лабораторная работа № 6.

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 6.
Электролитическая диссоциация.
I. Разделы теоретического курса для повторения.
Электролиты и неэлектролиты. Отличие свойств растворов
солей кислот и оснований от свойств растворов неэлектролитов.
Изотонический коэффициент. Основные положения теории
электролитической диссоциации. Свойства кислот, оснований и
солей с точки зрения теории электролитической диссоциации.
Амфотерные электролиты. Ступенчатая диссоциация. Факторы,
влияющие
на
процесс
электролитической
диссоциации.
Количественные характеристики процесса диссоциации: степень и
константа диссоциации. Сильные и слабые электролиты. Ионные
равновесия в растворах слабых электролитов. Уравнения реакций в
растворах электролитов в полной и сокращенной ионномолекулярных формах. Влияние внешних факторов на процесс
диссоциации. Произведение растворимости. Условия образования и
растворения осадков.
II. Вопросы и упражнения.
1. Напишите в полной и сокращенной ионно-молекулярных
формах уравнения реакций, представленных следующими схемами:
AgCH3COO + KCl →;
NH4OH + H2SO4→;
CaCl2 + Na3PO4 →;
Na2SO4 + Ba(OH)2 →;
Na2S + HCl →;
2. Составьте уравнения реакций в молекулярной форме,
которые будут соответствовать следующим уравнениям в
сокращенной ионно-молекулярной форме:
Cu2+ + S2- = Cu2S↓;
FeO + 2H+ =Fe2+ + Н2О
Ba2+ + SO42- = BaSO4↓
3. Какие из приведенных ниже реакций протекают практически
необратимо? Запишите уравнения в полной и сокращенной ионномолекулярной формах. Укажите причину, определяющую
практическую необратимость каждой реакции.
HCN + KOH →;
CaCl2+AgNO3→;
Ba(OH)2 + NaCl →;
Ca(NO3)2 + HCl →;
Cu(OH)2 + H2SO4 →;
FeSO4 + HCl →;
4. Определите, в какую сторону смещено равновесие в
реакциях:
КCN + CH3COOH  CH3COOК + НCN
NH4OH + HCl  NH4Cl + H2O ?
Кд(HCN) = 7,9∙10-10
Кд(CH3COOH) = 1,8∙10-5
Кд(NH4OH) = 1,8∙10-5
Кд(H2O) = 1,8∙10-16
5. Произведение растворимости бромида серебра при 250С
равно 6,0∙10-13. Вычислите концентрацию ионов серебра в
насыщенном растворе AgBr. Чему равна растворимость бромида
серебра при данной температуре в г/л?
III. Экспериментальная часть.
1. Сравнение химической активности электролитов.
Поместите в две пробирки по одной грануле цинка и добавьте
в одну из пробирок разбавленный раствор соляной кислоты, а в
другую - раствор уксусной кислоты той же концентрации. Обе
пробирки нагрейте в пламени газовой горелки до кипения и дайте
немного постоять. Сравните интенсивность протекания химических
реакций в растворах этих кислот.
Какая кислота более энергично взаимодействует с цинком?
Объясните наблюдаемое явление, используя понятие «сила
электролита».
Напишите уравнения этих реакций в молекулярной и ионномолекулярной формах.
Напишите выражение для константы диссоциации уксусной
кислоты и, пользуясь данными табл.1, запишите ее значение.
2. Влияние сильного электролита, содержащего
одноименный ион, на диссоциацию слабого электролита.
В пробирку налейте разбавленный раствор аммиака и
добавьте 2-3 капли раствора фенолфталеина. Как изменился цвет
раствора? Окрашенный раствор разделите на две части. Одну
оставьте для сравнения, а в другую добавьте немного твердого
хлорида аммония и хорошо размешайте. Объясните изменение
цвета раствора. Для этого напишите:
- уравнение процесса диссоциации гидроксида аммония;
- выражение для константы диссоциации гидроксида аммония;
- уравнение процесса диссоциации хлорида аммония;
Пользуясь данными табл.1 запишите значение величины
константы диссоциации для гидроксида аммония.
На основании принципа Ле - Шателье сделайте вывод о
влиянии сильного электролита, содержащего одноименный ион на
степень диссоциации слабого электролита.
3. Реакции обмена в растворах электролитов.
а) Реакции, протекающие с образованием осадков.
В пробирку налейте раствор хлорида натрия и добавьте
раствор нитрата серебра до выпадения осадка. Отметьте цвет
образовавшегося осадка. Затем к содержимому пробирки добавьте
раствор йодида калия. Перемешайте стеклянной палочкой
содержимое пробирки. Отметьте изменение цвета осадка.
Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионномолекулярной
формах.
Обоснуйте
переход
первого
малорастворимого соединения в еще менее растворимое второе.
Для этого используйте значения величин произведения
растворимости получающихся осадков из табл. 2.
б) Реакции, протекающие с образованием газообразных
веществ.
В пробирку налейте раствор карбоната натрия и добавьте
раствор соляной кислоты. Что наблюдается? Напишите уравнение
реакции в молекулярной и ионно-молекулярной формах. При этом
учтите, что в результате реакции образуется нестойкая угольная
кислота, разлагающаяся с образованием углекислого газа и воды.
Объясните
причину,
определяющую
практическую
необратимости данной реакции ионного обмена.
в) Реакции, протекающие с образованием слабых электролитов.
В две пробирки налейте по несколько капель раствора соли
алюминия и добавьте в каждую по каплям разбавленный раствор
гидроксида натрия до образования осадка. Какое вещество выпало
в осадок?
Внимание. Сследует избегать избытка раствора щелочи,
так как в этом случае может произойти растворение
первоначально выпавшего осадка амфотерного гидроксида.
К содержимому одной пробирки добавьте разбавленный
раствор любой сильной кислоты, а к содержимому другой –
избыток раствора щелочи до исчезновения осадков.
Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионномолекулярной формах, учитывая, что при действии на соль
алюминия избытком раствора щелочи часто образуется
растворимый в воде тетрагидроксоалюминат натрия Na[Al(OH)4].
Перечислите все условия, при которых реакции ионного обмена
протекают практически до конца.
Таблица 1
Константы диссоциации некоторых слабых электролитов
в водных растворах при 25°C
Электролит
Азотистая кислота HNO2
Кд
4*104
Аммония гидроксид
NH4OH
1,8*105
Борная кислота H3BO3
Кд1
Кремневая кислота H2SiO3
Кд1
Кд2
5,8*1010
Муравьиная кислота
HCOOH
Селеноводород H2Se
К1
К2
Серная кислота H2SO4
К2
Сернистая кислота H2SO3
К1
К2
Сероводород H2S
Кд1
Кд2
Электролит
Теллуроводород H2Te
Кд1
Кд2
Угольная кислота H2CO3
Кд1
Кд2
Уксусная кислота CH3COOH
1,7*104
1*1011
1,2*102
4,5*107
4,7*1011
1,8*105
5*108
Хлоруксусная кислота
CH2ClCOOH
Фосфорная кислота H3PO4
Кд1
Кд2
Кд3
Фтороводород HF
1,4*103
Циановодород HCN
7,9*1010
Щавелевая кислота H2C2O4
К1
К2
5,4*102
5,4*105
1,6*102
6,3*108
6*108
1*1014
1*103
1*1011
Хлорноватистая кислота HOCl
2,2*1010
1,6*1012
1,8*104
Кд
7,5*103
6,3*108
1,3*1012
6,6*104
Таблица 2
Произведения растворимости некоторых малорастворимых
электролитов при 25°C
Электролит
ПР
Электролит
ПР
AgBr
6*1013
Fe(OH)2
1*1015
AgCl
1,8*1010
Fe(OH)3
3,8*1038
Ag2CO3
8,2*1012
FeCO3
2,5*1011
Ag2CrO4
4*1012
FeS
5*1018
AgI
1,1*1016
HgS
1,6*1052
Ag2S
6*1050
MgS
2*1015
Ag2SO4
2*105
MgCO3
1*105
AgCN
7*1015
MnS
2,5*1010
AgSCN
1,1*1012
Mn(OH)2
2*1013
BaCO3
5*109
Ni(OH)2
1*1015
BaC2O4
2*107
PbBr2
9,1*106
BaCrO4
1,6*1010
PbCl2
2*105
BaSO4
1,1*1010
PbCO3
7,5*1014
CaCO3
5*109
PbCrO4
1,8*1014
CaC2O4
2*109
PbI2
8*109
CaF2
4*1011
PbS
1*1027
CaSO4
1,3*104
PbSO4
1,6*108
Ca3(PO4)2
1*1029
Pb(OH)2
2*1016
CdS
7,9*1027
SnS
1*1026
Cu(OH)2
2,2*1020
SrCO3
1,1*1010
Zn(OH)2
1*1017
SrC2O4
5,6*108
ZnS
1,6*1024
SrSO4
3,2*107
CuS
6*1036
Mg(OH)2
2*105