Главная страница
Навигация по странице:

  • ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 3 Гетерогенное равновесие в растворах электролитов.

  • K = [Ca 2+ ] ∙ [SO 4 2- ]/[CaSO 4 ] Знаменатель этой дроби является постоянной величиной, поэтому при данной температуре К ∙ [ CaSO

  • K

  • К

  • n

  • Опыт 1. Образование осадка и условие его растворения

  • Опыт 2. Определение направления химических реакций (растворение осадков)

  • Опыт 3. Разделение ионов кальция Ca 2+ и бария Ba 2+

  • Опыт 4. Смещение равновесия химической реакции в сторону образования менее растворимого соединения (демонстрационный)

  • ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 4 Ионное произведение воды. рН растворов.

  • Лабораторные работы по общей и неорганической химии


    Скачать 1 Mb.
    НазваниеЛабораторные работы по общей и неорганической химии
    АнкорLaboratornye_raboty_po_neoranicheskoy_khimii_2015.doc
    Дата14.12.2017
    Размер1 Mb.
    Формат файлаdoc
    Имя файлаLaboratornye_raboty_po_neoranicheskoy_khimii_2015.doc
    ТипМетодические рекомендации
    #11455
    страница4 из 14
    1   2   3   4   5   6   7   8   9   ...   14

    Опыт 7. Действие одноименного иона на степень диссоциации слабого электролита

    а) В две пробирки налить по 5-6 капель 2н раствора СH3COOH и прибавить по 1 капле индикатора метилоранжа. Одну пробику оставить для сравнения, а в другую добавить немного сухого CH3COONa и перемешать. Наблюдать изменение окраски индикатора и объяснить наблюдаемое изменение.

    CH3COOH  CH3COO- + H+

    CH3COONa → CH3COO- + Na+

    б) Аналигичный опыт выполнить с раствором NH4OH. Использовоть индикатор фенолфталеин, а в качестве сильного электролита - кристаллический NH4Cl. Как изменяется цвет индикатора и почему?

    NH4OH  NH4+ + OH-

    NH4Cl → NH4+ + Cl-

    Написать уравнения диссоциации электролитов и показать направление смещения ионного равновесия в растворе слабого электролита при введении одноименного иона.

    Вопросы для самоподготовки


    1. Раствор, растворенное вещество, растворитель. Примеры растворов.

    2. Тепловые эффекты при растворении.

    3. Массовая доля растворенного вещества в растворе.

    4. Молярная концентрация растворенного вещества в растворе.

    5. Эквивалент, фактор эквивалентности, молярная масса эквивалентов вещества.

    6. Молярная концентрация эквивалентов растворенного вещества в растворе.

    7. Закон эквивалентов. Закон эквивалентов для растворов.

    8. Электролитическая диссоциация. Диссоциация соединений с ионной связью (оснований и солей) и соединений с ковалентной связью (кислот).

    9. Степень диссоциации. Сильные и слабые электролиты. Примеры сильных и слабых электролитов.

    10. Константа диссоциации. Как константа диссоциации характеризует диссоциацию электролитов?

    11. Закон разбавления Оствальда. Как уменьшение концентрации раствора влияет на диссоциацию слабых электролитов?

    12. Диссоциация сильных электролитов. Активность. Коэффициент активности. Ионная сила раствора. Зависимость активности иона от его заряда и ионной силы раствора.

    13. Ионные уравнения реакций. Условия протекания реакций в растворах.

    14. Амфотерные гидроксиды. Диссоциация амфотерных электролитов.


    Задачи и упражнения


    1. Написать уравнения реакций диссоциации, приводящих к образованию следующих ионов: а) H+ и NO3-; б) Al3+ и SO42-; в) Na+ и H2PO4-; г) Ca2+ и HCO3-; д) K+ и Br-; е) СaOH+ и Cl-.

    2. Написать уравнения диссоциации следующих веществ: а) Al(OH)3; б) AlOHSO4; в) H2S; г) KHSO3; д) NaClO; е) H3PO4; ж) NaH2PO4; з) Na2HPO4; и) Na3PO4; к) HCOOH.

