1 КУРС (Лабораторные работы) / 3Лаба
.docxФедеральное государственное автономное
образовательное учреждение
высшего профессионального образования
«СИБИРСКИЙ ФЕДЕРАЛЬНЫЙ УНИВЕРСИТЕТ»
Институт цветных металлов и материаловедения
Кафедра физической и неорганической химии
ОТЧЕТ ПО ЛАБОРАТОРНОЙ РАБОТЕ 3
Растворимость. Электрическая диссоциация. Гидролиз
Руководитель ___________________________ Л.А. Иртюго
подпись, дата
Студент ___________________________
подпись, дата
Красноярск 2014
Теоретическая часть.
Растворимость - способность вещества образовывать с другими веществами однородные системы - растворы.
Раствор - однородная смесь, состоящая из частиц растворённого вещества, растворителя и продуктов их взаимодействия.
Состав раствора выражают концентрацией, а также долями или отношением компонентов раствора. Когда состав раствора выражен отношением массы, объёма или количества вещества компонента к остальной части раствора в тех же единицах, то говорят об отношении – массовом, объёмном или молярном.
Концентрация — величина, характеризующая количественный состав раствора. Выражается отношением числа молекул, массы или количества вещества компонента к объёму всего раствора.
Массовая доля — отношение массы растворённого вещества к массе раствора. Массовая доля измеряется в долях единицы или в процентах.
Молярная концентрация – это отношение количества растворенного вещества (в молях) к объему раствора в литрах. Единица молярной концентрации – моль/л.
Нормальная концентрация — количество эквивалентов данного вещества в 1 литре раствора. Нормальную концентрацию выражают в моль-экв/л или г-экв/л.
Моляльность — количество растворённого вещества (число моль) в 1000 г растворителя. Измеряется в молях на кг, также распространено выражение в «моляльности».
Осмос— процесс односторонней диффузии через полупроницаемую мембрану молекул растворителя в сторону большей концентрации растворённого вещества (меньшей концентрации растворителя).
Электролитическая диссоциация - это распад молекул растворенного вещества на ионы под действием молекул растворителя.
Степень диссоциации – это отношение числа продиссоциировавших (распавшихся) на ионы молекул к общему числу растворенных молекул.
Сильные электролиты при растворении в воде практически полностью диссоциируют на ионы независимо от их концентрации в растворе.
Слабые электролиты в водных растворах лишь частично (обратимо) диссоциируют на ионы.
Константа диссоциации — вид константы равновесия, которая характеризует склонность объекта диссоциировать (разделяться) обратимым образом на частицы, как например когда комплекс распадается на составляющие молекулы, или когда соль диссоциирует в водном растворе на ионы.
Активностью иона (или молекулы) называется их концентрации, соответственно которой они действуют в химических реакциях.
Ионная сила раствора характеризует интенсивность электрического поля ионов в растворе.
Ионное произведение воды — произведение концентраций ионов водорода Н+ и ионов гидроксила OH− в воде или в водных растворах, константа автопротолиза воды.
Водородный показатель, pH— мера активности (в очень разбавленных растворах она эквивалентна концентрации) ионов водорода в растворе, и количественно выражающая его кислотность, вычисляется как отрицательный (взятый с обратным знаком) десятичный логарифм активности водородных ионов, выраженной в молях на один литр.
Индикатор — соединение, позволяющее визуализировать изменение концентрации какого-либо вещества или компонента, например, в растворе при титровании, или быстро определить pH, еН и др. параметры.
Буферные растворы — растворы с определённой устойчивой концентрацией водородных ионов; смесь слабой кислоты с сопряженным основанием или слабого основания и сопряженной кислоты.
Гидролиз — один из видов химических реакций сольволиза, где при взаимодействии веществ с водой происходит разложение исходного вещества с образованием новых соединений.
Гидролиз солей — разновидность реакций гидролиза, обусловленного протеканием реакций ионного обмена в растворах (преимущественно, водных) растворимых солей-электролитов. Движущей силой процесса является взаимодействие ионов с водой, приводящее к образованию слабого электролита в ионном или (реже) молекулярном виде («связывание ионов»).
|
№ опыта, название |
Уравнения, реакции, расчеты |
Выводы: |
|
Опыт 1. Определение теплового эффекта растворения. Влияние температуры на растворимость соли. |
В четыре пробирки отвесил по гр алюмокалиевых квасцов, хлорида натрия, хлорида аммония и гидроксида натрия. Добавил по мл воды и тщательно перемешал. Измерил температуру растворов. Расстворы нагрел почти до кипения. При добавлении воды происходит следующее: алюмокалиевые квасцы, хлорид натрия и хлорид аммония не растворились, гидроксид натрия растворился полностью. При измерении температуры получили следующие результаты:
Температура КAlSO4 = градусов; Температура NaCl = градусов Температура NH4Cl = градуса Температура NaOH = градусов Температура Н2О = градуса При нагревании растворов происходит следующее: KAISO4 полностью растворяется; NaCI - не растворяется ; NH4CI - осадок затвердел, не растворим; NaOH –полностью растворился, раствор помутнел;
|
при нагревании растворов растворимость увеличилась в пробирках с NH4Cl, NaCl и алюмокалиевыми квасцами, т.к. по принципу Ле Шаталье в эндотермических реакциях повышение температуры приводит к смещению равновесия в сторону продуктов реакции, а в пробирке с NaOH реакция экзотермическая => повышение температуры ухудшает растворение (равновесие смещается в сторону исходных продуктов). |
|
|
||
|
Опыт 2. Сравнение химической активности кислот одинаковой нормальности.
