Форма записи:

№ опыта	Объем щелочи, мл	Объем кислоты, пошедшей на титрование, мл	Нормальность кислоты	Среднее значение объема кислоты, мл
1.
2.
3.

Формулы для расчета.

1. Вычислить нормальную концентрацию раствора кислоты (оп.№1) или раствора щелочи (оп.№2) из формулы закона эквивалентов для растворов:

2. Вычислить массу кислоты (оп.№1) или щелочи (оп.№2), содержащейся в 10 мл соответствующего раствора, из формулы нормальной концентрации:

3. Вычислить массу воды (растворителя) в 10 мл раствора, считая плотность раствора равной 1:

4. Пользуясь полученными данными, вычислить заданные концентрации по соответствующим формулам.

Лабораторная работа №5

Электролитическая диссоциация. Реакции ионного обмена

Цель работы: изучить условия протекания реакций ионного обмена и правил написания ионообменных реакций в молекулярной и ионно-молекулярной формах.

Теоретическая часть.

Электролитической диссоциацией называется частичный или полный распад молекул электролита на ионы под действием полярных молекул растворителей. Диссоциация протекает в результате сложного физико-химического взаимодействия молекул электролита с полярными молекулами растворителей. Взаимодействие ионов с полярными молекулами растворителя называется сольватацией (для водных растворов - гидратацией) ионов. В растворах электролитов образуются сольватированные ионы.

Электролиты проводят электрический ток, так как в растворах имеются заряженные частицы: катионы и анионы.

Количественно процесс диссоциации характеризуется степенью электролитической диссоциации α. Степенью диссоциации называется отношение числа молекул, распавшихся на ионы n к общему числу молекул N растворенного вещества:

Степень диссоциации выражается в процентах или долях единицы.

Электролиты делятся на три группы: а) сильные (α>30%), б) средние (3<α<30%), в) слабые (α<3%).

В учебной литературе приведены таблицы степеней диссоциации кислот, основании и солей. Степень диссоциации зависит от природы растворенного вещества и растворители, температуры, концентрации и присутствия в растворе одноименных ионов. Для слабых электролитов степень диссоциации существенно зависит от концентрации: чем меньше концентрация раствора, тем больше степень электролитической диссоциации.

Значительно удобней характеризовать способность электролитов к диссоциации к растворе константой диссоциации К, которая не зависит от концентрации раствора. Константа диссоциации К представляет собой константу равновесия обратимого процесса диссоциации слабого электролита – кислоты или основания. Константа диссоциации кислот называют также константой кислотности, а оснований – константой основности. Значения констант диссоциации слабых электролитов приведены в таблицах для стандартных условий.

Пример:

Константа диссоциации (основности) выражается отношением произведения равновесных концентраций ионов в растворе данного слабого электролита к концентрации недиссоциированных молекул:

Константа диссоциации является мерой относительной силы слабых электролитов: чем она меньше, тем слабее электролит. Связь между константой и степенью диссоциации слабого бинарного электролита подчиняется закону разведения Оствальда:

Кислотами с точки зрения электролитической диссоциации называются электролиты, образующие в водных растворах положительно заряженные ноны водорода и анионы кислотного остатка. Ионы водорода являются характерными для кислот и определяют их свойства. Кислоты, являющиеся сильными электролитами: азотная HNО₃, соляная НСl, бромоводородная НВг, иодоводородная HJ, серная H₂SO₄, марганцовая НМnО₄ и другие.

Слабых электролитов значительно больше, чем сильных. Слабыми электролитами являются кислоты: сернистая H₂SO₃, фтороводородная HF, угольная H₂СO₃, сероводородная H₂S, уксусная CH₃COOН и др. Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато. Примеры диссоциации кислот:

HCl = H⁺ + Cl ^‑

CH₃COOH CH₃COO^‑ + H⁺

I ступень: H₂SO₃ H⁺+ HSО₃^‑

или H₂SO₃ 2H⁺+ SО₃^2-,

II ступень: HSО₃^‑ H⁺ + SО₃^{2 ‑}

С точки зрения электролитической диссоциации основаниями называются электролиты, образующие в водных растворах отрицательно заряженные гидроксид-ионы ОН ^‑ и катионы металлов. Гидроксид-ионы обуславливают общие свойства оснований. Основания с валентностью катиона больше единицы диссоциируют ступенчато. Сильными электролитами являются основания, в которых катионами являются щелочные и щелочноземельные металлы, за исключением Вe(ОН)₂ и Mg(OH)₂.

В основном основания являются слабыми электролитами, особенно образованные амфотерными металлами. Амфотерные гидроксиды в кислой среде диссоциируют как основания, в щелочной - как кислоты. Примеры диссоциации оснований и амфотерных гидроксидов:

NaOH = Na⁺ + OH^-

1ст. Fe(OH)₂ FeOH⁺+OH^-

II ст. FeOH⁺ Fe²⁺ + OH^- или Fe(OH)₂ Fe²⁺ + 2OH^-

Zn²⁺ + 2OH^- Zn(OH)₂ H₂ZnО₂ 2H⁺ + ZnO₂^2-

Солями называются электролиты, диссоциирующие а воде на положительные ионы металла и отрицательные ионы кислотного остатка, Все соли, хорошо растворимые в воде, , являются сильными электролитами. Примеры диссоциации нормальных (средних), кислых, основных, комплексных и двойных солей:

КВг = К⁺ + Вг^-; K₃[Fe(CN)₆]=3K⁺+[Fe(CN)₆]^3-;

NaHCO₃ = Na⁺ + HCO₃^- ; KAl(SO₄)₂ = K⁺ + Al³⁺ + 2SO₄^2-.

