- •Естественнонаучный факультет Кафедра общей и аналитической химии
- •Предисловие
- •Правила для студентов при выполнении лабораторных работ
- •Правила оформления отчёта о лабораторной работе
- •Лабораторная работа №1 Получение гидроксидов и их свойства
- •Лабораторная работа №2 Получение кислот и их свойства
- •Лабораторная работа №3 Получение солей
- •Лабораторная работа №4 Свойства солей
- •Лабораторная работа №5 Эквивалент
- •Лабораторная работа №6 Тепловые эффекты химических реакций
- •Лабораторная работа №7 Электролитическая диссоциация
- •Лабораторная работа №8 Гидролиз солей
- •Лабораторная работа №9 Окислительно-восстановительные свойства веществ
- •Приложение а.
- •Приложение б.
- •654007, Г. Новокузнецк, ул. Кирова, 42
Лабораторная работа №7 Электролитическая диссоциация
Электролитическая диссоциация – это процесс распада электролита на ионы в растворах и расплавах.
Все электролиты делятся на сильные и слабые. Сильные электролиты практически полностью диссоциируют на ионы. Диссоциация слабых электролитов – процесс обратимый, в растворах слабых электролитов устанавливается равновесие между ионами и недиссоциированными молекулами.
Отношение числа молекул электролита, распавшихся на ионы, к общему числу растворенных молекул, называется степенью диссоциации электролита. Сила кислот и гидроксидов связана со степенью их диссоциации: чем больше степень диссоциации, тем сильнее соответствующая кислота или гидроксид.
Химические взаимодействия в растворах электролитов записывают в виде ионно-молекулярных уравнений. Правило составления таких уравнений состоит в следующем: все малорастворимые, летучие вещества и слабые электролиты записывают в виде молекул, а сильные, легко растворимые – в виде ионов. Обязательным условием протекания ионообменных процессов является удаление из раствора тех или иных ионов, например, вследствие образования слабодиссоциирующих веществ и веществ, выделяющихся из раствора в виде осадка или газа.
Для данной лабораторной работы вам потребуются следующие реактивы:
1. Гидроксид калия КOH;
2. Гидроксид кальция Са(ОН)2;
3. Фосфорная кислота Н3РО4;
4. Соляная кислота HCl;
5. Карбонат натрия Na2CO3;
6. Карбонат кальция СаСО3;
7. Нитрат калия KNO3;
8. Сульфат натрия Na2SO4;
9. Хлорид аммония NH4Cl;
10. Хлорид кальция CaCl2;
11. Хлорид бария ВаCl2;
12. Хлорид кобальта CoCl2;
13. Хлорид меди CuCl2;
14. Индикатор фенолфталеин.
Вопросы для допуска к выполнению лабораторной работы:
1. Какие вещества являются электролитами?
2. Вещества каких классов неорганических соединений относятся к электролитам?
3. Что такое электролитическая диссоциация?
4. Что такое катионы и анионы?
5. Что такое степень электролитической диссоциации?
6. Что такое константа электролитической диссоциации?
7. Какие реакции относятся к ионообменным?
Опыт №1. Диссоциирующее действие воды
Вода оказывает диссоциирующее действие на молекулы веществ; его можно обнаружить, например, в том случае, если молекулы в спиртовом растворе, где они находятся в недиссоциированном состоянии, и ионы в водном растворе имеют различную окраску.
Методика опыта. В пробирку наливаем 2 мл спиртового раствора хлорида кобальта CoCl2 и добавляем 2 мл дистиллированной воды. Окраска раствора изменяется с синей на розовую.
Составьте уравнение диссоциации хлорида кобальта.
Сделайте вывод о данном способе обнаружения диссоциирующего действия воды.
Опыт №2. Действие одноимённого иона на диссоциацию гидроксида кальция
В растворах слабых электролитов увеличение концентрации одного из ионов данного электролита уменьшает степень диссоциации электролита.
Методика опыта. В пробирку наливаем 2-3 мл раствора гидроксида кальция Са(ОН)2 и добавляем каплю индикатора фенолфталеина; раствор окрашивается в красный цвет. Затем добавляем 2 мл раствора хлорида кальция CaCl2; окраска фенолфталеина ослабевает. Для сравнения проведем аналогичный опыт, добавив вместо раствора хлорида кальция такое же количество воды, чтобы убедиться, что простое разбавление раствора не вызывает такое ослабление окраски.
Сделайте вывод о влиянии одноимённого иона на диссоциацию слабого электролита.
Опыт №3. Сравнение химической активности кислот
Методика опыта. В одну пробирку наливаем 3 мл раствора соляной кислоты HCl, в другую – такое же количество раствора фосфорной кислоты Н3РО4. В обе пробирки вносим по одинаковому кусочку мела (карбоната кальция СаСО3). Наблюдается выделение газообразного вещества, которое более бурное и продолжительное в пробирке с раствором соляной кислоты.
