Файл: Неорганическая химия лабораторная работа исследование электролитической диссоциации и реакций в растворах электролитов.rtf

Федеральное агентство по образованию Российской Федерации

Государственное образовательное учреждение профессионального высшего образования

Санкт-Петербургский государственный горный институт им. Г.В. Плеханова

(технический университет)




Кафедра общей и физической химии

Неорганическая химия

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА

Исследование электролитической диссоциации и реакций в растворах электролитов.


Выполнили: студенты группы НБ-08 Сонин В. В., Гусейнов Ш. З.

Проверил: Берлинский И. В.

Санкт-Петербург

2008г.

Цель работы: ознакомиться с практическими выводами теории электролитической диссоциации, с реакциями в растворах электролитов и научиться составлять их уравнения.

Общие сведения.

Электролитической диссоциацией называется процесс распада молекул электролитов на свободные ионы под действием полярных молекул растворителя.

Вещества, распадающиеся на ионы в растворах или расплавах и потому проводящие электрический ток, называются электролитами.

Вещества, которые в тех же условиях на ионы не распадаются и электрический ток не проводят, называются неэлектролитами.

Количественно способность электролита распадаться на ионы характеризуется степенью диссоциации



где n – число продиссоциированных молей; n₀ – исходное число молей электролита.

Диссоциация – обратимый процесс: параллельно с распадом молекул на ионы (диссоциация) протекает процесс соединения ионов (ассоциация). Процесс диссоциации приводит к равновесию между недиссоциированными молекулами и ионами и, следовательно, должен подчиняться закону действующих масс. Уравнение диссоциации молекулы электролита АВ на катион A+ и анион B- записывается так

---

При постоянной температуре отношение произведения концентраций конечных и исходных веществ постоянно и называется константой диссоциации



где - концентрации молекул и ионов в электролите, моль/л или моль/кг.

По степени и величине константы диссоциации все электролиты можно разделить на сильные и слабые.

Сильные электролиты в растворе диссоциируют практически полностью, слабые – лишь частично.
Сильные электролиты:

1. Кислоты: азотная HNO₃, серная H₂SO₄ , соляная HCl, бромисто- и йодоводородная HBr и HJ, хлорная HClO₄.

2. Гидроксиды щелочных металлов, стронция и бария.

3. Растворимые соли.
Слабые электролиты:

1. 
   Остальные электролиты.
   

Правила написания молекулярно-ионных уравнений реакций в растворах электролитов:

1) сильные электролиты записывают в диссоциированной форме, в виде отдельных составляющих их ионов.

2) слабые электролиты, сложные электролиты, в том числе и комплексные, малорастворимые соединения и газы записывают в молекулярной, недиссоциированной форме.

3) одинаковые ионы в левой и правой частях уравнения сокращают, подобно алгебраическим уравнениям.
Условия протекания реакции в растворах электролитов:

1. 
   образование или растворение малорастворимого соединения, выпадающего в осадок. Растворимость определяется по таблицам.
   
2. 
   образование или растворение малодиссоциированного соединения, иона или комплекса.
   
3. 
   выделение или растворение газа.
   

Порядок выполнения работы:
Опыт 1. Образование малорастворимых оснований.

В одну пробирку налить 3-5 капель раствора соли железа(III), в другую – столько же раствора соли меди(II), в третью – раствора соли никеля(II). В каждую пробирку добавить по несколько капель раствора щелочи до выпадения осадка. Осадки сохранить до следующего опыта.

---

FeCl + 2KOH = Fe(OH)₃ + KCl

бурый аморфный осадок

Fe³⁺ + 3Cl^- + 3Na⁺ + 3OH^- = Fe(OH)₃↓+ 3Na⁺ + 3Cl^-

Fe³⁺ + 3OH^- = Fe(OH)₃
CuSO₄ + 2KOH = Cu(OH)₂ + K₂SO₄

сине-голубой аморфный осадок

Cu²⁺ + SO₄^2- + 2Na⁺ + 2OH^- = Cu(OH)₂↓ + 2Na⁺ + SO₄^2-

Cu²⁺ + 2OH^- = Cu(OH)₂
NiSO₄ + 2NaOH = Ni(OH)₂ + Na₂SO₄

салатовый аморфный осадок

Ni²⁺ + SO₄^2- + 2Na⁺ + 2OH^- = Ni(OH)₂↓ + 2Na⁺+ SO₄^2-

Ni²⁺ + 2OH^- = Ni(OH)₂
Вывод: реакция прошла, т.к. образовались малорастворимые основания, выпавшие в осадок.
Опыт 2.Растворение малорастворимых оснований.