|
CaCO3 +2HCl = CaCl2 + H2O + CO2↑ протекает менее энергично, но не медленно CaCO3↓ + 2H+ = Са + Н2О + CO2↑ CaCO3 + H2SO4 = CaSO4↓ + H2O + CO2↑ протекает энергично CaCO3↓ + 2H+ + SO4= CaSO4↓ + H2O + CO2↑ CaCO3 + 2CH3COOH =Ca(CH3COO)2+ H2O + CO2↑ идет медленно CaCO3↓ + 2H+ = Са+ + Н2О + CO2↑
|
Относительная сила исследованных кислот зависит от константы диссоциации кислоты: Кд HCl=1*107 Кд H2SO4=1*103 Кд CH3COOH=1,7*10-5 Быстрее реакция пошла во второй пробирке, т.к. Кд самая большая, т.е. активность кислоты прямо пропорционально зависит от константы диссоциации. |
|
Опыт 3. Смещение равновесия диссоциации слабого электролита. |
А Уксусная кислота В две пробирки внес по капель н уксусной кислоты и по одной капле метилового оранжевого. 2. Отметил цвет раствора. 3. Одну пробирку оставил в качестве контрольной. 4. В другую добавил 3-4 микрошпателя ацетата натрия. 5. Перемешал раствор стеклянной палочкой. После добавления метилового оранжевого цвет в пробирке стал ярче (ярко – оранжевый) После добавления ацетата натрия окраска начала бледнеть и стала бледно-желтой. CH3COOH ↔ CH3COO- + H+ Kд=([ CH3COO-]*[ H+])/[ CH3COOH]=1,75*10-5 Б Гидрооксид аммония В две пробирки внес по 5 капель раствора аммиака и по одной капле фенолфталеина Цвет растворов стал фиолетовым. Одну пробирку оставил в качестве контрольной, а в другую добавил 3-4 микрошпателя хлорида аммония. Перемешал раствор стеклянной палочкой Окраска раствора во второй пробирке стала бледнеть Уравнение диссоциации гидроксида аммония: NH4OH NH4+ + OH- Кд (NH4OH)= ([NH4+]*[OH-])/[NH4OH]= 1,79*10-5
|
А Уксусная кислота При добавлении к слабому электролиту одноименных ионов диссоциация (растворение) уменьшается => кислотность уменьшается => окраска раствора изменилась. Б Гидрооксид аммония При добавлении к слабому электролиту одноименных ионов диссоциация понижается, поэтому окраска раствора изменилась.
|
|
Опыт 4. Определение константы диссоциации слабого электролита. |
1.Потенциометрическим методом определил pH 0,01 M раствора аммиака. В результате pH = 9,05. 2.Вычислил константу диссоциации: pH + pOH = 14 pOH=14 – 9,05 = 4,95 [OH–] = 10–pOH [OH–] = 4,95*10-5 К (NH3*H2O) = [OH–]2/C(NH3*H2O) К (NH3*H2O) = (4,95*10-5)2/0.01 = 1.14*10-7 / Табличное значение - 1,76*10-5 a) Определила абсолютную и относительную ошибки: А = |Wтеор – Wпракт| = |0.0000176 – 0.000000114| = 0.000017 A% = A/ Wтеор*100% = 0.000017/0.0000176*100 = 99%
|
Относительная ошибка произошла из-за того, что раствор находится на воздухе, пока определяли диссоциацию кислотности, т.е. он уже взаимодействует с воздухом и это меняет его константу диссоциации.
|
|
Опыт 5. Влияние природы ионов соли на степень гидролиза |
NaCl=7 AlCl3=4 CH3COONa=8 Na2CO3=12 Na2SO3=8 CH3COONH4=7
AlCl3, NaCl, CH3COONH4, CH3COONa, Na2SO3, Na2CO3
Al3++3HOHAl(OH)3+3H
CH3COO– + H2O ⇄ CH3COOH + OH– NH4+ + H2O ⇄NH3 ∙H2O + H+
CH3COO– + H2O ⇄ СН3СООН + OH–
SO32- + 2H2O → H2SO3 + 2OH–
CO32- + 2H2O → 2OH– + CO2↑ + H2O
|
Степень гидролиза уменьшается, при повышении концентрации ионов водорода, т.к. происходит смещение равновесия влево. А при понижении концентрации гидроксид-ионов происходит смещение равновесия вправо, значит степень гидролиза возрастает.
|