Составьте уравнение взаимодействия карбоната кальция с соляной кислотой в молекулярном, а также полном и сокращённом ионно-молекулярном виде.
Составьте уравнение взаимодействия карбоната кальция с фосфорной кислотой в молекулярном и ионно-молекулярном виде.
Сделайте вывод, какая кислота более сильная.
Опыт №4. Сравнение химической активности гидроксидов
Методика опыта. В две пробирки наливаем по 3 мл раствора хлорида меди CuCl2 и добавляем в одну 2 мл раствора гидроксида калия КOH, а в другую 2 мл насыщенного раствора гидроксида кальция Са(ОН)2. В первой пробирке выпадает голубой осадок, во второй наблюдается незначительное помутнение раствора.
Составьте уравнение взаимодействия хлорида меди с гидроксидом калия в молекулярном, а также полном и сокращённом ионно-молекулярном виде.
Составьте уравнение взаимодействия хлорида меди с гидроксидом кальция в молекулярном, а также полном и сокращённом ионно-молекулярном виде.
Сделайте вывод, какой гидроксид более сильный.
Опыт №5. Ионообменные процессы
Ионообменные процессы протекают до конца в случае выпадения осадка, выделения газообразного вещества или образования слабого электролита.
Методика опыта.
А) В пробирку наливаем 2-3 мл раствора хлорида бария ВаCl2 и добавляем небольшое количество раствора сульфата натрия Na2SO4 до выпадения осадка сульфата бария белого цвета.
Составьте уравнение взаимодействия хлорида бария с сульфатом натрия в молекулярном, а также полном и сокращённом ионно-молекулярном виде.
Б) В пробирку наливаем 2-3 мл раствора карбоната натрия Na2CO3 и добавляем 1-2 мл раствора соляной кислоты HCl. Наблюдается выделение газообразного вещества.
Составьте уравнение взаимодействия карбоната натрия с соляной кислотой в молекулярном, а также полном и сокращённом ионно-молекулярном виде.
В) В пробирку наливаем 2-3 мл раствора хлорида аммония NH4Cl и добавляем такое же количество раствора гидроксида калия КOH. Ощущается характерный запах аммиака.
Составьте уравнение взаимодействия хлорида аммония с гидроксидом калия в молекулярном, а также полном и сокращённом ионно-молекулярном виде.
Г) В пробирку наливаем 2-3 мл раствора нитрата калия KNO3 и добавляем такое же количество раствора сульфата натрия Na2SO4. Изменений не наблюдается.
Сделайте вывод об условиях протекания ионообменных процессов.
Вопросы для защиты лабораторной работы:
1. Чем объясняется электропроводность растворов электролитов?
2. Какое значение имеет вода в процессе электролитической диссоциации?
3. Почему водопроводная вода проводит электрический ток, а дистиллированная нет?
4. Чем отличаются ионы, содержащиеся в кристаллической решётке вещества, от ионов, содержащихся в растворе этого же вещества?
5. Чем различаются сильные и слабые электролиты?
6. В молекулах каких электролитов (сильных или слабых) ионы связаны прочно, а в каких слабо?
7. Чему равна степень диссоциации сильных и слабых электролитов?
8. От чего зависит степень электролитической диссоциации?
9. Как можно увеличить или уменьшить степень диссоциации слабого электролита?
10. От чего зависит константа электролитической диссоциации?
11. В каких случаях ионообменные реакции протекают необратимо?
12. Как составляются ионно-молекулярные уравнения?
Рекомендуемая литература:
1. Н.Л. Глинка. «Общая химия». Главы «Теория электролитической диссоциации», «Процесс диссоциации», «Степень диссоциации. Сила электролитов», «Константа диссоциации», «Свойства кислот, оснований и солей с точки зрения теории электролитической диссоциации», «Ионно-молекулярные уравнения», «Смещение ионных равновесий».
2. Е.М. Рыбалкин, О.Ю. Ковалик. «Химия. Учебное наглядное пособие». Главы «Растворы электролитов. Электролитическая диссоциация», «Ионно-молекулярные уравнения реакций».
3. П.Г. Пермяков, С.В. Зенцова. «Истинные растворы неэлектролитов и электролитов. Методические указания и контрольные задания». Глава «Свойства растворов электролитов».
4. Р.М. Белкина, С.В. Зенцова. «Растворы. Методические указания». Главы «Электролиты и неэлектролиты», «Ионные уравнения».
5. Р.И. Славкина. «Химия. Методические рекомендации». Глава «Ионные уравнения».