Лабораторный практикум по химии

Форма табл.1

Результаты изучения электропроводности различных веществ

Опыт 2. Изучение зависимости степени диссоциации электролитов в растворах от их концентрации

Степень диссоциации электролитов зависит от природы электролита, температуры и концентрации раствора.

Для слабых бинарных электролитов зависимость от концентрации подчиняется закону разбавления Оствальда:

т.е. чем более разбавлен раствор, тем больше степень диссоциации и, соответственно, больше электропроводность раствора. Для подтверждения этой зависимости провести следующий опыт.

Выполнение опыта. Собрать установку, состоящую из источника тока (2 - 4 В), амперметра (3 - 5 А) и угольных электродов (рис.2).

PDF created with pdfFactory Pro trial version www.pdffactory.com

кислотой, для чего в четыре стакана налить одинаковые (примерно до половины) объемы растворов серной

кислоты различной концентрации: в первый - концентрированный, во второй - разбавленный водой в 25, в третий - в 50, в четвертый - в 250 раз. По очереди определить электропроводность всех четырех растворов, начиная с наиболее разбавленного.

Полученные результаты записать в форму табл.2.

Форма табл.2

Результаты изучения зависимости электропроводности растворов от их концентрации

Построить график зависимости электропроводности раствора от его концентрации.

Контрольные вопросы и упражнения

1.Укажите количественные характеристики процесса электролитической диссоциации.

2.Перечислите факторы, влияющие на степень диссоциации.

3.Что показывает изотонический коэффициент и от чего зависит его величина?

4.Укажите факторы, влияющие на константу диссоциации.

5.Взаимосвязь между степенью и константой диссоциации. Закон разбавления Оствальда.

PDF created with pdfFactory Pro trial version www.pdffactory.com

6.Охарактеризуйте понятия водородного рН и гидроксильного рОН показателей растворов.

7.Охарактеризуйте понятие произведения растворимости ПР труднорастворимых веществ.

8.Определите нормальную концентрацию раствора FeCl3, зная, что концентрация ионов Сl– равна 0,195 моль-ион/л и степень диссоциации

FeCl3 равна 65%.

Ответ: 0,3 н. 9. рН 1 · 10–3 н. раствора слабого однокислотного основания

равен 9. Определите константу диссоциации основания.

Ответ: 1×10–7. 10. Вычислите концентрацию ионов Cl– в 0,25 н. растворе CaCl2,

если степень диссоциации равна 72%.

Ответ: 0,18 моль/л. 11. В 1 · 10–1 н. растворе слабой одноосновной кислоты HAn концентрация ионов [H+] составляет 1 · 10–5 моль-ион/л. Определите

константу диссоциации кислоты.

Ответ: 1·10–9. 12. Определите, образуется ли осадок при сливании одинаковых объемов 0,001 М растворов CuSO4 и Na2S, если принять, что соли

диссоциированы нацело и ПРCuS = 6 · 10–36.

Ответ: образуется. 13. Определите pOH раствора серной кислоты, если концентрация

ионов водорода составляет 10–5 моль/л.

Ответ: 9. 14. Определите pH раствора KOH, если концентрация гидроксид-

ионов составляет 10–5 моль/л.

Ответ: 9. 15. Определите степень диссоциации однокислотного основания,

рН 0,001 н. раствора которого составляет 8.

Ответ: 1∙10–3. 16. Определите степень диссоциации KOH в 0,0001 М растворе,

если pH раствора составляет 10.

Ответ: 1. 17. Определите концентрацию раствора щелочи, pH которого

составляет 10, а степень диссоциации 90%.

Ответ: 1,1∙10–4.

PDF created with pdfFactory Pro trial version www.pdffactory.com

Работа № 7

Гидролиз солей

Гидролиз - это процесс обменного взаимодействия соли с водой, сопровождающийся смещением ионного равновесия воды и изменением pH раствора. Гидролиз происходит только в том случае, когда соль образована хотя бы одним слабым компонентом (основанием и (или) кислотой). В большинстве случаев это обратимый процесс.

Опыт 1. Простой гидролиз солей, образованных различными по силе основанием и кислотой

Простой гидролиз характерен для солей, образованных слабым однокислотным основанием и (или) слабой одноосновной кислотой. При этом гидролиз обратим и протекает по одной ступени.

В зависимости от силы основания и кислоты, образующих соль, различают следующие случаи гидролиза:

Гидролиз по катиону характерен для солей, образованных слабым основанием. В результате образуются слабое основание и сильная кислота. Реакция среды кислая, рН < 7:

NH+4 + HOH ↔ NH 4OH + H+ .

Гидролиз по аниону характерен для солей, образованных слабой кислотой. В результате образуются слабая кислота и сильное основание. Реакция среды щелочная, рН > 7:

CN − + HOH ↔ HCN + OH − .

Гидролиз по катиону и аниону характерен для солей,

образованных слабым основанием и слабой кислотой. В результате образуются слабая кислота и слабое основание:

NH+4 + CH3COOH− + HOH ↔ NH4OH + CH3COOH .

