Методические рекомендации по выполнению лабораторных и практических работ по учебной дисциплине ен. 01 Химия

• Название: Методические рекомендации по выполнению лабораторных и практических работ по учебной дисциплине ен. 01 Химия
• Дата: 07.04.2023
• Размер: 0.55 Mb.
• Имя файла: MR_po_LR_i_PR_EN.01_Ximiya.docx
• Тип: Методические рекомендации; #1044106
• страница: 3 из 23

Диссоциация электролитов в водных растворах

Цель: Закрепить навыки проведения реакций, подтверждающих основные положения теории электролитической диссоциации, реакции ионного обмена, а также навыки работы с химическим оборудованием и реактивами.

Оборудование и реактивы: штатив с пробирками, стеклянная палочка, микрошпатели, цинк (гранулированный), растворы НСl , СН₃СООН, сульфата натрия, сульфата алюминия, хлорида бария, сульфата цинка, гидроксида натрия, ин­дикаторы метиловый оранжевый, фенолфталеин, кристалличе­ские ацетат натрия, карбонат натрия, гидрокарбонат натрия.

Теоретическая часть

Основные положения теории электролитической диссоциации

(С. Аррениус, 1887г. )

1.      При растворении в воде (или расплавлении) электролиты распадаются на положительно и отрицательно заряженные ионы (подвергаются электролитической диссоциации).

2.      Под действием электрического тока катионы (+) двигаются к катоду (-), а анионы (-) – к аноду (+).

3.      Электролитическая диссоциация - процесс обратимый (обратная реакция называется моляризацией).

4.      Степень электролитической диссоциации (α) зависит от природы электролита и растворителя, температуры и концентрации. Она показывает отношение числа молекул, распавшихся на ионы (n) к общему числу молекул, введенных в раствор (N).

  α = n / N                     0<  α <1

 

Электролиты и неэлектролиты

 Процесс электролитической диссоциации принято записывать в виде схемы, не раскрывая его механизма и опуская растворитель (H₂O), хотя он является основным участником.

 CaCl₂  → Ca²⁺ + 2Cl^-

KAl(SO₄)₂ → K⁺ + Al³⁺ + 2SO₄^2-

HNO₃ → H⁺ + NO₃^-

Ba(OH)₂  → Ba²⁺ + 2OH^-

 

Сильные электролиты - это вещества, которые при растворении в воде практически полностью распадаются на ионы. Как правило, к сильным электролитам относятся вещества с ионными или сильно полярными связями: все хорошо растворимые соли, сильные кислоты (HCl, HBr, HI, HClO₄, H₂SO₄,HNO₃) и сильные основания (LiOH,  NaOH,  KOH,  RbOH,  CsOH, Ba(OH)₂, Sr(OH)₂, Ca(OH)₂).

В растворе сильного электролита растворённое вещество находится в основном в виде ионов (катионов и анионов); недиссоциированные молекулы практически отсутствуют.

 Слабые электролиты - вещества, частично диссоциирующие на ионы. Растворы слабых электролитов наряду с ионами содержат недиссоциированные молекулы. Слабые электролиты не могут дать большой концентрации ионов в растворе.

 К слабым электролитам относятся:

1)     почти все органические кислоты (CH₃COOH, C₂H₅COOH и др.);

2)     некоторые неорганические кислоты (H₂CO₃, H₂S и др.);

3)     почти все малорастворимые в воде соли, основания и гидроксид аммония (Ca₃(PO₄)₂; Cu(OH)₂; Al(OH)₃; NH₄OH);

4)     вода.

Они плохо (или почти не проводят) электрический ток.

СH₃COOH → CH₃COO^- + H⁺

Cu(OH)₂ → [CuOH]⁺ + OH^- (первая ступень)

[CuOH]⁺ → Cu²⁺ + OH^- (вторая ступень)

H₂CO₃ → H⁺ + HCO^- (первая ступень)

HCO₃^- → H⁺ + CO₃^2- (вторая ступень)

 Неэлектролиты - вещества, водные растворы и расплавы которых не проводят электрический ток. Они содержат ковалентные неполярные или малополярные связи, которые не распадаются на ионы. Электрический ток не проводят газы, твердые вещества (неметаллы), органические соединения (сахароза, бензин, спирт).

 Концентрация ионов в растворах зависит от того, насколько полно данный электролит диссоциирует на ионы. В растворах сильных электролитов, диссоциацию которых можно считать полной, концентрацию ионов легко определить по концентрации (c) и составу молекулы электролита (стехиометрическим индексам), например:

c H2SO4  →

2c          c 2H+ + SO42-

 Концентрации ионов в растворах слабых электролитов качественно характеризуют степенью и константой диссоциации.

Степень диссоциации (α) - отношение числа распавшихся на ионы молекул (n) к общему числу растворенных молекул (N):   α = n / N и выражается в долях единицы или в % (a = 0,3 – условная граница деления на сильные и слабые электролиты).

 Степень диссоциации зависит от концентрации раствора слабого электролита. При разбавлении водой степень диссоциации всегда увеличивается, т.к. увеличивается число молекул растворителя (H₂O) на одну молекулу растворенного вещества. По принципу Ле Шателье равновесие электролитической диссоциации в этом случае должно сместиться в направлении образования продуктов, т.е. гидратированных ионов.

Степень электролитической диссоциации зависит от температуры раствора. Обычно при увеличении температуры степень диссоциации растет, т.к. активируются связи в молекулах, они становятся более подвижными и легче ионизируются. Концентрацию ионов в растворе слабого электролита можно рассчитать, зная степень диссоциации   α и исходную концентрацию вещества c в растворе.