Федеральное государственное автономное образовательное учреждение высшего образования

«Санкт-Петербургский политехнический университет Петра Великого»



ОТЧЁТ

По лабораторной работе №5

“Ионные реакции в растворах электролитов”

Дата первой сдачи отчёта: __________

Дата принятия отчёта: __________

Выполнил(а): ____________ Мамиева Виктория Андреевна (№ 3332201/20002)

Принял: ____________Марков Виктор Андреевич

Цель работы:

1. 
   исследовать образование слабых электролитов в гомогенной системе:
   

а) образование слабого основания

б) образование устойчивой слабой кислоты

в) образование неустойчивой слабой кислоты

2. 
   исследовать образование малорастворимых соединений:
   

а) переосаждение малорастворимых веществ

б) растворение (нерастворение) осадка под действием сильной кислоты

Теоретическое обоснование:

Ионными реакциями (реакциями обмена) называют реакции в растворах электролитов, не сопровождающиеся изменением степеней окисления атомов элементов, входящих в состав реагирующих веществ.

Электролиты - вещества, растворы или расплавы которых проводят электрический ток.

Сильными называются электролиты, степень диссоциации которых больше 0,3 (α>30%). К сильным электролитам относятся:

• 
  Почти все соли
  
• 
  Сильные кислоты: НCl, HBr , HI, HNO₃, HClO₃, HBrO₃, HIO₃, H₂SO₄ и др.
  
• 
  Сильные основания: МОН, где M–щелочной элемент (Li ÷ Fr); M(OH)₂, где М – щелочноземельный элемент (Са ÷ Rа)
  

Слабыми называются электролиты, степень диссоциации которых меньше 0,03 (α<3%). К слабым электролитам относятся все остальные кислоты и основания, а также немногочисленные средние соли, продукты первичной диссоциации кислых солей, основных солей и комплексных солей, вода.

Константа равновесия — величина, которая показывает соотношение между концентрациями продуктов реакции и исходными веществами, которая устанавливается при равновесии.

---

Для гомогенной реакции aA+bB ⇋cC+dD, константа равновесия равна:



Константа диссоциации (KD) - это отношение произведения концентрации диссоциированных ионов к концентрации недиссоциированных молекул электролита.

Для одноосновных кислот оно описывается общим уравнением

HA ⇋ H⁺ + A^- ,

Где А^—кислотный остаток.

Константу этого равновесия называют константой диссоциации кислоты:



Рассмотрим конкретный пример:

Молекулярное уравнение:

Al(OH)₃+NaOH_(конц.)⇋Na[Al(OH)₄]

Полное ионное уравнение:

Al(OH)₃+Na⁺+OH^-⇋Na⁺+[Al(OH)₄^-]

Краткое ионное уравнение:

Al(OH)₃ + OH^-⇋[Al(OH)₄]^- (1)

Малорастворимое вещество Al(OH)₃ и слабый электролит [Al(OH)₄]^- находятся в равновесии с продуктами той незначительной диссоциации, которой они подвергаются:

Al(OH)₃↓ ⇋ Al³⁺+3OH^- =[Al³⁺]·[OH^-]³ (2)

[Al(OH)₄]^- ⇋ Al³⁺+4OH^- (3)

При вычитании (3) из (2) получаем (1), константа равновесия которого равна:



Значит, процесс(1) протекает преимущественно в прямом направлении.

Константа в общем виде для ионного равновесия в краткой форме:



где A_i – слабые электролиты, осадки или недиссоциирующие ионы, возникающие при диссоциации сильных электролитов, α_i – стехиометрические коэффициенты (α_i < 0 для исходных реагентов, α_i > 0 для продуктов реакции).

Правило Бертолле формулируется так: реакции обмена протекают только тогда, когда образуется малорастворимое соединение (осадок), легколетучее вещество (газ), или малодиссоциирующее соединение (очень слабый электролит, в том числе и вода).

Таким же образом можно получить константу равновесия:



где

---

− константа полной диссоциации слабого электролита A_j.

Для ионной реакции α₁PQ ↓+α₂ST ⇋α₃PT+α₄SQ ↓

Где PQ, SQ - осадки, ST, PT- слабые электролиты



Где и – равновесные молярные концентрации.

Отсюда можно сделать вывод, что чем слабее электролит PT и

чем менее растворим осадок SQ, тем больше значение константы равновесия K. Таким образом, чем более слабые электролиты и чем менее растворимые осадки образуются в результате ионной реакции, тем полнее идет процесс в прямом направлении.

Индикаторы - вещества, которые изменяют свою окраску в зависимости от характера среды раствора. В зависимости от оцениваемых параметров индикаторы бывают таких видов:

• 
  Кислотно-основные. Позволяют определить уровень pH, что дает представления о принадлежности раствора к кислотам либо щелочам.
  
• 
  Металлоиндикаторы. Определяют, присутствуют ли в соединении вещества, относящиеся к металлам.
  
• 
  Окислительно-восстановительные. Определяют наличие в смеси окисляющих компонентов.
  
• 
  Термические. Меняют цвет при нагреве.
  
• 
  Адсорбционные. Меняют оттенок, впитываясь в выпавший на дно осадок в силу электростатики.
  

В данной работе использовались кислотно-основные индикаторы: фенолфталеин и лакмус.

Малиновый цвет фенолфталеина появляется лишь при достижении определённых показателей pH среды. И чтобы результаты анализа были достоверными, нужно знать рабочие значения. Рассмотрим интервалы в единицах измерения водородного показателя:

• 
  От 0 до 3 – сильнокислые среды. Оттенок становится оранжевым.
  
• 
  От 4 до 8 – слабокислые растворы и нейтральные. В них вещество остаётся прозрачным.
  
