Файл: Лабораторная работа 2 Исследование реакций в растворах электролитов студент гр. Гтс22 Иванов М. А.docx

Скачать файл
Заказать решение

ВУЗ: Не указан

Категория: Не указан

Дисциплина: Не указана

Добавлен: 03.02.2024

Просмотров: 12

Скачиваний: 0

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

МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ

Федеральное государственное бюджетное образовательное учреждение высшего образования

Санкт-Петербургский горный университет



Кафедра общей химии

ОТЧЕТ

Лабораторная работа № 2

Исследование реакций в растворах электролитов

Выполнил: студент гр. ГТС-22 Иванов М.А.

(шифр группы) (подпись) (Ф.И.О.)

Проверил:

(должность) (подпись) (Ф.И.О.)

Санкт-Петербург

2023

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

Общие теоретические сведения.

Электролитическая диссоциация - процесс распада молекул электролитов на ионы под действием полярных молекул растворителя. Количественно способность электролита распадаться на ионы характеризуется степенью диссоциации

,

где n – число продиссоциированных молей, n - исходное число молей электролита.

Процесс диссоциации обратимый, он приводит к равновесию между недиссоциированными молекулами и ионами и, следовательно, должен подчиняться закону действующих масс. Вещество АВ при растворении в воде диссоциирует по уравнению

АВ А + В

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

,

где множители – концентрации ионов и молекул электролита в растворе, моль/л или моль/кг.


По степени и величине константы диссоциации все электролиты принято условно делить на сильные и слабые. Сильные электролиты в растворе диссоциируют практически полностью, слабые – частично. Закон действующих масс справедлив лишь для слабых электролитов.

К сильным относятся:

  1. Кислоты: азотную HNO3, серную H2SO4, соляную HCl, бромисто - и йодистоводородную HBr и HJ,хлорную HCLO4.

  2. Гидроксиды щелочных металлов, стронция и бария.

  3. Растворимые соли.

Остальные электролиты являются слабыми. Малодиссоциированными соединениями являются также комплексные ионы в растворе. Константы их диссоциации даны в справочниках.

Правила написания молекулярно-ионных уравнений реакций в растворах электролитов:

1. Сильные и хорошо растворимые электролиты записывают в диссоциированной форме, виде отдельных составляющих ионов.

  1. Слабые электролиты, сложные ионы, в том числе и комплексные, а также малорастворимые соединения и газы записывают в молекулярной, недиссоциированной форме.

  2. Одинаковые ионы в левой и правой частях уравнения сокращают, подобно алгебраическим уравнениям.

Условия протекания реакций в растворах электролитов:

  1. Образование или растворение малорастворимого соединения, выпадающего в осадок. Растворимость соединений определяют по таблицам.

  2. Образование или разрушение малодисоциированного соединения, иона или комплекса.

  3. Выделение или растворения газа.

Выполнение работы:

Опыт 1. Образование малорастворимых оснований.

  1. NiSO4+2NaOH Ni(OH)­2 +Na2SO4

Ni2++SO42-+2Na++2(OH)- Ni(OH)2 +2Na+
+SO42-

Ni2++2(OH)- Ni(OH)2 (выпадает синий осадок)

  1. CuSO4+2NaOH Cu(OH)2↓+Na2SO4

Cu2++SO42-+2Na+2(OH)- →Cu(OH)2↓­­+2Na++SO42-

Cu2++2OH→Cu(OH)2↓ (выпадает голубой осадок)

  1. FeCl3+3NaOH→Fe(OH)3↓+3NaCl

Fe3++3Cl-+3Na+3(OH)- →Fe(OH)3↓+3Na++3Cl-

Fe3++3(OH) →Fe(OH)3↓ (выпадает оранжевый осадок)

Можно сделать вывод, что реакции получились, так как у нас образовались малорастворимые основания и слабые электролиты.

Опыт 2. Растворение малорастворимых оснований.

