Название: лабораторные работы по химии (Л.А. Стениловская,В.Н. ПаутовГ.К. Лупенко,)

Жанр: Химия

Просмотров: 1506


6. растворы электролитов

 

Цель работы

 

Приобретение навыков приготовления растворов, наблюдение процессов, протекающих в растворах электролитов, закрепление теории растворов электролитов.

 

Теоретическое введение

 

Электролиты – это вещества, молекулы которых распадаются (диссоциируют) в растворах или расплавах на ионы. Вследствие этого растворы или расплавы электролитов проводят, в отличие от неэлектролитов, электрический ток. К электролитам относятся соли, кислоты, основания.

Количественной характеристикой процесса диссоциации является степень диссоциации a – отношение числа молекул электролита, распавшихся в данном растворе на ионы, к общему числу его молекул в растворе. Степень диссоциации выражается либо в долях единицы, либо в процентах. Например, для 0,1 н раствора СН3СООН  a = 0,013 (или 1,3 \%).

По величине степени диссоциации электролиты делятся на сильные и слабые.

Сильные электролиты диссоциированы в водных растворах практически нацело. Например,

NaCl ® Na+ + Cl-.

Слабые электролиты диссоциируют только частично, в их растворах вместе с ионами существуют и молекулы, причем между молекулами и ионами устанавливается подвижное равновесие. Процесс диссоциации записывается так:

СН3СООН « Н+ + СН3СОО-.

При равновесии процесс диссоциации характеризуется константой равновесия

Кс = [Н+].[ СН3СОО] / [ СН3СООН],

которая называется константой диссоциации Кд .

К слабым электролитам относится и вода. Диссоциация воды:

Н2О « Н+ + ОН-.

Выражение константы диссоциации воды имеет вид

Кд = [Н+].[ ОН-] / [Н2О],  отсюда  [Н+]. [ ОН-] = Кд [Н2О].

Так как степень диссоциации воды очень мала, то равновесную концентрацию [Н2О] можно считать равной концентрации чистой воды, т. е. 1000:18 = 55,55 моль/л. И тогда произведение двух постоянных величин Кд [Н2О] – также величина постоянная. Она обозначается (КВ) и называется ионным произведением воды.

КВ = 10-7х10-7 = 10-14 моль2/л2, Т = 298 К.

Ионное произведение воды остается при данной температуре величиной постоянной, поэтому зная концентрацию одного из ионов, можно вычислить концентрацию другого. Например, при [Н+] = 10-5 моль/л.

[ОН-] = КВ/[Н+] = 10-14/10-3 = 10-11 моль/л.

Поэтому и кислый, и нейтральный, и щелочной растворы можно охарактеризовать концентрацией ионов водорода: нейтральный раствор [Н+] = 10-7 моль/л, кислый раствор [Н+] > 10-7 моль/л, щелочной раствор [Н+] < 10-7 моль/л.

Кислотность или щелочность раствора можно выразить и водородным показателем рН. Это отрицательный десятичный логарифм концентрации ионов водорода

рН = - lg [Н+].

Водородный показатель растворов можно измерить различными способами. Простейший метод – измерение рН с помощью индикаторов – веществ, меняющих свою окраску в зависимости от рН среды. Наиболее употребительными являются метиловый оранжевый, фенолфталеин, лакмус. Интервал значений рН, в котором скачком меняется окраска индикатора, называется интер- валом перехода индикатора.

У метилового оранжевого интервал перехода находится в области рН = 3,1…4,4. Если рН <3,1, метиловый оранжевый имеет розовую окраску, при рН > 4,4 – желтую, в области 3,1…4,4 – оранжевую. Интервал перехода лакмуса составляет 6…8 единиц рН. При  рН < 6 лакмус окрашен в красный цвет, при рН > 8 – в синий, внутри интервала перехода – в фиолетовый. Интервал перехода фенолфталеина 8,2…10, т.е. находится в щелочной области. При рН < 8 он бесцветен, при рН > 10 окрашен в малиновый цвет.

В лабораторной практике распространена также универсальная индикаторная бумага.