• 
  От 8,2 до 10 единиц – слабощелочные и щелочные растворы. В них возникает малиновая окраска – от сиреневого и светло-розового до фуксинового, пурпурного, ярко-фиолетового оттенка. Интенсивность зависит от pH.
  
• 
  Более 11-12 единиц – сильнощелочные среды. В них индикатор сохраняет прозрачность.
  

Рассмотрим интервалы в единицах измерения водородного показателя для лакмуса:

• 
  От 1 до 3 показывает высокий уровень кислотности;
  
• 
  От 4 до 6 показывает кислую среду;
  
• 
  7 — нейтральный результат, именно он в большинстве случаев считается оптимальным в том случае, когда анализы проводятся в домашних условиях;
  
• 
  От 8 до 11 показывает щелочную среду;
  
• 
  От 12 до 14 показывает высокий уровень щелочи.
  

---

Опыт 1. Образование слабого основания.

Последовательность действий.

1. 
   Внести в пробирку немного разбавленного раствора гидроксида натрия.
   
2. 
   Добавить каплю фенолфталеина, затем добавить несколько капель раствора хлорида аммония.
   
3. 
   Нагреть пробирку.
   
4. 
   По запаху определить образование аммиака.
   
5. 
   Написать уравнение процесса разложения гидроксида аммония и объяснить изменение цвета индикатора.
   

Экспериментальные результаты.

Реакция взаимодействия гидроксида натрия и хлорида аммония:

NaOH+NH₄Cl ⇋ NaCl+NH₄OH

Na⁺+OH^-+NH₄⁺+Cl^- ⇋Na⁺+Cl^-+NH₄OH

NH₄⁺+OH^- ⇋ NH₃ + H₂O

Составим выражение константы равновесия:



После добавления фенолфталеина к раствору гидроксида натрия индикатор изменяет цвет с бесцветного на малиновый. Изменение окраски фенолфталеина вызывают гидроксид-ионы (OH^-). После добавления раствора хлорида аммония раствор обесцветился, т.к. NH₄OH разлагается на NH₃ и H₂O, где NH₃ улетучивается, а H₂O имеет нейтральную среду, из-за чего равновесие реакции смещается в сторону прямой реакции.

Опыт 2. Образование устойчивой слабой кислоты.

Последовательность действий.

1. 
   Внести в пробирку несколько капель разбавленной серной кислоты.
   
2. 
   Добавить каплю лакмуса. Затем добавить несколько капель раствора ацетата натрия.
   

3. Нагреть пробирку.

4. По запаху определить образование уксусной кислоты.

5. Запишите молекулярное и ионное уравнение реакции серной кислоты и ацетата натрия, объяснить изменение цвета индикатора.

Экспериментальные результаты.

Молекулярное и ионное уравнение реакции серной кислоты и ацетата натрия:

H₂SO₄ + 2CH₃COONa = 2CH₃COOH + Na₂SO₄

2H⁺ + SO₄^2- + 2CH₃COO^- + 2Na⁺ = 2CH₃COOH + 2Na⁺ + SO₄^2-

H⁺ + CH₃COO^- = CH₃COOH

Составим выражение константы равновесия:

---

После добавления лакмуса к раствору разбавленной серной кислоты индикатор изменяет цвет с бесцветного на красный. Изменение окраски лакмуса вызывают ионы водорода (H⁺). После добавления раствора ацетата натрия цвет раствора приобрел фиолетовый оттенок, т.к. в ходе реакции серная кислота превращается в соль, и образуется уксусная кислота, которая является более слабой по сравнению с серной. Константа диссоциации больше, чем у , соответственно, концентрация ионов водорода уменьшится. Константа равновесия >1, равновесие смещается в сторону прямой реакции.

Опыт 3. Образование неустойчивой слабой кислоты.

Последовательность действий.

1. 
   Налить в пробирку несколько капель раствора карбоната натрия.
   
2. 
   Добавить в эту же пробирку немного разбавленной серной кислоты.
   
3. 
   Наблюдать за выделением газа.
   
4. 
   Составить уравнения происходящего превращения, рассчитать константу равновесия.
   

Экспериментальные результаты.

Молекулярное и ионное уравнение реакции карбоната натрия и разбавленной серной кислоты:

Na₂CO₃ + H₂SO₄ = Na₂SO₄ +H₂CO₃

2Na⁺ + CO₃^2- + 2H⁺ + SO₄^2- = 2Na⁺ + SO₄^2- + H₂CO₃

2H⁺ + CO₃^2- = H₂CO₃

Составим выражение константы равновесия:



Реакция протекает полностью и необратимо, т.к. в результате реакции выделяется углекислый газ, который покидает систему и образуется вода. Равновесие смещено в сторону прямой реакции.

Опыт 4. Переосаждение малорастворимых веществ.

Последовательность действий.

1. 
   Внести в пробирку несколько капель раствора нитрата свинца(II) и сульфата натрия.
   
2. 
   Добавить в ту же пробирку несколько капель раствора хромата калия.
   
3. 
   Перемешать содержимое пробирки стеклянной палочкой.
   
4. 
   Составить уравнения происходящего превращения, рассчитать константу равновесия.
   

---

Смотрите также файлы

• Тема Ведення пацієнта з абдомінальним болем. Відповідь коротко по таким розділам (якщо наявні).docx

• Аудирование, Чтение", "Грамматика и лексика, Письменная речь. Раздел 1 Аудирование.pptx

• " 48 Красный и белый террор в Советской России.".docx

• Программа среднего профессионального образования 44. 02. 01 Дошкольное образование Дисциплина Возрастная анатомия, физиология и гигиена Практическое занятие 10.docx

• День Единства народов Дагестана.docx