Основная цель лабораторных занятий связать теоретиче

• Название: Основная цель лабораторных занятий связать теоретиче
• Дата: 18.11.2021
• Размер: 131.07 Kb.
• Имя файла: MULR.docx
• Тип: Лекция; #276013
• страница: 11 из 17

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 4. ИССЛЕДОВАНИЕ РЕАКЦИЙ В РАСТВОРАХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

Цельработы: Ознакомиться с практическими выводами теории электролитической диссоциации, с реакциями в растворах электролитов и научиться составлять их уравнения.


34

Общие сведения

Электролитической диссоциацией называется процесс распада электролитов на ионы при растворении.

Доля формульных единиц, распавшихся в состоянии равно- весия на ионы, отвечает степениэлектролитическойдиссоциации

 , являющейся количественной характеристикой электролитиче-

ской диссоциации.

Степень электролитической диссоциации равна отношению количества вещества nформульных единиц, распавшихся на ионы, к

общему количеству вещества

n_эрастворенных формульных единиц

(ионизированных nи неионизированных n_ ):

  ⁿn_э

 ⁿ .

n n_

Степень электролитической диссоциации может быть выра- жена также через число формульных единиц N(с учетом соотноше-

ния

N nN_A, где

N_A – постоянная Авогадро) и через молярную

концентрацию формульных единиц c (с учетом соотношения

c n/ V, где V – объем раствора).

Степень электролитической диссоциации вещества, раство- ренного в данном растворителе, зависит (при постоянных темпера- туре и давлении) от природы этого вещества и от его концентрации. Если вещество при растворении не диссоциирует (n 0, n_  n_э, 

 0) , то оно неэлектролит. Если   1, то

n n_э

и соединение яв-

ляется сильнымэлектролитом. Для многих химических соедине-

ний 0   « 1 , а следовательно,

электролитам.

n« n_э; они относятся к слабым

Для разбавленных водных растворов характер диссоциации зависит только от природы электролита. Сильные электролиты – электролиты, диссоциирующие необратимо. Слабые электролиты – электролиты, диссоциирующие обратимо.

Процесс диссоциации слабых электролитов приводит к рав- новесию между недиссоциированными молекулами и ионами и, сле-
35

довательно, должен подчиняться закону действующих масс. Так, слабый электролит АВ при растворении в воде диссоциирует по уравнению:

AB \ A^  B^ .

Постоянная при данной температуре для данного слабого электролита величина, которая связывает между собой равновесные молярные концентрации ионов и недиссоциированных молекул в

растворе, называется константойдиссоциации

K_дисс . Чем больше

величина константы диссоциации, тем сильнее электролит. Для при- веденного уравнения диссоциации слабого электролита

[A^ ][B^ ]

^Kдисс ^

,

[AB]

где А⁺, В^, АВ – равновесные концентрации ионов и молекул электролита в растворе.

Реакции в водных растворах электролитов, идущие между ионами, образующимися в результате диссоциации электролитов, называются реакциями ионного обмена. Их принято записывать в ионно-молекулярной форме – ионные уравнения и сокращенные (краткие) ионные уравнения.

Ионообменные реакции всегда направлены в сторону обра- зования слабых электролитов, газообразных, мало- (трудно-) и не- растворимых соединений (иногда сюда же включают и реакции с образованием комплексных соединений). Если указанные соедине- ния не образуются, то с термодинамической точки зрения реакция не протекает.

В ионно-молекулярных уравнениях в ионной форме записы- вают хорошо растворимые сильные электролиты.

В молекулярном виде записывают: слабые электролиты и не- электролиты, газообразные и летучие вещества (обозначают ↑), трудно- и нерастворимые вещества (обозначают ↓). Растворимость соединений определяют по таблице растворимости.

При записи ионообменных реакций используют следующий порядок:

36

1. 
   Записывают молекулярную форму уравнения реакции;
   
2. 
   Переписывают уравнение, заменяя молекулярную форму ионизированных электролитов суммой тех ионов, на которые они диссоциируют (ионные уравнения);
   
3. 
   Сравнивая левую и правую части уравнения, взаимно уничтожают подобные члены (сокращенные ионные уравнения).
   

Следует помнить о неустойчивых соединениях. Например угольная и сернистая кислоты разлагается в момент получения в водном растворе

H₂CO₃  H₂O  CO₂  ,

Примеры написания уравнений реакций:
а) CaCl₂ + 2AgNO₃ → 2AgCl🢙 + Ca(NO₃)₂ Ag⁺ + Cl^ → 2AgCl🢙

б) 2NH₄OH + H₂SO₄ → (NH₄)₂SO₄ + 2H₂O

4 2
NH₄OH  2H^  NH^  H O

Контрольные вопросы

ции?

1. 
   Что называется процессом электролитической диссоциа-
   

2. 
   Что такое степень электролитической диссоциации?
   
3. 
   Как диссоциируют сильные электролиты?
   
4. 
   Что называется константой диссоциации?
   
5. 
   Каковы основные правила написания ионно-молекулярных
   

уравнений реакций в растворах электролитов?

6. 
   Каковы условия протекания реакций в растворах электро-
   

литов?

7. 
   Почему при составлении ионного уравнения осадки запи-
   

сывают в молекулярной форме?
37

8. 
   Имеет ли физический смысл константа диссоциации для сильных электролитов?
   

Оборудование и реактивы

В штативе: хлорид железа(III), сульфат меди(II), сульфат ни- келя(II), нитрат свинца(II), иодид калия, хлорид бария, сульфат на- трия, сульфат хрома(III), сульфат цинка, сульфат алюминия, хлорид аммония, карбонат натрия, сульфат магния, ацетат натрия, гидро- ксид аммония, гидроксид натрия, гидроксид калия – растворы кон- центрацией 5 %; метилоранж. В вытяжном шкафу: соляная кислота – раствор концентрацией 15 %; гидроксид натрия, гидроксид калия – 6 н растворы; гидроксид аммония – концентрированный раствор; сульфид натрия – раствор концентрацией 5 %; уксусная кислота – 2 н раствор. Получить у преподавателя: песчаную баню – 1 шт. про- бирки – 5 шт., стеклянные палочки для перемешивания, силикат на- трия – раствор концентрацией 5 %, фенолфталеин.

Выполнение работы

Опыт 1. Образование малорастворимых оснований. В од- ну пробирку налить 3 − 5 капель раствора соли железа(III), в другую

– столько же раствора соли меди(II), в третью – раствора соли нике- ля(II). В каждую пробирку добавить по несколько капель раствора щелочи до выпадения осадков. Осадки сохранить до следующего опыта.

Опыт 2. Растворение малорастворимых оснований. К по- лученным в предыдущем опыте осадкам добавить по несколько ка- пель раствора соляной кислоты концентрацией 15 % до их полного растворения.