4. Лабораторная работа №4. Электролитическая диссоциация и ионные процессы.

Задание:

1. Изучить электропроводность растворов.

2. Сравнить химическую активность кислот и оснований.

3. Изучить ионные процессы.

0. Цель работы.

Изучить свойства слабых и сильных электролитов, способы их получения и научиться писать ионные уравнения. Теоретический материал представлен в модуле 3 (лекция 7).

0. Теоретическая часть и ход работы Электролиты - это вещества, которые в водных растворах и рас­плавах, диссоциируют на ионы. Слабые электролиты диссоциируют не­значительно, образуя равновесные обратимые системы. Для характерис­тики слабых кислот существуют константы диссоциации, а для труднораствори-мых солей и гидроксидов произведение растворимости - ПР.

1. Используемые реактивы и приборы 1) Стаканы ( емк. 100 см³) - 7 шт., угольные стержни и лампа накаливания, вилка с электрошну-ром. 2) Растворы сахара, уксусной кислоты, соляной кислоты, гидрокси­да аммония, гидроксида натрия, нитрата кали 3) Растворы солей железа (Ш), меди, аммония, силиката натрия, молибдена аммония, карбоната натрия, ацетата нат­рия, ацетата свинца, иодида калия, сульфида аммония, карбоната кальция и т.д.

Опыт I. Электропроводность растворов

Для измерения электропроводности растворов, т.е. изучения силы электролита, берут водные растворы кислот, солей и гидроксидов.

В 7 стаканов емкостью 100 мл налейте по 20-30 мл соответствующего раствора (по таблице), опустите в них угольные электроды (опускать на одинаковую глубину), включите вилку в сеть, и по степени накаливания электролампочки сделайте заключение о силе электролита.

Таблица 1

№	Электролит	Степень свечения лампочки, сила электролита Кд
1	Раствор сахара
2	Дистиллированная вода
3	Уксусная кислота
4	Соляная кислота
5	Гидроксид аммония
6	Гидроксид натрия
7	Нитрат калия

1. Почему растворы взяты равной концентрации?

2. Чем объясняется различная электропроводность испытанных растворов?

3. Написать уравнения диссоциации этих электролитов, указать константы диссоциации слабых электролитов.

Опыт 2. Ионные процессы.

1. Получение малорастворимых оснований. В пробирку налейте 2-3 мл раствора соли хлорида железа (III), добавьте 2-3 мл гидроксида натрия.

2. Получение слабых оснований. В одну пробирку налейте 2-3 мл хлорида аммония, добавьте гидроксида калия С(КОН) = 2моль/л. Пробирку слегка нагрейте. По запаху определите, какой газ выделяется.

3. Получение мало растворимых кислот. В одну пробирку налейте 2-3 мл силиката натрия, в другую - такой же объем молибдата аммония. В обе пробирки внести 2-3 мл соляной кислоты до образования осадков соответст-вующих кислот.

4. Получение слабых кислот. В одну пробирку налейте 2-3 мл раствора углекислого натрия, добавьте в раствор соляной кислоты. Какой газ выделяется из пробирки?

5. Получение трудно растворимых солей. В пробирку налейте 1-2 мл нитрата или ацетата свинца, до­бавьте раствор соляной кислоты. Отметьте цвет осадка. К осадку до­бавьте раствор иодида калия. Как изменился цвет осадка? Затем до­бавьте раствор сульфида аммония. Какой цвет осадка в последнем случае? Пользуясь ПР напишите реакции переходов.

Основная литература:

[6], стр. 60-62, 115-118, 123-128, [7], стр. 95-96, 101-103.

Контрольные вопросы:

1. Используя растворы солей и кислот, получите сле­дующие труднорастворимые соли: сульфата бария, карбоната кальция, хромата бария, иодида серебра, фосфата цинка, силиката кальция.

2. К чему сводятся реакции в растворах электролитов?

3. Что называется ступенчатой диссоциацией?

4. На какие группы условно делят электролиты по величине степени их диссоциации?

5.5. Оформление работы.

В лабораторной тетради записать все уравнения проведения реак­ций в молекулярной и ионной формах, проставить значения К_д и ПР под формулами слабых электролитов и труднорастворимых соединений.