    3. Написать уравнения первой и второй ступени диссоциации двухромовой (H2Cr2O7) и хромовой (H2CrO4) кислот. Сравнить табличные данные величины констант диссоциации этих кислот. Определить, какая кислота сильнее?

    4. Диссоциация слабой хлористой кислоты описывается уравнеием: HClO2 H+ + ClO2-. Используя принцип Ле Шателье, объяснить, в какую сторону сместится равновесие и как изменится степень диссоциации: а) при добавлении соляной кислоты; б) при добавлении нитрита натрия; в) при разбавлении раствора.

    5. Рассчитать концентрации сульфит-ионов (SO32-) в 0,1 М растворах H2SO3 и K2SO3. Сравнить полученные результаты.

    6. В пробирку с соляной кислотой и цинком добавили раствор ацетата натрия. Как при этом меняется скорость выделения водорода? Как меняется концентрация ионов водорода в растворе, если к 100 мл 0,2 М раствора HCl прибавить 100 мл 0,2 М раствора CH3COONa?

    6. Определить степень диссоциации следующих растворов: а) 0,01 М HСlO, б) 0,4 М HF, в) 0,05 М HCOOH, г) 0,025 М C6H5OH.

    7. Определить молярную концентрацию раствора кислоты, если степень диссоциации равна: а) 1% для CH3COOH, б) 0.1% для HClO, в) 0,01% для HCN, г) 5% для HF.

    8. Вычислить ионную силу и активности ионов в растворах: а) 0,01 М KBr, б) 0,1 М CuSO4, в) 0,01 М AlCl3, г) 0,001 М Fe(NO3)2.

    9. Написать следующие уравнения реакций в полном ионном и сокращенном ионном виде:

    а) 2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + 2H2O;

    б) Ca(NO3)2 + 2NaOH = Ca(OH)2 + 2NaNO3;

    в) Na2S + 2HCl = 2NaCl + H2S;

    г) 3Mg(OH)2 + 2H3PO4 = Mg3(PO4)2 + 6H2O;

    д) Al2O3 + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2O;

    е) CuCl2 + 2KOH = 2KCl + Cu(OH)2;

    ж) Al2(SO4)3 + 3BaCl2 = 3BaSO4 + 2AlCl3.

    10. Доказать амфотерный характер следующих гидроксидов: а) Zn(OH)2, б) Fe(OH)3, в) Pb(OH)2, г) Al(OH)3.

    ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 3
    Гетерогенное равновесие в растворах электролитов.
    Теоретическая часть
    Растворимость веществ в воде различна. Однако абсолютно нерастворимых веществ не существует. Любое вещество, хотя бы в ничтожной степени, обладает растворимостью. Например, равновесие в насыщенном растворе трудно растворимой соли CaSO4 между твердым осадком и ионами, выражается следующим уравнением:

    CaSO4 Ca2+ + SO42-

    в осадке в растворе

    Константа равновесия данного процесса имеет вид:

    K = [Ca2+] ∙ [SO42-]/[CaSO4]

    Знаменатель этой дроби является постоянной величиной, поэтому при данной температуре К ∙ [CaSO4] = const. Следовательно, и произведение концентраций ионов Ca2+ и SO42- представляет собой постоянную величину, называемую произведением растворимости (ПР) или константой растворимости Кs:

    Ks CaSO4 = [Ca2+] ∙ [SO42-].

    Для уравнения, записаного в общем виде:

    s ms ns

    AmBn(тв.) mAn+ + nBm-

    константа растворимости имеет вид:

    Кs AmBn = [An+]m ∙ [Bm- ]n.

    Так как растворимость (s) равна молярной концентрации малорастворимого вещества AmBn в растворе, константа растворимости выражается следующим образом:

    Кs AmBn = [ms]m ∙ [ns ]n = mmnnsm+n. Следовательно,

    sm+n = Кs AmBn/( mm ∙ nn)

    Константа растворимости, как и растворимость, зависит от температуры.

    Хотя Кs при данной температуре величина постоянная, растворимость вещества может меняться в зависимости от ряда условий:

    1. Присутствие в растворе электролита, не имеющего общих ионов с осадком (солевой эффект). В этом случае растворимость увеличивается из-за изменения коэффициентов активности в сторону понижения.

