Добавил:
Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.
Вуз: Предмет: Файл:
Скачиваний:
14
Добавлен:
29.05.2017
Размер:
26.53 Кб
Скачать

Федеральное 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.

  1. В три пробирки внести по одному кусочку CuCO3.

  2. Добавить туда по 1 мл 0,1 растворов HCI, H2SO4, CH3COOH

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

  1. Определить с помощью индикаторной бумаги pH растворов одинаковой молярной концентрации солей: NaCI, AICI3, CH3COONa, Na2SO3,CH3COONH4, (NH4)2CO3.

  2. Определяем pH:

NaCl=7

AlCl3=4

CH3COONa=8

Na2CO3=12

Na2SO3=8

CH3COONH4=7

  1. Располагаем соли в ряд увеличения pH растворов:

AlCl3, NaCl, CH3COONH4, CH3COONa, Na2SO3, Na2CO3

  1. Уравнения реакций гидролиза:

  • NaCl гидролизу не подвергается т.к. (соль образованна сильным основанием и сильной кислотой)

  • AlCl3+3HOHAl(OH)3+3HCl

Al3++3HOHAl(OH)3+3H

  • CH3COONH4 + H2O → СН3СООН + NH3 ∙H2O

CH3COO + H2O ⇄ CH3COOH + OH

NH4+ + H2O ⇄NH3 ∙H2O + H+

  • CH3COONa + H2O → СН3СООН + NaOH

CH3COO + H2O ⇄ СН3СООН + OH

  • Na2SO3 + 2H2O → H2SO3 + 2NaOH

SO32- + 2H2O → H2SO3 + 2OH

  • Na2CO3 + 2H2O → 2NaOH + CO2↑ + H2O

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.

Соседние файлы в папке 1 КУРС (Лабораторные работы)