Определение степени диссоциации хлористого калия криоскопическим методом

Для работы нужны: 1) тот же прибор, что и для работы №15 (рис. 19); 20 термометр с делениями до 0,1°; 30 хлористый калий; 4) лед или снег; 5) технический NaCl.

Порядок выполнения работы

1. Собрать прибор, как при работе № 15.

2. Проверить нулевую точку термометра (см. работу №15, п. 2).

3. Точно отвесить около 1 г хлористого калия.

4. Налить во внутренний стаканчик прибора 40 мл дистиллированной воды и растворить в ней отвешенную соль.

5. Определить температуру замерзания приготовленного раствора, поступая как и при работе №15.

6. Вычислить степень диссоциации хлористого калия в приготовленном растворе.

7. Записать расчет в лабораторный журнал и показать преподавателю.

РАБОТА № 18

Сравнение степеней диссоциации кислот по электропроводности их растворов

Для работы нужны: 1) тот же прибор, что и для работы №16 (рис.20); 2) нормальные растворы соляной, уксусной и борной кислот.

Порядок выполнения работы

1. Погрузить электроды в нормальный раствор соляной кислоты, включить ток, наблюдать накал лампы.

2. Повторить опыт с нормальным раствором уксусной кислоты, предварительно ополоснув стакан и электроды дистиллированной водой.

3. То же с нормальным раствором борной кислоты.

4. Сделать заключение о сравнительной степени диссоциации кислот, у которой из трех исследованных кислот степень диссоциации является наибольшей?

Реакции между электролитами в растворах. Ионные уравнения.

Учебник §92, 93, 97, 99

При реакциях между электролитами в растворах химическое взаимодействие происходит только между ионами растворенных веществ. Хотя большинство этих реакций принадлежит к типу так называемых реакций обмена, однако с точки зрения ионной теории сущность их заключается в соединении ионов и образовании диссоциирующих или практически нерастворимых веществ.

Если из ионов, находящихся в исходных растворах, такого вещества не может образоваться, то при смешивании растворов двух электролитов вообще не произойдет никакой реакции.

Таким образом, обязательным условием течения реакций обмена между электролитами является уход тех или иных ионов из раствора вследствие образования нерастворимых или слабо диссоциирующих веществ.

Для записывания реакций между электролитами в растворах пользуются так называемыми ионными уравнениями, в которых труднорастворимые и малодиссоциированные вещества пишутся в виде молекул, а растворимые сильные электролиты в виде ионов, на которые они распадаются в растворе.

Пример 1. При смешивании растворов хлористого кальция CaCl₂ и углекислого натрия Na₂CO₃ происходит реакция:

CaCl₂ + Na₂CO₃ = CaCO₃ + 2NaCl

Так как соли CaCl₂ и Na₂CO₃ как сильные электролиты полностью распадаются в растворе на ионы, то уравнение происходящей реакции может быть записано и в такой форме:

Ca + 2Cl + 2Na + CO₃ = CaCO₃ +2Na + 2Cl.

Из последнего уравнения видно, что химическое взаимодействие происходит только между ионами Ca и CO₃, которые связываются друг с другом, образуя практически нерастворимый углекислый кальций СaCO₃, выпадающий в виде осадка, ионы же Na и Cl как были свободными в исходных растворах, так и остались свободными после смешивания растворов, т.е. никакого участия в реакции не принимали. Исключив их из последнего уравнения, получим уравнение:

Ca + CO₃ = CaCO_3,

совершенно точно выражающее сущность происходящей реакции. Это уравнение и называется ионным уравнением реакции.

Пример 2. Реакция между едким натром и соляной кислотой (реакция нейтрализации) выражается в молекулярной форме уравнением

NaOH + HCl = NaCl + H₂O.

Как и в предыдущем случае, растворы исходных веществ NaOH и HCl содержат только ионы этих веществ. Так как NaCl тоже сильный электролит, то при смешивании растворов связываться друг с другом будут только ионы: H и OH, образуя молекулы очень слабого электролита – воды. Образование этих молекул и обусловливает течение реакции нейтрализации. Таким образом, сущность ее может быть выражена ионным уравнением:

H + OH = H₂O,

ионы же Na и CL никакого участия в реакции не принимают, а потому и не входят в ионное уравнение.

Если взятые для реакции вещества представляют собою сильные, легко растворимые электролиты, то ионное уравнение всегда имеет такой вид, как в приведенных выше примерах: в левой части указываются вступающие во взаимодействие ионы, а в правой – образующиеся из них слабо диссоциирующие или малорастворимые соединения.

Несколько иной вид имеет ионное уравнение в том случае, когда одно из вступающих в реакцию веществ слабый или малорастворимый электролит.

Пример 3. Реакция нейтрализации раствора слабой азотистой кислоты HNO₂ раствором едкого натра.

Раствор азотистой кислоты содержит молекулы HNO₂, находящиеся в равновесии с очень небольшим количеством ионов H и NO₂,

HNO₂ ↔ H + NO_2,

а в растворе едкого натра находятся ионы Na и OH.

При смешивании растворов ионы OH начинают связываться с ионами H кислоты в молекулы воды, вызывая тем самым смещение указанного равновесия; диссоциация HNO₂ усиливается, в раствор переходит новое количество ионов, и так процесс идет до тех пор , пока вся кислота не вступит в реакцию.

В результате этого процесса, кроме образования молекул воды, освобождаются еще ионы NO₂, бывшие до реакции связанными с ионами H в молекулах HNO_2.

Хотя и здесь, как и в предыдущем случае, химическое взаимодействие происходит только между ионами, но молекулы HNO₂ косвенно тоже участвуют в реакции, поставляя все новые и новые ионы H по мере связывания последних с гидроксильными ионами.

Реакция выражается ионным уравнением

HNO₂ + OH = H₂O+ NO_2.

Пример 4. Растворение осадка сульфида железа FeS в соляной кислоте.

В растворе, содержащем осадок FeS и ничтожным количеством перешедших в раствор ионов Fe и S.

FeS ↔ Fe + S.

в осадке в растворе

После прибавления к раствору соляной кислоты водородные ионы кислоты связываются с ионами S в молекулы слабой сероводородной кислоты H₂S.

Уход ионов S из раствора нарушает равновесие между ионами и осадком, вследствие чего новое количество FeS переходит в раствор, распадаясь на ионы. Осадок постепенно растворяется и в то же время освобождаются входившие в его состав ионы Fe∙∙

В ионном уравнении слева указываются молекулы FeS и ионы H∙, а справа – молекулы H₂S и ионы F∙∙

Исходя из вышеизложенного, можно рекомендовать следующий прием для правильного составления ионных уравнений:

1. Написать схему реакции, например:

FeS + HCL → FeCl₂ + H₂S.

2. Определить, образование какого вещества обусловливает течение данной реакции, и написать его формулу в правой половине уравнения (H₂S).

3. Выяснить, имеются ли необходимые для образования этого вещества свободные ионы в растворах исходных веществ или они образуются в процессе реакции из осадка или слабо диссоциирующего вещества. В данном случае свободные ионы водорода имеются в растворе одного из исходных веществ (HCl), но ионы S'' образуются в процессе реакции из осадка FeS.

4. Написать формулу FeS и символ иона водорода в левой половине уравнения:

FeS + H∙ → H₂S.

5. Указать в правой половине уравнения ионы, получающиеся в результате реакции, и подобрать коэффициенты к уравнению:

FeS +2H∙ = H₂S + Fe∙∙.

РАБОТА №19