Методические рекомендации к лабораторным работам по курсу "химия" (стр. 4 из 17)
5. В четвертую пробирку добавить несколько кристалликов KCl и раствор перемешать.
Результаты и их обработка
1. Наблюдения запишите в таблицу.
| Пробирка | ||||
| 1. Цвет раствора до опыта | 1 | 2 | 3 | 4 |
| 2. Какое вещество добавили | ||||
| 3. Цвет раствора после добавления вещества | ||||
| 4. Направление смещения равновесия | ||||
2. Напишите уравнение изучаемой реакции и на основе принципа Ле Шателье объясните направление смещения равновесия в присутствии одноименного иона.
3. Оформите отчет по лабораторной работе № 2.
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА №3
ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ
АМФОТЕРНОСТЬ. ИОННЫЕ РЕАКЦИИ
Цель работы: экспериментальная проверка положений теории электролитической диссоциации.
Оборудование: кристаллические вещества: Na2CO3, H2C2O4, Zn. Растворы: ZnCl2, NaOH (2н), HCl (2н), HCl (0,1н), Al2(SO4)3, H2SO4 (2н), Na2SO4, MgSO4, BaCl2, Na2CO3, K2CO3, CH3COOH (0,1н).
Литература: Н.Л.Глинка. Общая химия. §§ 81-88.
Теоретическая часть
Электролиты - вещества, растворы и расплавы которых проводят электрический ток.
Неэлектролиты - вещества, растворы и расплавы которых не проводят электрический ток.
Распад электролитов на ионы при растворении или в расплаве называется электролитической диссоциацией. Например:
NaCl = Na+ + Cl-
CH3COOH = H+ + CH3COO-
Количественные характеристики процесса электролитической диссоциации - степень диссоциации (a) и константа диссоциации (Кд)
Степень диссоциации - отношение числа диссоциированных на ионы молекул к общему числу молекул электролита в растворе или расплаве.
a = C(дис)/С(общ),
где Сдис – концентрация диссоциированных молекул;
Собщ – общая концентрация молекул электролита.
Константа диссоциации - константа равновесия процесса электролитической диссоциации (более точное название - константа ионизации).
Например, для 0,1 моль/л раствора CH3COOH при 25 0С a = 32 %. Это означает, что из 10000 молекул CH3COOH, находящихся в растворе, 132 диссоциированы на ионы H+ и CH3COO-, а остальные 9868 молекул - недиссоциированы.
pK = lg Кд = 4,76
Электролиты, имеющие величину a, близкую к 100%, называются сильными, а имеющие a < 100% - слабыми.
Сильные электролиты - растворимые в воде соли (NaCl, Al2(SO4)3, BaCl2 и др.), щелочи (NaOH, KOH, Ca(OH)2 и др.), многие минеральные кислоты (HCl, HNO3, H2SO4 и др.).
Слабые электролиты - некоторые минеральные и большинство органических кислот (HNO2, H2SO3, H2S, H2CO3, H2SiO3, HCN, H3PO4, CH3COOH, H2C2O4 и др.), гидроксид аммония NH4OH.
Для слабых электролитов выполняется закон разбавления Оствальда
Кд =a2 С
где: Кд - константа диссоциации, a - степень диссоциации, С - концентрация (в моль/л) слабого электролита.
Многоосновные кислоты, многокислотные основания, кислые и основные соли диссоциируют ступенчато.
Например, H3PO4 диссоциирует в три ступени (три стадии):
1) H3PO4 = H+ + Н2PO4- Kд1 = 7,5×10-3
2) H2PO4- = H+ + HPO42- Kд2 = 6,3×10-8
3) HPO42- = H+ + PO43- Kд3= 1,3×10-12 ______________________________________________________
H3PO4 = 3H+ + PO43- Kд = K1××К2×К3 = 6,14×10-22
Кислоты- электролиты, образующие при диссоциации катионы только одного типа - H+.
Щелочи - электролиты, образующие при диссоциации анионы только одного типа - ОН- (гидроксид-ионы). Электролиты, которые при диссоциации могут образовывать и катионы H+, и анионы ОН-, называются амфотерными.
К амфотерным электролитам относятся:
Be(OH)2, Zn(OH)2, Pb(OH)2, Sn(OH)2, Al(OH)3, Cr(OH)3 и некоторые другие.
Кислотно-основное равновесие в растворе амфотерного электролита (например, Sn(OH)2) можно представить в следующем виде:
Sn(OH)2кр
- 2H2O ¯
2H+ + Sn(OH)4]2-Û H2[Sn(OH)4] Û [Sn(OH)2р-р] Û Sn2+ +2OH- по типу кислоты + 2H2O по типу основания
В соответствии с принципом Ле Шателье при увеличении концентрации ионов H+ (при добавлении кислоты) равновесие смещается вправо. В результате образуются соли, содержащие катион Sn2+:
Sn(OH)2 + 2HCl = SnCl2 + 2H2O
При увеличении концентрации ионов ОH- (при добавлении щелочи) равновесие смещается влево. В результате образуются соли, содержащие анионы [Sn(OH)4]2-
Sn(OH)2 + 2NaOH = Na2[Sn(OH)4]
Реакции между растворами электролитов называются ионными реакциями. Химическое равновесие в ионных реакциях смещено в сторону образования наименее растворимых веществ, летучих соединений или наименее диссоциирующих веществ.