  1. Fe(OH)3+3HCl→FeCl3+3H2O

Fe(OH)3+3H-+3Cl-→Fe3+3Cl-+3H2O

Fe(OH)3+3H+→Fe3++3H2O (растворение осадка)

  1. Сu(OH)2+2HCl→CuCl2+2H2O

Cu(OH)2+2H++2Cl-→Cu2++2Cl-+2H2O

Cu(OH)2+2H+→Cu2++2H2O (растворение осадка)

  1. Ni(OH)2+2HCl→NiCl2+2H2O

Ni(OH)2+2H+→Ni2++2H2O

Ni(OH)2
+2H+→Ni2++2H2O (растворение осадка)

Осадки растворились в кислоте, потому что образовался еще более слабый электролит.

Опыт 3(А). Oбразование малорастворимых солей.

  1. Pb(NO3)2 + 2KI = PbI2 + 2KNO3

Pb2++2NO3-+2K++2I→PbI↓+2K++2NO3-

Pb2+ + 2I- = PbI2 (выпадает осадок ярко-жёлтого цвета)

  1. Pb(NO3)2+BaCl2→PbCl2↓+Ba(NO3)2

Pb2++2NO3-+Ba2++2Cl-→PbCl2↓+Ba2++2NO3-

Pb2++2Cl-→PbCl2↓ (выпадает осадок белого цвета)

(Б)

  1. Na2SO4 + BaCl2 → 2NaCl+BaSO4

SO4+Ba →BaSO4 ­(выпадает серый осадок и мутнеет жидкость)

  1. Cr2(SO4)3 +3BaCl2 → 3BaSO4+2CrCl3(выпадает белый осадок)

Реакции идут, так как образуются вещества малорастворимые в воде

Опыт 4 (А) 1. ZnSo4 + NaOH → Zn(OH)2  + 0 Na2SO4 (выпадает белый осадок)

2. Zn(OH)2 + 2 HCl → ZnCl2 + 2 H2O

3. Zn(OH)2 + NaOH → Na[ Zn2 (OH)4 ] (растворение осадка)

(Б) 1. Al2(SO4)3 + 2 NaOH → 2 AlOH + Na2(SO4)3

2. AlOH + HCl → H2O + AlCl(выпадает белый осадок)

3. Al(OH)3 + NaOH → Na[Al(OH)4] (растворение осадка)

(В) Изучение свойств амфотерных гидроксидов.

  1. Cr2(SO4)3 + NaOH → 2Cr(OH)3 +3Na2SO4

2Cr3++3SO4+6Na++6(OH)
- →2Cr(OH)3↓+6Na++3SO42-

2Cr3+6(OH)- →2Cr(OH)3 ­(выпадает белый осадок)



  1. Cr(OH)3 +3HCl → CrCl3 +3H2O

Сr(OH)3 +3H-+3Cl-→Cr3++3Cl-+3H2O

Cr(OH)3 +3H+ = Cr3+ 3H2O (растворение осадка, получение светло-синего раствора)

  1. Cr(OH)3 + 3NaOHконц. = Na3[Cr3+(OH)6]

Сr(OH)3 +3Na++3(OH)- →3Na++[Cr(OH)6]

Cr(OH)3 +3(OH)- →[Cr(OH)6] (растворение осадка, получение зелёного раствора)

В кислой среде реагирует как основание, а в щелочной как кислота


Опыт 5.

1. NH4Cl  + NaOH → NH4OH  + NaCl

NH4OH → NH3 + H2O (появление резкого запаха, выделение аммиака)

Опыт 6. Образование комплексов.

  1. 2CuSO4 +2 NH4(OH)разб. →  (CuOH)2SO4 + (NH4)2 SO4 (изменение окраски раствора на синий, растворение осадка в NH4(OH) )

Опыт 7. 1. Na2SO4 +  H2SO4 → Na2SO4 +H2O + CO2 

CO3 + 2 H → H2O + CO2

Вывод: Благодаря выполненной работе я познакомилися с практическими выводами теории электролитической диссоциации, с реакциями в растворах малорастворимых оснований,

Смотрите также файлы