АlOHCl₂ =АlOН²⁺+2С1^-;

Изучение различных реакций, в основном в неводных средах, привело к созданию более общих представлений о кислотах и основаниях. К важнейшим из современных теорий кислот и оснований принадлежит протонная теория, согласно которой кислотой является донор протона, то есть частица (молекула или ион), которая способна отдавать ион водорода - протон, а основанием - акцептор протона, т.е. частица (молекула или ион), способная присоединять протон. Например, в реакции:

HC1+NH₃ = NH₄⁺ + Cl^-

ион С1^- - основание, сопряженное кислоте НCl, а ион NH₄⁺- кислота, сопряженная основанию NH₃. Реакции в растворах электролитов протекают между ионами, на которые распадаются молекулы растворенных веществ. Реакции записывают в трех формах: молекулярной, полной ионно-молекулярной и сокращенной ионно-молекулярной. Сильные электролиты записываются в виде ионов, средние и слабые электролиты, осадки и газы - в виде молекул. Сущность реакции отражается сокращенным ионно-молекулярным уравнением, в котором указываются только частицы, которые непосредственно вступают в реакцию и не указываются ионы и молекулы, концентрация которых существенно не изменяется. Реакции между электролитами протекают в сторону образования газа, осадка или более слабого

электролита.

Пример реакции в растворах электролитов: нейтрализация слабым основанием (гидроксидом аммония) сильной азотной кислоты. Молекулярное уравнение реакции:

HNO₃ + NH₄OH = NH₄NO₃ + Н₂О.

В этой реакции сильные электролиты - азотная кислота и образующаяся соль- нитрат аммония, которые записываем в виде ионов, а слабые - гидроксид аммония и вода, которые записываем в виде молекул. Полное ионно-молекулярное уравнение имеет вид:

Н⁺ + NО₃^- + NH₄OH = NH₄⁺ + NO₃^- + Н₂О.

Как видно, не претерпевают изменений в ходе реакции только ионы NО₃^-, исключая их, записываем сокращенное ионно-молекулярное уравнение:

H⁺ + NH₄OH = NH₄⁺ + H₂O.

Практическая часть

Ионно - молекулярные реакции обмена

Провести реакции между растворами электролитов согласно заданию. Для этого в пробирку налить 7-8 капель одного реактива и добавить 7-8 капель другого реактива. Отметить признаки реакции: выпадение осадка, выделение газа или изменение запаха (что свидетельствует об образовании малодиссоциирующего вещества).

Затем, в соответствии с наблюдаемыми признаками, отнести реакцию к одному из 3-х типов:

1) ионообменные реакции с образованием малорастворимого вещества (осадка);

2) ионообменные реакции с выделением газа;

3) ионообменные реакции с образованием слабого электролита.

Каждую реакцию записать в 3-х формах:

а) молекулярной,

б) полной ионно - молекулярной,

в) сокращенной ионно - молекулярной.

Сделайте вывод о направлении протекания реакций ионного обмена.

Список заданий:

1. CH3COONa+H2SO4 2. NaNO2+ H2SO4 3. MgCl2+Na3PO4 4. NH4Cl+KOH 5. Na2CO3+HCl 6. Na2CO3+Ba(NO3)2 7. (CH3COO)2Pb+HCl 8. Hg(NO3)2+NaOH 9. H2SO4+BaCl2 10. NaCl+Pb(NO3)2 11. NiSO4+KOH 12. NaNO2+HCl 13. Bi(NO3)3+KOH 14. Na2S+CdCl2 15. Bi(NO3)3+Na2S 16. CoSO4+KOH 17. CuSO4+KOH 18. Na2CO3+HNO3 19. K2CrO4+ CuSO4 20. K2CrO4+ MnSO4 21. K2CrO4+ NiSO4 22. K2CO3+ MnSO4 23. Na2SO3+HCl

24. Hg(NO3)2+Na2S 25. NiSO4+ NH4OH 26. NiSO4+ NH4OHизб 27.AlCl3+KOH 28. FeCl3+Na3PO4 29. K2CrO4+ Ba(NO3)2 30. NaNO2+HNO3 31. MgCl2+ NaOH 32. CuSO4+ NH4OH 33. CuSO4+ NH4OHизб 34. AlCl3+KOHизб 35. Pb(NO3)2+KI 36. CH3COOK+ HCl 37. Al2(SO4)3+NaOH 38. Al2(SO4)3+NaOHизб 39. CoSO4+ Na2S 40. Pb(NO3)2+ Na3PO4 41. Na3PO4+ CuSO4 42. CH3COOK+ HNO3 43. CH3COOH+KOH 44. CoSO4+ NH4OH 45. CoSO4+ NH4OHизб 46. Hg(NO3)2+ KI

47. Hg(NO3)2+ KIизб 48. CdCl2+ NH4OH 49. CdCl2+ NH4OHизб 50. NaHCO3+ HNO3 51. ZnSO4+ BaCl2 52. ZnSO4+KOH 53. ZnSO4+KOHизб 54. (CH3COO)2Pb+ H2SO4 55. NaHCO3+H2SO4 56. (NH4)2SO4+KOH 57. K2CO3+ H2SO4 58. (NH4)2SO4+NaOH 59. K2CO3+ HCl 60. CrCl3+KOH 61. CrCl3+KOHизб 62. ZnCl2+NaOH 63. ZnCl2+NaOHизб 64. MnSO4+KOH 65. MnSO4+Na3PO4 66. Na2SO3+ H2SO4 67. K2CO3+ CH3COOH 68. Na2CO3+CH3COOH 69. NaHCO3+CH3COOH

Лабораторная работа №6