 

Экспериментальная часть

 

Опыт 1.  Приготовление водного раствора

кристаллогидрата динатрия карбоната

с массовой долей 5 \%

 

Массовая доля wВ растворенного вещества В равна отношению массы растворенного вещества к массе раствора mр .

Рассчитайте массу десятиводного кристаллогидрата динатрия карбоната Na2CO3.10H2O, которую необходимо взять для приготовления 20 г раствора с массовой долей 5 \% безводной соли динатрия карбоната.

Рассчитайте массу воды, необходимую для приготовления

20 г раствора.

Взвесьте на технических весах чистый сухой стаканчик емкостью 50 мл и вложите в него навеску Na2CO3.10H2O, которая получилась по расчету. Мерным цилиндром на 25 мл отмерьте

тот объем воды, который необходим для приготовления 20 г раствора. Влейте воду в стаканчик с навеской. Перемешайте содержимое стакана до полного растворения навески в воде. Полученный раствор сохраните для проведения опыта 4. В отчете приведите все вычисления.

Данные опыта оформите в виде таблицы.

 

Масса пустого стакана, г

Масса навески

Na2CO3.10H2O , г

Масса стакана с навес- кой Na2CO3.10H2O, г

Объем Н2О, мл

 

 

 

 

 

 

Опыт 2. Приготовление 50 мл 0,1 н водного раствора

кристаллогидрата цинка динитрата

 

Молярная концентрация эквивалентов Сэк вещества В равна отношению количества эквивалентов вещества nэк(В) к объему раствора Vр ,

Сэк(В) = nэк(В)/Vр = mB zэк,B /(MB.Vp ).

Рассчитайте массу шестиводного кристаллогидрата цинка динитрата Zn(NO3)2.6Н2О, необходимую для приготовления 50 мл 0,1 н раствора соли.

На часовом стекле взвесьте навеску кристаллогидрата и перенесите ее через воронку в мерную колбу на 50 мл. Ополаскивание стекла водой продолжайте до тех пор, пока вся навеска соли не будет перенесена в мерную колбу. Раствор в колбе должен при этом занимать примерно половину – две третьих части ее объема. Если все кристаллы соли растворились, перемешайте раствор круговыми движениями колбы и после этого долейте его до метки дистиллированной водой.

Закройте колбу пробкой и вновь перемешайте раствор, переворачивая колбу вверх то дном, то горловиной. Приготовленный раствор Zn(NO3)2 сохраните для выполнения опыта 4.

В отчете дайте все вычисления.

В качестве вывода приведите определение концентрации раствора.

Опыт 3. Влияние одноименных ионов

на диссоциацию слабого электролита

 

Равновесие диссоциации слабого электролита в соответствии с принципом Ле Шателье можно смещать, изменяя концентрацию вещества. Рассмотрим, что произойдет с равновесием диссоциации уксусной кислоты при добавлении в ее раствор одноименных ионов (СН3СОО- или Н+). Ионы СН3СОО- можно добавить, например, в виде соли аммония ацетата СН3СООNН4. Эта соль – сильный электролит, практически полностью продиссоциирует на ионы:

СН3СООNН4 = NН4+ + СН3СОО-.

В результате этого концентрация ионов СН3СОО- в растворе сильно возрастет, а так как константа диссоциации уксусной кислоты – величина постоянная при данных условиях, концентрация ионов водорода уменьшается, а концентрация недиссоциированных молекул СН3СООН возрастает, т.е. равновесие сместится влево.

На две стеклянных пластинки нанесите пипеткой по 1 капле 0,1 н раствора аммония гидрооксида NН4ОН, добавьте к ним по

1 капле фенолфталеина. Какова окраска растворов? Почему? Каков интервал перехода фенолфталеина?

Напишите уравнение диссоциации NН4ОН. Выразите константу диссоциации.

Один раствор оставьте в качестве контрольного, а к другому добавьте 5…6 капель 1 н раствора СН3СООNН4. Объясните наблюдаемое.

Сделайте вывод, как влияет на диссоциацию слабого электролита добавление в его раствор одноименных ионов.

 

Опыт 4. Гидролиз солей

 

Гидролиз солей – обменная реакция между солью и водой, при которой составные части соли соединяются с составными частями воды. При этом обязательно образуется малодиссоци-

ированное вещество (слабая кислота или слабое основание, основная или кислая соль). Гидролизу подвергаются соли, образованные катионами слабых оснований или (и) анионами слабых кислот.