К полученным в предыдущем опыте осадкам добавить по несколько капель 15-процентного раствора соляной кислоты до их полного растворения. Объяснить полученные результаты с точки зрения теории электролитической диссоциации.

Fe(OH)₃ + 3HCl = FeCl + 3H₂O

желтоватый раствор

Fe(OH)₃ + 3H⁺ + 3Cl^- = Fe³⁺

---

+ 3Cl^- + 3H₂O

Fe(OH)₃ + 3H⁺ = Fe³⁺ + 3H₂O
Cu(OH)₂ + 2HCl = CuCl₂ + 2 H₂O

светло-голубой раствор

Cu(OH)₂ + 2H⁺ + 2Cl^- = Cu²⁺ + 2Cl^- + 2H₂O

Cu(OH)₂ + 2H⁺ = Сu²⁺ + 2 H₂O
Ni(OH)₂ + 2HCl = NiCl₂ + 2H₂O

светло-салатовый раствор

Ni(OH)₂ + 2H⁺ + 2Cl^- = Ni²⁺ + 2Cl^- + 2H₂O

Ni(OH)₂ + 2H⁺ = Ni²⁺ + 2H₂O
Вывод:полученные малорастворимые основания растворились в кислоте потому, что образовался ещё более слабый электролит.
Опыт 3.Образование малорастворимых солей.

А. В две пробирки налить по 3-5 капель раствора нитрата свинца (II) и прибавить в одну пробирку несколько капель йодида калия, в другую – хлорида бария.
Pb(NO₃)₂ + 2KI = PbI₂ + 2KNO₃

жёлтый аморфный осадок

Pb²⁺ + 2NO₃^- + 2K⁺ + 2I^- = PbI₂↓ + 2K⁺ + 2NO₃^-

Pb²⁺ + 2I^- = PbI₂
Pb(NO₃)₂ + BaCl₂ = PbCl₂ + BaNO₃

белый аморфный осадок

Pb²⁺ + 2NO₃^- + Ba²⁺ + 2Cl^- = PbCl₂↓ + Ba²⁺ + 2NO₃^-

Pb²⁺ + 2Cl^- = PbCl₂
Б. В одну налить 3-5 капель раствора сульфата натрия, в другую – столько же раствора сульфата хрома (III). В каждую пробирку добавить по несколько капель раствора хлорида бария до выпадения осадков.

---

Na₂SO₄ + BaCl₂ = 2NaCl + BaSO₄

белый аморфный осадок

2Na⁺ + SO₄^2- + Ba²⁺ + 2Cl^- = BaSO₄↓ + 2Na⁺ + 2Cl^-

Ba²⁺ + SO₄^2- = BaSO₄↓
Cr₂(SO₄)₃ + 3BaCl₂ = 2CrCl3 + 3BaSO₄

мутный голубой аморфный осадок

2Cr³⁺ + 3SO₄^2- + 3Ba²⁺ + 6Cl^- = 3BaSO₄↓ + 2Cr³⁺ + 6Cl^-

3Ba²⁺ + 3SO₄^2- = 3BaSO₄↓
Вывод:реакции проходят, т.к. образуются малорастворимые в воде вещества, выпадающие в осадок
Опыт 4.Изучение свойств амфотерных гидроксидов.

В две пробирки внести по 3-5 капель раствора соли цинка и несколько капель раствора едкого натра до образования осадка гидроксида цинка. Растворить полученные осадки в одной пробирке в растворе соляной кислоты, в другой – в избытке раствора едкого натра.

Получить также гидроксиды алюминия и хрома (III) и исследовать их растворение в соляной кислоте и в щелочи.
Zn(SO₄) + 2NaOH = Zn(OH)₂ +Na₂SO₄

белый аморфный осадок

Zn²⁺ + SO₄^2- + 2Na⁺ + 2OH^- = Zn(OH)₂ + 2Na⁺ + SO₄^2-

Zn²⁺ + 2OH^- = Zn(OH)₂

1. 
   Zn(OH)₂ + 2HCl = ZnCl₂ +2H₂O
   

Zn(OH)₂ +2H⁺ + 2Cl^- = Zn²⁺ + 2Cl^- + 2H₂O

Zn(OH)₂ +2H⁺ = Zn²⁺ + 2H₂O

б) Zn(OH)₂ + 2NaOH(избыток) = Na₂[Zn(OH)₄]

Zn(OH)₂ + 2Na⁺ + 2OH^- = 2Na⁺ + [Zn(OH)₄

---