ТОР 5 статей: Методические подходы к анализу финансового состояния предприятия Проблема периодизации русской литературы ХХ века. Краткая характеристика второй половины ХХ века Характеристика шлифовальных кругов и ее маркировка Служебные части речи. Предлог. Союз. Частицы КАТЕГОРИИ:
|
Лабораторная работа № 7. Исследование реакций в растворах электролитов
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 ионы под действием полярных молекул растворителя. Количественно способность электролита распадаться на ионы характеризуют степенью диссоциации: a = n / n 0, где n – число продиссоциированных молей; n 0 – 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 отношение произведения концентраций ионов и недиссоциированных молекул вещества постоянно и называется константой диссоциации: , где [А+], [В-], [АВ] – 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 электролитам относят: · Кислоты: азотную HNO3, серную H2SO4, соляную HCl, бромисто- и йодистоводородные HBr и HI, хлорную HClO4. · Гидроксиды щелочных металлов, стронция и бария. · Соли. Остальные электролиты являются слабыми. Мало диссоциированными соединениями являются также комплексные ионы в растворе. Константы их диссоциации даны в справочниках. Правила написания молекулярно-ионных уравнений реакций в растворах электролитов. · Сильные электролиты записывают в диссоциированной форме, в виде отдельных составляющих их ионов. · Слабые электролиты, сложные ионы, в том числе и комплексные, а также малорастворимые соединения и газы записывают в молекулярной, недиссоциированной форме. · Одинаковые ионы в левой и правой частях уравнения сокращают, подобно правилам алгебры. · Отсюда вытекают условия протекания реакций в растворах электролитов. · Образование или растворение малорастворимого соединения, выпадающего в осадок. Растворимость соединений определяют по таблицам растворимости. · Образование или разрушение мало диссоциированного соединения, иона или комплекса. · Выделение или растворение газа. Примеры написания уравнений реакций. а) CaCl2 + 2AgNO3 = 2AgCl$ + Ca(NO3)2 Ag+ + Cl- = 2AgCl б) 2NH4OH + H2SO4 = (NH4)2SO4 + 2H2O Выполнение 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 осадков. Осадки сохранить до следующего опыта. К какому классу относятся полученные осадки гидроксидов металлов? Будут ли эти осадки растворяться в избытке щелочи? Являются ли полученные гидроксиды сильными основаниями? Опыт 2. Растворение малорастворимых оснований. К полученным в предыдущем опыте осадкам добавить по несколько капель раствора соляной кислоты концентрацией 15 % до их полного растворения. Что происходит при растворении гидроксидов металлов в кислоте? Какое новое мало диссоциированное соединение при этом образуется? Опыт 3. Образование малорастворимых солей. A. 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. Ион какого металла образует осадки с ионами хлора и иода? Присутствие какого иона в составе соединения дает окраску иодида свинца? При помощи таблицы произведений растворимости определить, какой из образующихся осадков является менее растворимым. Б. В одну пробирку налить 3−5 капель раствора сульфата натрия, в другую – столько же раствора сульфата хрома (III). В каждую пробирку добавить несколько капель раствора хлорида бария до выпадения осадков. Какое вещество образуется в качестве осадка? Какой у него цвет? Будет ли протекать аналогичная реакция, например, с сульфатом железа (III)? Опыт 4. Изучение свойств амфотерных гидроксидов. А. В две пробирки внести по 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. Б. В две пробирки внести по 5 капель раствора соли алюминия и несколько капель раствора едкого натра до образования осадка гидроксида алюминия. Растворить полученные осадки в одной пробирке в растворе соляной кислоты, в другой – в избытке раствора едкого натра. В. В две пробирки внести по 5 капель раствора соли хрома (III) и несколько капель раствора едкого натра до образования осадка гидроксида хрома (III). Растворить полученные осадки в одной пробирке в растворе соляной кислоты, в другой – в избытке раствора едкого натра. Какой из изученных гидроксидов металлов обладает более кислыми, а какой более основными свойствами? Расположить гидроксиды металлов в ряд по возрастанию их кислых свойств. Ответ обосновать строением атома элемента и его положением в периодической системе элементов. Опыт 5. Образование малодиссоциированных соединений. В пробирку внести 3−5 капель раствора хлорида аммония и добавить несколько капель раствора едкого натра. Обратите внимание на запах, объясните его появление на основе уравнения реакции. Опыт 6. Образование комплексов. В пробирку налить 5−7 капель раствора сульфата меди (II), затем по каплям добавить раствор аммиака до растворения образующегося осадка основной соли меди. Обратите внимание на окраску растворимого амминокомплекса меди. Опыт 7. Образование газов. Внесите в одну пробирку 3−5 капель раствора карбоната натрия, в другую – столько же раствора сульфида натрия. В обе пробирки добавьте по несколько капель серной кислоты. Обратите внимание на выделение газов и их запах. Опыт 8. Характер диссоциации гидроксидов. Пронумеровать 5 пробирок и внести по 4−5 капель растворов: в первую пробирку соли магния, во вторую соли алюминия, в третью силиката натрия, в четвертую соли никеля, в пятую соли цинка. Прибавить в пробирки 1, 2, 4, 5 по несколько капель (до начала выпадения осадков гидроксидов) раствор щелочи, в пробирку 3 − раствор соляной кислоты. Определить химический характер гидроксидов. Для этого половину суспензии гидроксида магния отлить в чистую пробирку и прибавить к ней 4−5 капель раствора НС1, к оставшейся части в первой пробирке добавить дополнительно 6−8 капель раствора щелочи. В обоих ли случаях растворился осадок? Кислотными, основными или амфотерными свойствами обладает Mg(OH)2? Аналогичным образом исследовать свойства гидроксидов алюминия, кремния, никеля (II) и цинка. В чем они растворяются? Каковы их химические свойства? Не нашли, что искали? Воспользуйтесь поиском:
|