Соль, образованная сильной кислотой и сильным основанием, в растворе не гидролизуется. Рассмотрим гидролиз солей, образованных и слабым основанием, и слабой кислотой. Пример соли такого типа – аммоний цианид NН4СN.

Уравнения реакции

NН4СN + Н2О « NН4ОН + НСN;

NН4+ + СN- + Н2О « NН4ОН + НСN.

В результате реакции образуются и слабое основание, и слабая кислота. Характер среды  водного раствора такой соли зависит от относительной силы образовавшихся при гидролизе основания и кислоты, т. е. от соотношения значений их констант диссоциации. В данном случае при 25 оС Кд(NН4ОН) = 1,8.10-5 моль/л, а Кд(НСN) = = 6,2.10-10 моль/л, т. е. при диссоциации NН4ОН образуется больше гидроксид-ионов, чем ионов водорода при диссоциации НСN, и раствор будет щелочным. Если константа диссоциации слабой кислоты – продукта гидролиза – больше константы диссоциации образовавшегося слабого основания, раствор будет кислым. Если же константа диссоциации кислоты и основания одного порядка – раствор будет нейтральным.

Гидролиз солей, образованных слабым основанием многовалентного металла или слабой многоосновной кислотой, протекает ступенчато. При этом на промежуточных стадиях образуются в первом случае основные соли, во втором – кислые. Например,

 

1-я ступень    CuCl2 + HOH « CuОНCl + НCl,

                        Cu2+ + HOH « CuОН+ + Н+.

2-я ступень     CuОНCl + HOH « Cu(ОН)2 + НCl,

                        CuОН+ + HOH « Cu(ОН)2 + Н+.

 

Гидролиз по 2-й ступени происходит в ничтожно малой степени. Это пример первого типа гидролиза, в результате чего раствор становится кислым.

Уравнения гидролиза дикалия карбоната записывается так:

1-я ступень  К2СО3 + НОН « КНСО3 + КОН,

                     СО32- + НОН « НСО3- + ОН-.

2-я ступень  КНСО3 + НОН « Н2СО3 + КОН,

                     НСО3- + НОН « Н2СО3 + ОН-.

 

Это второй тип гидролиза солей, раствор становится щелочным.

Гидролизу подвергается не вся соль, а лишь ее часть. Отношение числа молекул соли, подвергшихся гидролизу, к общему числу растворенных молекул, называется степенью гидролиза. Она зависит от природы солей, концентрации их в растворе, температуры. С повышением концентрации раствора гидролиз соли уменьшается, а с ростом температуры увеличивается.

4.1. На две стеклянных пластинки нанесите пипеткой по 2 капле 1 н раствора бария дихлорида ВаСl2. В раствор на одном стекле прибавьте 1 каплю метилового оранжевого, а на другом – 1 каплю лакмуса. Какую окраску приобрели растворы? Почему? Приведите интервалы перехода метилового оранжевого и лакмуса.

4.2. Проведите опыт, аналогичный опыту 4.1. с 1 н раствором аммония ацетата СН3СООNН4. Каким становится цвет этого раствора при добавлении в него метилового оранжевого? Лакмуса? Каков характер среды? Почему? Кg (NН4ОН) и Кg (СН3СООН) примерно одинаковы и равны 1,8.10-5. Напишите уравнение гидролиза в молекулярной и ионно-молекулярной форме.

4.3. С помощью универсальной индикаторной бумаги определите значения рН раствора Nа2СО3 и раствора Zn(NО3)2, приготовленных соответственно в опытах 1 и 2. Напишите в молекулярной и ионно-молекулярной форме уравнения ступенчатого гидролиза.

4.4. На полоски универсальной индикаторной бумаги нанесите раздельно по 1…2 капли 1 н раствора Na3РО4, Nа2НРО4, NаН2РО4. Определите приближенные значения рН этих растворов. Объясните наблюдаемое.

Напишите для гидролиза соли Nа3РО4 молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакции всех возможных ступеней. На какой ступени гидролиз протекает лучше? На какой наиболее слабо?