Методичка. Лабораторные работы по общей и неорганической химии
Скачать 0.99 Mb.
|
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
Задачи и упражнения
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 = mm ∙ nn ∙ sm+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
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: |