методичка для лабор химия. Методические указания к лабораторным работам для студентов i курса
 Скачать 0.78 Mb.
|
12.3 Экспериментальная часть12.3.1 Опыт 1. Окраска индикаторов. В шесть чистых пробирок налейте по 3 мл дистиллированной воды и прибавьте в три пробирки по капле метилоранжа, а в другие три пробирки – по капле фенолфталеина. В пару пробирок (одна с фенолфталеином, другая с метилоранжем) добавьте по две капли раствора соляной кислоты, а в две другие добавьте по две капли раствора гидроксида натрия, Запишите в таблицу цвет индикаторов в различных средах.
12.3.2 Опыт 2. Смещение ионного равновесия а) Налейте в две пробирки по 5 капель 0,1 Н раствора гидроксида аммония и 2 капли фенолфталеина (ф-ф). Затем в одну пробирку бросьте 2-3 кристаллика хлорида аммония. Несколько раз встряхните пробирку. Отметьте интенсивность окраски раствора. Гидроксид аммония – слабый электролит. В его растворе имеет место равновесие: NH4OH ↔ NH4 + + OH – Ион ОН- и обуславливает окраску раствора. Добавление NН4Сl, который диссоциирует на ионы NH4 + и Сl –, значительно увеличивает концентрацию ионов NH4 + в растворе. Это нарушает равновесие между молекулами NH4OH и ионами NH4 + + OH –, смещая его влево, т.е. ионы NH4 + и OH –, соединяются и образуют недссоциированные молекулы NH4OH. В результате концентрация ионов ОН- в растворе очень сильно уменьшается, и окраска раствора слабеет (бледнеет). б) Налейте в две пробирки по 6 капель раствора уксусной кислоты и одну каплю раствора метилоранжа. Затем в одну из пробирок внесите 2-3 кристаллика ацетата натрия СН3СООNа. Пробирку встряхните несколько раз. Сравните интенсивность окраски в пробирках. Объясните причину изменения окраски раствора. 12.3.3 Опыт 3. Амфотерные электролиты Электролиты, способные в зависимости от условий диссоциировать как по типу кислоты, так и по типу основания, называются амфотерными. Примерами могут служить гидроксиды цинка или алюминия. Налейте в пробирку 3 капли раствора сульфата алюминия или хлорида цинка и по каплям прибавляйте раствор гидроксида натрия. Образовавшийся осадок распределите в две пробирки и подействуйте на него – в одном случае 2 Н раствором соляной кислоты, а в другом – 10% раствором гидроксида натрия. Составьте уравнения реакций. Почему гидроксид цинка (алюминия) ведет себя в кислом растворе как основание, а в щелочном растворе как кислота? 12.3.4 Опыт 4. Электропроводность растворов (групповой) Опыт проводится в приборе, изображенном на рисунке 1. Схема установки 1 – электроды 2 – стакан А – амперметр V – вольтметр Рисунок 1 В 6 химических стаканчиков емкостью 250 мл налейте по 150 мл следующих водных растворов: сахара, глицерина, 1Н уксусной кислоты, 1Н НСl, 1Н NaOH, 1Н NaCl. Испытайте последовательно электропроводность этих растворов. Для этого погрузите электроды в первый раствор так, чтобы нижние части резиновых трубок оказались ниже уровня жидкости, т.е. чтобы площадь погруженных в жидкость электродов во всех случаях была одинаковой, включите ток и запишите показания амперметра. Выключите ток, промойте электроды дистиллированной водой, после чего переходите к следующей пробе. Испытав все растворы, сделайте вывод: растворы каких веществ проводят электрический ток. 12.4 Контрольные вопросы и задачи1 Какие вещества называются электролитами? 2 Дайте определение кислот, щелочей, амфотерных гидроксидов с точки зрения теории электролитической диссоциации. 3 Степень диссоциации электролитов. 4 Сильные, средние, слабые электролиты. 5 Константа диссоциации слабых электролитов. 6 Смещение состояния равновесия в растворе слабого электролита. 7 Ионное произведение воды. Водородный показатель. Какие ионы образуются при растворении в воде следующих солей: Na2SO4, AlCl3, K3PO4, Na2HPO4, (CuOH)2SO4. 9 Напишите математическое выражение для констант полной диссоциации угольной кислоты. 13 РЕАКЦИИ В РАСТВОРАХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ Лабораторная работа № 10 13.1 Цель лабораторной работы Ознакомление со свойствами электролитов, составление ионно-молекулярных уравнений обменных реакций. 13.2 Теоретическая часть Так как электролиты в воде диссоциируют на ионы, то реакции между электролитами в растворе надо рассматривать как процесс взаимодействия ионов. Реакции, при которых не происходит изменение заряда ионов, входящих в соединения, называются обменными реакциями. Химические процессы в этих условиях могут быть выражены уравнениями трех видов: а) в молекулярное уравнение AgNO3 + KCl = ↓ AgCl + KNO3 б) полное ионно-молекулярное уравнение Ag+ + NO3- + K+ + Cl - = ↓ AgCl + K+ + NO3- в) сокращенное ионно-молекулярное уравнение Ag+ + Cl - = ↓ AgCl В последнем сокращенном уравнении указываются только те ионы, которые непосредственно участвуют в реакции. Такой обмен возможен, если в результате реакции образуются более прочные соединения, которые в реакциях мы записываем в виде молекул или сложных ионов. Реакция практически протекает до конца, если в результате химического взаимодействия происходит образование: а) труднорастворимого вещества BaCl2 + Na2SO4 = ↓ BaSO4 + 2 NaCl Ba2+ + SO42- = ↓ BaSO4 б) слабого электролита (воды, слабых кислот, слабых оснований, комплексных соединений или ионов и т.п.). NH4Cl + NaOH = NH4OH + NaCl NH4+ + OH- = NH4OH в) газообразных веществ Na2S + 2 HCl = H2S ↑ + 2 NaCl S2- + 2 H+ = H2S ↑ Если труднорастворимые вещества или слабые электролиты имеются как в исходных веществах, так и в продуктах реакции, то равновесие реакции смещено в сторону образования более прочного соединения. Например: CH3COOH + NaOH = CH3COONa + H2O CH3COOH + Na+ + OH - = CH3COO - + Na + + H2O CH3COOH + OH - = CH3COO - + H2O Равновесие реакции смещено в сторону образования более слабого электролита – воды, но реакция до конца не доходит, так как в правой части раствора имеется тоже слабый электролит – уксусная кислота. При написании реакций, идущих с образованием труднорастворимых веществ, следует пользоваться таблицей растворимости солей (таблица прилагается). Таблица 2 – Таблица растворимости солей
Количественной характеристикой растворимости соединений является величина произведения растворимости ПР, которая для малорастворимого электролита есть величина постоянная при данной температуре и равна произведению концентрации его ионов в насыщенном растворе. Чем меньше произведение растворимости, тем труднее растворимо данное вещество. Например, для сульфата бария: ПР =  Для сульфата кальция: ПР =  Следовательно, безводный сульфат кальция имеет более высокую растворимость по сравнению с сульфатом бария. | |||||||||||||||||||||||||||||