Лабораторная работа №3 Электролитическая диссоциация

Содержание работы

Целью работы является экспериментальное изучение процесса электролитической диссоциации, наблюдение электропроводности растворов некоторых электролитов и установление факторов,нарушающих равновесие в растворах электролитов.

Электролитическая диссоциация - процесс распада электролита на ионы - ка­тионы и анионы - при растворении в воде или других растворителях.

Электролиты -_это вещества,растворы и расплавы которых проводят электрический ток.

Электролиты, диссоциирующие в растворах не полностью, называются сла­быми электролитами. В их растворах устанавливается равновесие между недиссоциированными молекулами и продуктами их диссоциации - ионами.

N H₄OH NH₄⁺+ OH^-

Константа равновесия связана с концентрациями соответствующих частиц со­отношением :

Константа диссоциации не зависит от концентрации раствора.

Степень диссоциации электролита - это доля его молекул, подвергнувшихся диссоциации, т.е. отношение числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу молекул электролита в растворе.

Понятие степени диссоциации неприменимо к сильным электролитам, т.к. они в водных растворах диссоциированы практически полностью. Закон разбавления Оствальда связывает константу и степень диссоциации в соотношение:

где См - молярная концентрация

Для растворов, в которых диссоциация электролита мала и величиной α. в зна­менателе можно пренебречь, уравнение закона Оствальда упрощается:

т.е. при разбавлении раствора степень диссоциации вырастает. Равновесие в растворах электролитов является динамическим и изменение условий влечет за собой нарушение равновесия.

На сдвиг равновесия влияет изменение концентрации одного из ионов, находя- щихся в растворе. При увеличении концентрации этих ионов они могут связываться с ионами противоположного знака, и следовательно, приводить к уменьшению степени диссоциации этого электролита. Наоборот, уменьшение концентрации одного из ио­нов вызывает диссоциацию нового количества молекул. Другими словами, диссоциа­ция электролита уменьшается от введения в раствор одноименных ионов.

Порядок выполнения работы

Об относительной силе электролита можно судить по электропроводности его раствора или по химической активности в реакциях.

Задание 1. Изучение влияния концентрации природы электролита, характера растворителя на степень диссоциации.

Опыт 1.Сравнение электропроводности растворов некоторых электролитов.

Угольные электроды, укрепленные на деревянной дощечке, опустить в стакан вместимостью 50 мл и включить их в цепь последовательно с электрической лампоч­кой. Вставить вилку в штепсель. В стакан с электродами налить 20-30 мл дистиллиро­ванной воды. Загорается ли лампочка? Проводит ли вода электрический ток?

1. Внести в стакан с водой 4-5 микрошпателей измельченного сахара. Является ли проводником раствор сахара? Перенести электроды в стакан с дистиллированной водой и промыть их.

2. В сухой стакан насыпать поваренную соль так, чтобы она покрыла дно ста­кана. Опустить в соль электроды. Проводит ли ток сухая соль? Прилить 20 мл ди­стиллированной воды. Что наблюдается? Промыть электроды дистиллированной водой. Объяснить, почему сухая соль и дистиллированная вода, взятые в отдель­ности, тока не проводят, а раствор соли является проводником тока.

3. В четыре стакана налить по 20 мл 0,1 н растворов последовательно: НСl, NаОН, СН₃СООН и NH₄OН. Испытать электропроводность этих растворов с по­мощью электродов и лампочки. По степени накала лампочки сделать вывод о силе этих растворов.

4. Слить вместе растворы СНзСООН и NH₃ Испытать электропроводность полученного раствора. Объяснить разницу в степени накала лампочки в этом случае и при прохождении тока через растворы уксусной кислоты и аммиака, взятые от­дельно.

Опыт 2. Характер диссоциации гидроксидов.

В 5 пробирок внести по 4-5 капель 0,5 н растворов:

в 1 – MgCl₂

во 2 – АlCl₃

в 3- Na₂SiO₃

в 4- NiSO₄

в 5- ZnSO₄

В 1, 2, 4, 5 пробирки прибавить по несколько капель (до начала образования осадков) 0.5 н раствора щелочи. В 3-ю пробирку внести 2н- раствора НС1. Разделить содержимое каждой пробирки на 2 части; к первой половине прилить 4-5 капель 0,5 н раствора НСl, ко второй - 6-8 капель 0,5 н раствора щелочи. Определить химический характер гидроксидов (в обеих ли пробирках сохранился осадок)? Кислотными, основными, или амфотерными свойствами они обладают? Каковы их химические свойства? Записать в виде таблицы данные, полученные в холе этого опыта.

