) Na3[Cr(OH)6]

    Cr (OH)3 + 3OH- [Cr(OH)6]3-

    зелёноватый раствор


    Вывод: в кислой среде амфотерный гидроксид реагирует как основание, а в щелочной как кислота.



    Опыт 5. Образование малодиссоциированных соединений.
    NH4Cl + NaOH NH4OH + NaCl

    / \

    NH3­ H2O

    NH4+ + OH- NH4OH NH3 + H2O

    прозрачный раствор, с резким запахом аммиака

    Вывод: реакция идёт, т.к. образуется вода и выделяется газ - аммиак в результате разложения гидроксида аммония.

    Опыт 6. Образование комплексов.

    CuSO4 + NH4 [Cu(NH3)4]SO4

    получился темно-синий раствор
    Вывод: реакция идёт, т.к. образуется малодиссоциированное соединение – комплексные ионы в растворе.

    Опыт 7. Образование газов.
    1)Na2CO3 + H2SO4 Na2SO4 + H2O + CO2­

    CO32-+2H+ = CO2 + H2O

    бесцветный раствор, активное выделение углекислого газа

    2)Na2S + H2SO4 H2S + Na2SO4

    S2- + 2H+ H2S

    выпал белый осадок, появился неприятный запах несвежих яиц
    Вывод:неустойчиво, т.к. образуется слабый электролит.
    Вывод:благодаря выполненной работе познакомились с практическими выводами теории электролитической диссоциации, с реакциями в растворах малорастворимых оснований, изучили свойства амфотерных гидроксидов, образование малодиссоциированных соединений, комплексных соединений и газов.

    написать администратору сайта