    2. Присутствие в растворе электролита, имеющего общий ион с осадком (эффект одноименного иона). В этом случае растворимость резко уменьшается.

    3. Присутствие в растворе вещества, способного образовывать комплексные соединения с ионами осадка. В этом случае растворимость резко возрастает.
    Экспериментальная часть
    Опыт 1. Образование осадка и условие его растворения

    В пробирку налить 4-5 капель раствора соли кальция и прибавить по каплям раствор оксалата аммония (NH4)2C2O4 до образования белого осадка. Испытать растворимость осадка в 2н растворе соляной кислоты. Написать молекулярные и ионные уравнения реакций:

    CaCl2 + (NH4)2C2O4  CaC2O4 + NH4Cl

    CaC2O4 + HCl  CaCl2 + H2C2O4

    Выписать из таблиц константы диссоциации и растворимости слабых электролитов. Вычислить константу равновесия реакции растворения осадка и объяснить, почему это происходит.
    Опыт 2. Определение направления химических реакций (растворение осадков)

    Налить в пробирку 6-8 капель раствора хлорида или нитрата бария и прибавить по каплям раствор хромата калия K2CrO4 до образования желтого осадка. Осадок разделить на две части. К одной части прибавить 2н раствор HCl, а к другой - 2н раствор СH3COOH. В одной из пробирок наблюдается растворение осадка. Записать наблюдения, молекулярные и ионные уравнения реакций:

    Ba(NO3)2 + K2CrO4  BaCrO4 + KNO3

    BaCrO4 + HCl  BaCl2 + H2CrO4

    BaCrO4 + CH3COOH  Ba(CH3COO)2 + H2CrO4

    Вычислить константы равновесия процессов растворения BaCrO4 в соляной и уксусной кислоте и объяснить наблюдаемые процессы.
    Опыт 3. Разделение ионов кальция Ca2+ и бария Ba2+

    В конической (центрифужной) пробирке смешать по 4-5 капель солей кальция и бария. После этого прибавить 4-5 капель раствора хромата калия K2CrO4 и перемешать. С помощью центрифуги отделить осадок от раствора и центрифугат слить в другую пробирку. Используя значения констант растворимости для BaCrO4 и СaCrO4, определить, какое вещество находится в осадке, а какое ˗ в растворе. Доказать наличие ионов Са2+ в центрифугате реакцией взаимодействия с раствором (NH4)2C2O4.

    Записать наблюдения, привести молекулярные и ионные уравнения реакций, рассчитать константы равновесия:

    Ba(NO3)2 + K2CrO4  BaCrO4 + KNO3

    Сa(NO3)2 + K2CrO4  CaCrO4 + KNO3

    СaCrO4 + (NH4)2C2O4  CaC2O4 + (NH4)2CrO4
    Опыт 4. Смещение равновесия химической реакции в сторону образования менее растворимого соединения (демонстрационный)

    Налить в пробирку 2-3 капли раствора нитрата серебра и прибавить к нему 2-3 капли раствора хромата калия. Записать цвет полученного осадка, после чего добавить в пробирку 2-3 капли раствора хлорида натрия. Как изменяется цвет осадка? Затем прибавить к содержимому пробирки 2-3 капли раствора сульфида натрия и опять записать цвет осадка. Составить молекулярные и ионные уравнения всех превращений:

    AgNO3 + K2CrO4 → Ag2CrO4 + KNO3

    Ag2CrO4 + NaCl → AgCl + Na2CrO4

    AgCl + Na2S → Ag2S + NaCl

    Используя значения констант растворимости, вычислить растворимости полученных соединений и константы равновесия для наблюдаемых процессов. Сделать вывод о направлении химических реакций.
    Вопросы для самоподготовки
    1. Малорастворимые вещества - как слабые электролиты. Понятие растворимости (s).

    2. Гетерогенное равновесие: осадок - насыщенный раствор. Константа растворимости Кs (или произведение растворимости ПР).

    3. Связь между растворимостью (s) и константой растворимости (Кs) для малорастворимых веществ различного состава.

    4. Условия образования и растворения осадка.

    5. Влияние общего иона на растворимость малорастворимого вещества. Солевой эффект.

