Файл: Лабораторные работы по общей и неорганической химии.doc

ВУЗ: Не указан

Категория: Методичка

Дисциплина: Не указана

Добавлен: 20.03.2024

Просмотров: 142

Скачиваний: 2

ВНИМАНИЕ! Если данный файл нарушает Ваши авторские права, то обязательно сообщите нам.
3

Al2(SO4)3 + Ba(NO3)2 → BaSO4 + Al(NO3)3
Опыт 4. Смещение равновесия в сторону образования газообразных веществ

В отдельные пробирки поместить по 1-2 мл раствора карбоната натрия. В одну пробирку добавить 3-4 капли раствора соляной кислоты (2н), в другую – 3-4 капли раствора уксусной кислоты (2н). Записать наблюдения и уравнения проведенных реакций в молекулярном и ионном виде. Сделать вывод об устойчивости угольной кислоты. Какая из кислот сильнее – соляная, уксусная или угольная? Почему в справочнике нет значений Ка для соляной кислоты?

Na2CO3 + HCl → NaCl + H2O + CO2
Опыт 5. Зависимость степени диссоциации от природы электролита

Проводится реакция взаимодействия металлического цинка с соляной и уксусной кислотами. Концентрации кислот одинаковы. Скорость реакции будет зависеть от концентрации ионов Н+ в растворе, то есть от степени диссоциации исследуемых кислот.

Порядок выполнения опыта.

В одну пробирку налить 1-2 мл раствора соляной кислоты (2н), в другую - столько же раствора уксусной кислоты (2н). В каждую пробирку опустить по кусочку металлического цинка примерно одинакового размера.

Записать, в какой пробирке выделение водорода идет более энергично. Написать уравнения реакций Zn с HCl и CH3COOH в молекулярном и ионном виде. Рассчитать концентрацию ионов Н+ и величину рН в 0,1 н растворе HCl и 0,1н растворе CH3COOH (К = 1,810-5). Сделать вывод, какой из электролитов имеет более высокое значение степени диссоциации - HCl или CH3COOH.

Zn + HCl → ZnCl2 + H2

Zn + CH3COOH → Zn(CH3COO)2 + H2
Опыт 6. Образование слабого электролита

В одну пробирку налить 5-6 капель раствора ацетата натрия СH3COONa, а в другую - столько же раствора хлорида аммония NH4Cl. В первую пробирку прибавить несколько капель 2н раствора HCl, а во вторую - несколько капель 2н раствора NaOH. Пробирки нагреть на водяной бане и испытать на запах. Написать молекулярные и ионные уравнения реакций:

СH3COONa + HCl  NaCl + CH3COOH

NH4Cl + NaOH  NaCl + H2O + NH3

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


  1. Раствор, растворенное вещество, растворитель. Примеры растворов.

  2. Тепловые эффекты при растворении.

  3. Массовая доля растворенного вещества в растворе.

  4. Молярная концентрация растворенного вещества в растворе.

  5. Эквивалент, фактор эквивалентности, молярная масса эквивалентов вещества.

  6. Молярная концентрация эквивалентов растворенного вещества в растворе.

  7. Закон эквивалентов. Закон эквивалентов для растворов.

  8. Электролитическая диссоциация. Диссоциация соединений с ионной связью (оснований и солей) и соединений с ковалентной связью (кислот).

  9. Степень диссоциации. Сильные и слабые электролиты. Примеры сильных и слабых электролитов.

  10. Константа диссоциации. Как константа диссоциации характеризует диссоциацию электролитов?

  11. Закон разбавления Оствальда. Как уменьшение концентрации раствора влияет на диссоциацию слабых электролитов?

  12. Диссоциация сильных электролитов. Активность. Коэффициент активности. Ионная сила раствора. Зависимость активности иона от его заряда и ионной силы раствора.

  13. Ионные уравнения реакций. Условия протекания реакций в растворах.

  14. Амфотерные гидроксиды. Диссоциация амфотерных электролитов.


Задачи и упражнения


  1. Написать уравнения реакций диссоциации, приводящих к образованию следующих ионов: а) H+ и NO3-; б) Al3+ и SO42-; в) Na+ и H2PO4-; г) Ca2+ и HCO3-; д) K+ и Br-; е) СaOH+ и Cl-.

  2. Написать уравнения диссоциации следующих веществ: а) Al(OH)3; б) AlOHSO4; в) H2S; г) KHSO3; д) NaClO; е) H3PO4; ж) NaH2PO4; з) Na2HPO4; и) Na3PO4; к) HCOOH.

  3. Написать уравнения первой и второй ступени диссоциации двухромовой (H2Cr2O7) и хромовой (H2CrO4) кислот. Сравнить табличные данные величины констант диссоциации этих кислот. Определить, какая кислота сильнее?

  4. Диссоциация слабой хлористой кислоты описывается уравнеием: HClO2 H+ + ClO2-. Используя принцип Ле Шателье, объяснить, в какую сторону сместится равновесие и как изменится степень диссоциации: а) при добавлении соляной кислоты; б) при добавлении нитрита натрия; в) при разбавлении раствора.

  5. Рассчитать концентрации сульфит-ионов (SO32-) в 0,1 М растворах H2SO3 и K2SO3. Сравнить полученные результаты.

  6. В пробирку с соляной кислотой и цинком добавили раствор ацетата натрия. Как при этом меняется скорость выделения водорода? Как меняется концентрация ионов водорода в растворе, если к 100 мл 0,2 М раствора HCl прибавить 100 мл 0,2 М раствора CH3COONa?


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 = mmnnsm+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 Са