Лабораторная работа по химии №3 Скворцов Антон ПС1-12

ЦЕЛЬ РАБОТЫ

Изучить свойства водных растворов электролитов.

Водные растворы электролитов образуются или за счет диссоциации полярных молекул растворенного вещества полярными молекулами воды, или при растворении ионных кристаллов в воде. В обоих случаях в растворе будут ионы различного заряда, окруженными полярными молекулами воды. Электролитическую диссоциацию можно рассматривать как обратимый процесс, а его полноту определять степенью диссоциации  (0<<1). В результате диссоциации число частиц в растворе увеличивается, а это влияет на термодинамические свойства растворов.

Так как для слабых электролитов процесс диссоциации обратим, то он описывается константой равновесия, называемой в данном случае константой диссоциации.

Для сильных электролитов понятие “константа диссоциации” отсутствует, так как в разбавленных растворах нет недиссоциированных молекул. Однако ионы различного знака на определенных расстояниях взаимодействуют своими электрическими полями, взаимно понижая активность. На практике это воспринимается как отсутствие полной диссоциации сильного электролита (снижение электропроводности).

Электропроводность электролитов обусловлена направленным движением ионов в электрическом поле.

Удельная электропроводность определяется уравнением:

где  - удельная электропроводность (Ом * см)^-1;

с – молярная концентрация, моль*см^-3;

 - степень диссоциации;

l_k⁺, l_a^- - подвижности ионов (предельные молекулярные электропроводности ионов), см² (Ом*моль)^-1.

Удельная электропроводность изменяется в зависимости от концентрации раствора неоднозначно и, как и концентрация ионов c_i=c_, проходит через максимум. Концентрация максимальной активности и электропроводность легко определяются экспериментально (для серной кислоты это значение массовой концентрации составляет около 40%). Степень диссоциации (или коэффициент активности) наиболее точно определяют, измеряя эквивалентную, или молекулярную, электропроводность:

Порядок проведения работы.

Опыт 4. Образование слабодиссоциирующих веществ.

А) Налить в пробирку 2-3 мл раствора NH₄Cl, прибавить раствор NaOH. Перемешать, определить по запаху выделяющийся газ. Записать уравнения в молекулярном и ионном виде.

б) Налить в пробирку 5 мл раствора HCl и поместить кусочки цинка. После начала стабильного выделения водорода прибавить в пробирку 0,5 г кристаллического CH₃COOK, тщательно перемешать содержимое. Объяснить причину замедления реакции растворения цинка и появление нового запаха.

Опыт 5. Изменение концентрации водных ионов.

Налить в пробирку 2-3 мл раствора CH₃COOH и прибавить 2-3 капли метилоранжа. Добавить 1 г кристаллического CH₃COONa и встряхнуть содержимое. Объяснить причину изменения окраски раствора.

Опыт 6. Влияние величины произведения растворимости на образование осадка.

Налить в одну пробирку 2-3 мл CaCl_2, в другую 2-3 мл раствора BaCl₂. Прибавить в каждую пробирку по каплям H₂SO₄ до появления осадка. Написать уравнения реакции. Показать различие в произведениях растворимости образовавшихся веществ.

Опыт 7. Гидролиз соли сильного основания и слабой кислоты.

Налить в пробирку 2-3 мл дистиллированной воды, прибавить 0,5 г Na₂CO₃, встряхнуть и добавить 1-2 капли фенолфталеина. Написать молекулярное и ионное уравнение гидролиза, учитывая, что образуется кислая соль NaHCO₃. Указать характер среды.

Опыт 8. Гидролиз соли слабого основания и сильной кислоты.

Налить в пробирку 2-3 мл дистиллированной воды, прибавить 0,5 г Al₂(SO₄)₃, встряхнуть и испытать лакмусовой бумажкой. Написать молекулярное и ионное уравнение гидролиза, учитывая, что образуется основная соль Al(OH)SO₄. Указать характер среды.

Опыт 9. Влияние температуры на степень гидролиза.

Налить в пробирку 2-3 мл раствора CH₃COONa и добавить 1-2 капли фенолфталеина. Тщательно встряхнуть и обратить внимание на окраску раствора. Затем нагреть до кипения и снова обратить внимание на окраску. Сделать вывод. Написать молекулярное и ионное уравнение гидролиза.

Контрольные вопросы

4