    6. Константа равновесия сложных систем: осадок  слабый электролит или осадок 1  осадок 2.
    Задачи и упражнения


    1. Используя табличные значения констант растворимости (Кs), вычислить растворимость (s) следующих солей: а) AgBr; б) Ag2CrO4; в) CdS; г) CaC2O4; д) Ba3(PO4)2.

    2. Вычислить константы растворимости для следующих веществ, если: а) s(MnS) = 1,5∙10-10; б) s(Al(OH)3) = 3,6∙10-5; в) s(BaCO3) = 9∙10-4; г) s(AgI) = 7,4∙10-3.

    3. Рассчитать значение Кs для ортофосфата серебра, если в 1 л насыщенного раствора содержится 0,0065 г соли.

    4. Произведение растворимости йодида свинца при 20°С равно 8∙10-9. Вычислить растворимость соли и содержание соли в г/л при указанной температуре.

    5. Во сколько раз растворимость оксалата кальция СаС2О4 в 0,1 М растворе оксалата аммония (NH4)2С2О4 меньше, чем в воде. Кs (СаС2О4) = 2,6 10-9.

    6. Смешаны равные объемы 0,01 М. растворов хлорида кальция и сульфата натрия. Образуется ли осадок сульфата кальция?

    7. Произведение растворимости MgS при температуре 25°С равно 2,0·10–15. Образуется ли осадок сульфида магния при смешении равных объемов 0,004 Н раствора нитрата магния и 0,0006 Н раствора сульфида натрия? Степени диссоциации этих электролитов принять за 1.

    8. Образуется ли осадок при смешивании: а) 10 мл 0,1 М раствора СаCl2 и 90 мл 0,01 М раствора К2C2O4; б) 200 мл 0,001 М BaCl2 и 50 мл 0,0005 М раствора Na2CO3.

    9. Определить массу ионов свинца в: а) 100 л насыщенного раствора PbS; б) в 500 мл насыщенного раствора PbI2; в) в 50 л насыщенного раствора PbSO4.

    10. Какой объем воды необходим для растворения: а) 20 г BaCO3; б) 1,0 г Ag2S; в) 10 г Ca3(PO4)2.

    11. Напишите молекулярные и ионные уравнения реакций взаимодействия BaC2O4 с соляной и уксусной кислотами. Вычислите константы равновесия и определите возможность протекания этих реакций.

    12. К раствору, содержащему 0,05 моль/л ионов Ca2+ и Ba2+ прибавляют по каплям раствор Na2CrO4. Какой осадок образуется первым? При какой концентрации хромата натрия это произойдет? Разбавлением растворов при смешивании пренебречь.

    13. Почему для разделения ионов Ca2+ и Ba2+ используется раствор хромата калия, но нельзя использовать растворы оксалата аммония или карбоната натрия?



    ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 4
    Ионное произведение воды. рН растворов.

    Гидролиз солей.
    Теоретическая часть
    Вода является очень слабым электролитом. Диссоциация молекул воды протекает незначительно с образованием ионов водорода и гидроксид-ионов:

    H2O  H+ + OH-

    Константа диссоциации воды имеет вид:

    K = [H+][OH-]/[H2O]

    Необходимо отметить, что в растворе ионы водорода не существуют в свободном виде, а образуются ионы гидроксония Н3О+.

    Равновесная концентрация недиссоциированных молекул воды практически равна общей концентрации воды, поэтому

    [H+][OH-]=K[H2O]=Kw

    Ионное произведение воды (Kw) представляет собой постоянную величину, при температуре 25°С концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов одинаковые и равны 10-7 моль/л. Следовательно, при этой температуре Kw = 10-14.

    Диссоциация молекул воды – процесс эндотермический. При увеличении температуры она увеличивается, значение Kw возрастает.

    Если при 25°С [H+] = [OH-] = 10-7 моль/л, растворы называют нейтральными. В кислых растворах [H+] > [OH-], а в щелочных [H+] < [OH-].

    Отрицательные десятичные логарифмы концентраций ионов H+ и OH- называются соответственно водородным и гидроксильным показателями:
    1   2   3   4   5   6   7   8   9   ...   14


    написать администратору сайта