Экспериментальная часть
Опыт 1. Ионизирующее действие воды
Описание опыта
Диссоциация электролитов на ионы в растворе происходит под действием полярных молекул воды. Чтобы убедиться в этом, смешивают кристаллические Na2CO3 и H2C2O4 (щавелевая кислота). В этих условиях свободных ионов нет и реакция не идет. При добавлении воды к полученной смеси электролиты диссоциируют и начинается ионная реакция.
Порядок выполнения опыта
1. В сухой пробирке смешать небольшие количества кристаллических Na2CO3 и H2C2O4. Записать наблюдения.
2. К полученной смеси добавить воды. Записать наблюдения.
Задание
1. Напишите уравнения реакций электролитической диссоциации Na2CO3 и H2C2O4 и уравнение реакции между ними в молекулярном и ионном виде. Укажите признаки реакций.
2. Выпишите из справочника значения рКa H2CO3 и H2C2O4 и определите, какая из этих кислот сильнее.
Опыт 2. Получение и свойства амфотерных гидроксидов
Описание опыта
Амфотерные гидроксиды плохо растворимы в воде. Они могут взаимодействовать и с кислотами, и со щелочами. В опыте необходимо получить осадки Zn(OH)2 и Al(OH)3 и исследовать их взаимодействие с кислотой и щелочью.
Порядок выполнения опыта
1. В пробирку налить примерно 2 мл хлорида цинка и добавить по каплям раствор щелочи до образования осадка.
2. Осадок разделить на две пробирки.
3. В первую пробирку прилить раствор кислоты; а во вторую - раствор щелочи.
4. Аналогично провести опыт с солью алюминия.
Задание
1. Напишите уравнения реакций образования Zn(OH)2 и Al(OH)3 и их взаимодействия с кислотами и щелочами в молекулярном и ионном виде. Укажите признаки реакций.
2. На основании справочных данных сделайте вывод, какое из этих соединений Zn(OH)2 и Al(OH)3 менее растворимо в воде.
3. Напишите схему равновесий в растворах Zn(OH)2 и Al(OH)3. На основе принципа Ле Шателье покажите направление смещения равновесий при добавлении кислоты и щелочи.
Опыт 3. Ионные реакции: смещение равновесия в сторону
образования осадков
Порядок выполнения опыта
1. В отдельные пробирки взять по 1-2 мл растворов серной кислоты, сульфата натрия, сульфата марганца и сульфата алюминия.
2. В каждую пробирку добавить 2-3 капли раствора хлорида бария.
Задание
1. Напишите уравнения проведенных реакций в молекулярном и ионном виде. Укажите признаки реакций.
2. Выпишите из справочника значение Кs BaSO4.
3. Сделайте вывод о механизме этих реакций и о направлении смещения равновесия в реакционных системах.
Опыт 4. Ионные реакции: смещение равновесия в сторону
образования газообразных веществ
Порядок выполнения опыта
1. В отдельные пробирки взять по 2-3 мл растворов карбоната натрия и карбоната калия.
2. В каждую пробирку добавить 3-4 капли 2н раствора соляной кислоты.
Задание
1. Напишите уравнения проведенных реакций в молекулярном и ионном виде. Укажите признаки реакций.
2. Сделайте вывод об устойчивости угольной кислоты.
3. Сделайте вывод о механизме проведенных реакций и направлении смещения равновесия в исследованных реакционных системах.
Опыт 5. Зависимость степени диссоциации от природы
электролита
Описание опыта
Проводится реакция металлического цинка с соляной и уксусной кислотами. Концентрация кислот одинакова. Скорость реакции будет зависеть от концентрации ионов Н+ в растворе, то есть от степени диссоциации a исследуемых кислот.
Порядок выполнения опыта
1. В одну пробирку налить 2-3 мл 0,1 н раствора соляной кислоты, в другую - столько же 0,1 н раствора уксусной кислоты.
2. В каждую пробирку опустить по кусочку металлического цинка примерно одинакового размера.
Задание
1. Напишите уравнения реакций Zn с HCl и CH3COOH в молекулярном и ионном виде. Укажите признаки реакций.
2. Рассчитайте концентрацию ионов Н+ и величину рН в 0,1 н растворе HCl и 0,1 н растворе CH3COOH.
3. Оформите отчет о лабораторной работе №3.
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА №4
ПРОИЗВЕДЕНИЕ РАСТВОРИМОСТИ (Ks)
ВОДОРОДНЫЙ ПОКАЗАТЕЛЬ (рН). ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ
Цель работы: экспериментальное изучение процессов, происходящих в растворах и характеризующих состояние компонентов горных пород при их растворении.