- •Методические указания
- •Подписано в печать 06.10.2009. Формат 60х90 1/16.
- •Введение
- •Определение эквивалента и эквивалентной массы металла по водороду
- •Теоретическая часть
- •Практическая часть Реактивы и посуда
- •Указания по технике безопасности
- •Определение тепловых эффектов химических реакций
- •Теоретическая часть
- •Практическая часть Методика проведения опытов
- •1 ─ Внешний стакан калориметра; 2 ─ внутренний стакан калориметра;
- •3 ─ Теплоизолирующая прокладка; 4 ─ термометр; 5 ─ мешалка
- •Для некоторых солей и кристаллогидратов
- •Скорость химических реакций. Химическое равновесие
- •Теоретическая часть
- •Практическая часть
- •Памятка для построения графиков
- •Растворы. Определение концентрации раствора
- •Теоретическая часть
- •Способы выражения концентраций
- •Практическая часть
- •Описание прибора
- •Ход работы
- •Формулы для расчета
- •Электролитическая диссоциация. Реакции ионного обмена
- •Теоретическая часть
- •Практическая часть
- •Задания для опытов
- •Водородный показатель. Гидролиз солей
- •Теоретическая часть
- •1. Водородный показатель рН
- •2. Гидролиз солей
- •Практическая часть
- •Окислительно-восстановительные реакции
- •Теоретическая часть
- •Практическая часть
- •Гальванические элементы
- •Теоретическая часть
- •Описание прибора
- •1 ─ Стаканы с растворами: сульфата цинка (а); сульфата меди (б); 2 ─ цинковый и медный электроды; 3 ─ электролитический ключ; 4 ─ токопроводящая проволока; 5 ─ гальванометр
- •Практическая часть
- •Формулы для расчетов
- •Электролиз
- •Теоретическая часть
- •Схемы электролиза некоторых солей
- •1. Электролиз расплава хлорида магния с инертным анодом
- •2. Электролиз раствора нитрата калия с инертным анодом
- •3. Электролиз раствора сульфата никеля с никелевым анодом
- •Практическая часть
- •Указания по технике безопасности
- •Химические свойства металлов
- •Теоретическая часть
- •Практическая часть
- •Оформление работы и выводы
- •Коррозия металлов и борьба с ней
- •Теоретическая часть
- •Основные методы защиты от коррозии
- •Практическая часть
- •Определение временной и общей жесткости воды
- •Теоретическая часть
- •Методы устранения жесткости воды
- •Практическая часть Реактивы, посуда, оборудование
- •Ход исследования
- •Ход исследования
- •Заключение
- •Библиографический список
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 в 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 НВr, иодоводородная HI, 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++ SО32-,
II ступень: HSО3‑ H+ + SО32 ‑
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.
Основания преимущественно 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- ;
I ст. Fe(OH)2 FeOH++OH-
II ст. FeOH+ Fe2+ + OH- или Fe(OH)2 Fe2+ + 2OH- ;
Zn2+ + 2OH- Zn(OH)2 H2ZnО2 2H+ + ZnO22- .
Солями называются электролиты, диссоциирующие в 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:
КВr = К+ + Вr-; K3[Fe(CN)6]=3K++[Fe(CN)6]3-;
NaHCO3 = Na+ + HCO3- ; KAl(SO4)2 = K+ + Al3+ + 2SO42-.
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 записывают в виде ионов, а слабые ─ гидроксид аммония и вода, которые записывают 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, записывается сокращенное ионно-молекулярное уравнение:
H+ + NH4OH = NH4+ + H2O.