Лабораторная работа №5 растворы электролитов

Цель работы: проведение и составление уравнений реакций ионного обмена в молекулярной и ионной формах, определение направления реакций ионного обмена.

1 Теоретическая часть

Растворимость – способность вещества образовывать с другими веществами однородные системы. Растворимость выражается в весовых единицах, отнесённых к 100 г растворителя (г/100 г).

В таблице растворимости, где представлена растворимость солей в воде, растворимыми считаются соли, чья растворимость больше 10г на 100г воды, малорастворимые соли – растворимость менее 1г на 100г воды, практически нерастворимые соли – растворимость менее 0,01 г на 100г воды.

Электролитами называют вещества, диссоциирующие (распадающиеся) в растворе на заряженные частицы - ионы (положительно заряженные катионы и отрицательно заряженные анионы).

Растворы электролитов способны проводить электрический ток. Для количественной характеристики электролитической диссоциации было введено понятие степени диссоциации.

Степень диссоциации α - это отношение числа молекул, диссоциированных на ионы, к общему числу молекул растворенного вещества.

По степени диссоциации все электролиты делятся на сильные, средней силы и слабые электролиты:

- сильные электролиты – те, для которых α>30%, к ним относят практически все растворимые соли, гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов, кислоты – HNO₃, HCl, HBr, HI, H₂SO₄, HClO₄

- электролиты средней силы – те, для которых 3%<α<30%, к ним относят кислоты – H₃PO₄, H₂SO₃, HCOOH (муравьиная кислота)

- слабые электролиты – те, для которых α<3%, к ним относят малорастворимые и нерастворимые соли и основания, кислоты - CH₃COOH, HNO₂, H₂S, HCN, H₂CO₃, H₂SiO₃, HF и Н₂О.

1.1 Диссоциация кислот и оснований

В растворах слабых электролитов процесс диссоциации протекает обратимо, поэтому к нему можно применить закон действия масс. Так в растворе уксусной кислоты процесс диссоциации обратим:

CH₃COOH ⇄ CH₃COO¯ + H ⁺

константа равновесия равна:

Константу равновесия для процесса диссоциации называют константой диссоциации и обозначают К_д. Константы диссоциации кислот и оснований приводятся в справочной литературе.

Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато; на каждой ступени отщепляется один ион водорода, поэтому число ступеней диссоциации равно основности кислоты. Каждая ступень характеризуется своей константой диссоциации:

I ступень диссоциации угольной кислоты:

H₂CO₃ ⇄ H⁺ + HCO₃¯

II ступень диссоциации угольной кислоты:

HCO₃⁻⇄ H⁺ + CO₃²⁻

Первый ион водорода отрывается от молекулы легче, чем следующие, т.к. возрастает отрицательный заряд кислотного остатка, константа диссоциации по первой ступени больше, чем по второй и третей ступенях – .

Диссоциация слабых оснований также протекает по ступеням; на каждой ступени отщепляется один гидроксид-ион, поэтому число ступеней диссоциации равно кислотности основания. Каждая ступень характеризуется своей константой диссоциации:

I ступень диссоциации гидроксида железа (II):

Fe(OH)₂ ⇄ FeOH ⁺ + OH¯

II ступень диссоциации гидроксида железа (II):

FeOH ⁺ ⇄ Fe ²⁺ + OH¯

Ступенчатой диссоциацией объясняется способность оснований многовалентных металлов образовывать основные соли, например Fe(OH)₂Cl, FeOHCl₂.