отчет. ХИМИЯ ЛАБ. Исследование электролитической диссоциации и реакций в растворах электролитов
 Скачать 162.14 Kb.
|
|
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 ПТЭ-20 / Игнатович Е.О. (подпись) (Ф.И.О.) ОЦЕНКА: ____________ Дата: __06.10.2020____ Проверил: доцент кафедры ФХ ___________/ Карапетян К.Г./ (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: Кислоты: азотную HNO  , серную H SO ,солянуюHCL, бромисто - и йодистоводородную HBr и HJ,хлорную HCLO .Гидроксиды щелочных металлов, стронция и бария. 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. Слабые электролиты, сложные ионы, в том числе и комплексные, а также малорастворимые соединения и газы записывают в молекулярной, недиссоциированной форме. Одинаковые ионы в левой и правой частях уравнения сокращают, подобно алгебраическим уравнениям. Отсюда вытекают условия протекания реакций в растворах электролитов: Образование или растворение малорастворимого соединения, выпадающего в осадок. Растворимость соединений определяют по таблицам. Образование или разрушение малодисоциированного соединения, иона или комплекса. Выделение или растворения газа. Опыт 1. Образование малорастворимых оснований.  FeCl + 3NaOH → Fe(OH)3 + 3NaCl   бурый осадокFe3+ + 3Cl- + 3Na+ + 3OH- → Fe(OH)3 + 3Na+ + 3Cl-Fe3+ + 3OH- → Fe(OH)3 CuSO4 + 2NaOH → Cu(OH)2 + Na2SO4сине-голубой осадок Cu2+ + 2OH- → Cu(OH)2 NiSO4 + 2NaOH → Ni(OH)2 + Na2SO4 светло-зелёый осадок Ni2+ + 2OH- → Ni(OH)2 Вывод: реакции получились, т.к. образовались малорастворимые основания и слабые электролиты. Опыт 2. Растворение малорастворимых оснований. Fe(OH)3 + 3HCl → FeCl + 3H2Oжелтоватый раствор Fe(OH)3 + 3H+ → Fe3+ + 3H2O Cu(OH)2 + 2HCl → CuCl2 + 2H2Oсветло-голубой раствор Cu(OH)2 + 2H+ → Сu2+ + 2H2O Ni(OH)2 + 2HCl → NiCl2 + 2H2Oпрозрачный раствор Ni(OH)2 + 2H+ → Ni2+ + 2H2OВывод: осадки растворились в кислоте потому, что образовался ещё более слабый электролит. Опыт 3. Oбразование малорастворимых солей. Pb(NO3)2 + 2KI → PbI2 + 2KNO3жёлтый осадок Pb2+ + 2I → PbI2 Pb(NO3)2 + BaCl 2→ PbCl2 + 2Ba(NO3)2белый осадок Pb2+ + 2Cl- → 3PbCl2 Вывод: реакции идут, т.к. образуются малорастворимые в воде вещества. Опыт 3Б. Na2SO4 + BaCl2 → 2NaCl + BaSO4↓ Ba2+ + SO42- → BaSO4↓ Cr2(SO4)3 +3BaCl → 2CrCl3 +3BaSO4↓белый осадок 3Ba2+ + 3SO42- → 3BaSO4↓ Опыт 4A. Изучение свойств амфотерных гидроксидов. ZnSO4 + 2NaOH → Na2SO4 + Zn(OH)↓ Zn2+ + 2OH- → Zn(OH)2↓ Zn(OH)2↓ + 2HCl → ZnCl2 + 2H2O Zn(OH)2↓ + 2H+ → Zn2+ + 2H2O Zn(OH)2 + NaOH(избыток) → 2H2O + Na2ZnO2 Вывод: в кислой среде реагирует как основание, а в щелочной как кислота.Опыт Б. Al2(SO4)3 + 6NaOH → 3Na2SO4 + 2Al(OH)3↓ 2Al3+ + 6OH- → 2Al(OH)3↓ Al(OH)3↓ + 3HCl → AlCl3 + 3H2O Al(OH)3↓ + 3H+ → Al3+ + 3H2O Al(OH)3↓ + NaOH(избыток) → Na[Al(OH)4] Опыт В. Cr2(SO4)3 + 6NaOH → 2Cr(OH)3↓ + 3Na2SO4 2Cr3+ + 6OH- → 2Cr(OH)3↓ Cr(OH)3↓ + 3HCl → CrCl3 + 3H2O синий раствор Cr(OH)3↓+ 3H+ → Cr3+ + 3H2O Cr(OH)3↓+ NaOH → Na3 [Cr(OH)6] Опыт 5. Образование малодиссоциированных соединений. NH4Cl + NaOH → NH3 + H2O + NaCl Бесцветный раствор с запахом аммиака NH4+ + OH- → 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)4]SO4 ярко-синий раствор 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 по лабораторной работе: 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. Санкт-Петербург 2020 |