Таблица 2.1 Название гидроксидов	Химические свойства	Формула гидроксида	Схема диссоциации (без ступеней)

Сколько электронов находится на внешнем энергетическом уровне ионов

Al⁺³ Si⁺⁴

В прямой или обратной зависимости находится усиление кислотных свойств гидроксидов от степени окисления?

Сделать общий вывод о влиянии радиуса, заряда и внешней электронной обо­лочки на характер диссоциации.

Задание 2. Сравнение химической активности кислот.

Опыт 3.Взаимодействие соляной и уксусной кислот с мрамором.

В одну пробирку внести 3-4 капли 2н раствора уксусной кислоты, в другую столько же 2н раствора соляной кислоты. Два одинаковых по величине кусочков мрамора бросить по одному в каждую пробирку. Какой газ выделяется? В какой пробирке газ идет более энергично? Написать молекулярные и ионные уравнения реакции. От концентрации каких ионов зависит скорость выделения газа? В растворе какой кислоты концентрация этих ионов больше? Сделать вывод об относительной силе исследованных кислот.

Опыт 4.Взаимодействие соляной и уксусной кислот с цинком .

В одну пробирку до 1/3 ее объема налить 2 н раствор соляной кислоты, в дру­гую - столько же 2н раствора уксусной кислоты. В каждую пробирку бросить по од­ному кусочку цинка. В каком случае и какой газ выделяется более энергично? Напи­сать ионные уравнения реакций. Объяснить различие в скоростях реакций.

Задание 3. Равновесие в растворах слабых электролитов.

Опыт 5.Влияние соли слабой кислоты на диссоциацию этой кислоты .

В 2 пробирки налить по 5-7 капель 0,1нраствора уксусной кислоты и I каплю раствора метилового оранжевого. В одну из пробирок внести 3-4 микрошпателя аце­тата натрия и хорошо перемешать. Сравнить интенсивность окраски в обеих пробир­ках и объяснить ее изменение. Как изменяются степень диссоциации уксусной кисло­ты и концентрация ионов Н⁺? Объяснить, как смещается равновесие диссоциации кислоты при добавлении к ней ацетата натрия. Написать уравнение диссоциации ук­сусной кислоты и выражение концентрации диссоциации.

Опыт 6. Влияние соли слабого основания на диссоциацию этого основания.

В 2 пробирки налить 5-7 капель 0,1 н раствора аммиака и 1 каплю раствора фенолфталеина. В одну из пробирок внести 3-4 микрошпателя хлорида аммония и хорошо перемешать. Сравнить окраску полученного раствора с окраской контроль­ного раствора. Написать уравнение диссоциации и константы диссоциации раствора аммиака. Объяснить изменение окраски раствора при введении хлорида аммония. Дать общий вывод о смещении равновесия в растворах слабых электролитов.

Контрольные вопросы и задачи:

1. Электролиты. Сильные и слабые электролиты.

2. Электролитическая диссоциация. Основные положения теории Аррениуса.

3. Степень и константа диссоциации.

4. Факторы, влияющие на степень диссоциации.

5. Равновесие в растворах электролитов.

6. Влияние одноименных ионов на диссоциацию слабых электролитов.

7. Степень диссоциации СНзСООН в 0,1 М растворе равна 1,32 • 1СН. Найти константу диссоциации кислоты и значение рК (показатель константы диссоциации).

8. Константа диссоциации HCN равна 7.9 • 10^-10 Найти степень диссоциации HCN в 0,001 М растворе.

10. Вычислить концентрацию ионов водорода в 0,1 М растворе НСlO

( К=5·10^-8).

11. Во сколько раз уменьшится концентрация ионов водорода в 0,2 М растворе НСООН (К=0,8·10^-4), если к одному л этого раствора добавить 0,1 моль соли НСО- ОNа? Считать, что соль диссоциирована полностью.

2. Написать ионное уравнение реакции. Мg(ОН)₂ + 2НС1 = МgС1₂ + Н₂О

3. Написать уравнения ступенчатой диссоциации фосфорной кислоты в вод­ном растворе. Вычислите константу диссоциации Н₃РО₄ (первая ступень), если сте­пень диссоциации ее в 0,1 н растворе равна 36 %.