Реакция среды близка к нейтральной, рН ≈ 7 и определяется сравнением констант диссоциации кислоты и основания. Реакция среды

PDF created with pdfFactory Pro trial version www.pdffactory.com

определяется сильным компонентом. Если кислота сильнее, реакция среды слабокислая, и наоборот.

Выполнение опыта. В две пробирки внести по 3 - 5 капель 1 н. растворов: в одну - хлорида аммония, в другую - ацетата натрия. В обе пробирки добавить по 2 - 3 капли нейтрального лакмуса и отметить изменение его окраски (см. табл.П3.4). Определить рН раствора с помощью универсального индикатора. Написать уравнения гидролиза обеих солей в ионном и молекулярном виде. Указать реакцию среды в растворах, случай и форму гидролиза.

Опыт 2. Ступенчатый гидролиз солей, образованных различными по силе основанием и кислотой

Ступенчатый гидролиз характерен для солей, образованных слабым многокислотным основанием и (или) слабой многоосновной кислотой. При этом гидролиз обратим и протекает по нескольким ступеням. В наибольшей степени гидролиз протекает по первой ступени. Многозарядный катион или анион постепенно присоединяет к себе ОН– или Н+, образуя основные или кислые соли.

Гидролиз по катиону:

I ступень: Fe3+ + HOH ↔ FeOH2+ + H+ ;

II ступень: FeOH2+ + HOH ↔ Fe(OH)+2 + H+ ;

III ступень: Fe(OH)+2 + HOH ↔ Fe(OH)3 + H+ (практически не про-

текает).

Гидролиз по аниону:

I ступень: S2− + HOH ↔ HS− + OH− ;

II ступень: HS− + HOH ↔ H2S + OH− (практически не протекает).

Накапливающиеся в системах ионы H+ или ОН– обеспечивают кислую или щелочную реакцию среды и сильно смещают процесс

диссоциации воды H2O ↔ H+ + OH− влево, что приводит к ослаблению

гидролиза по каждой из последующих ступеней. Гидролиз по последней ступени практически не идет.

Выполнение опыта. В две пробирки внести по 5 - 10 капель 1 М растворов: в одну - карбоната (или сульфида) натрия, в другую - хлорида (или сульфата) алюминия. В обе пробирки добавить по 2 - 3

PDF created with pdfFactory Pro trial version www.pdffactory.com

капли нейтрального лакмуса и отметить изменение его окраски (см. табл.П3.4). Определить рН растворов с помощью универсального индикатора. Написать уравнения гидролиза обеих солей в ионном и молекулярном виде. Указать реакцию среды в растворах, случай и форму гидролиза. Назвать соли, образующиеся по первой ступени гидролиза в каждом случае.

Опыт 3. Полный необратимый гидролиз

Некоторые соли, образованные очень слабым основанием и слабой летучей кислотой (Cr2S3, Al2S3, Cr2(CO3)3, Fe2(CO3)3, Al2(CO3)3 и др.),

при нагревании в присутствии воды подвергаются полному необратимому гидролизу. При этом образуются слабодиссоциирующие основание и кислота. Оба продукта уходят из сферы реакции в виде осадков и газов. Аналогично гидролизуются смеси солей, одна из которых образована очень слабым основанием и сильной кислотой, а другая - сильным основанием и слабой летучей кислотой (Na2S + CrCl3, Na2CO3 + Al2(SO4)3 и т.п.). Например:

2AlCl3 + 3Na2S + 6H2O = 2Al(OH)3 ↓ + 3H2S − + 6NaCl.

Выполнение опыта. В две пробирки внести по 5 - 10 капель 1 М растворов: в одну - хлорида (или сульфата) хрома, в другую - хлорида (или сульфата) алюминия. В первую пробирку прибавить раствор сульфида натрия, во вторую - раствор карбоната натрия до выпадения осадков малорастворимых соединений. Отметить выделение газа. Какие это газы?

Написать уравнения гидролиза солей в молекулярном и ионном виде. Доказать, что в осадке гидроксиды, а не сульфид хрома или карбонат алюминия. Для этого слить растворы с полученных осадков, разделить каждый из осадков в две пробирки, в одну из них добавить раствор щелочи, а в другую - раствор кислоты. Наблюдать растворение осадков во всех пробирках. Объяснить наблюдаемые процессы. Почему при взаимодействии растворов этих солей гидролиз протекает практически необратимо? Каков механизм взаимного усиления гидролиза?

PDF created with pdfFactory Pro trial version www.pdffactory.com

вещества, концентрации раствора (для первого и второго случаев) и температуры (см. табл.П3.5).

Для увеличения степени гидролиза следует добавить воды, изменить соответствующим образом реакцию среды или повысить температуру. Например, при кипячении раствора FeCl3 можно довести гидролиз до конца, т.е. до выпадения осадка гидроксида железа

Fe(OH)3:

При сильном разбавлении раствора хлорида висмута в результате гидролиза выделяется осадок хлорида висмутила:

BiCl3 + H2O = BiOCl ↓ + 2HCl .

При удалении продуктов реакции гидролиз также усиливается. Изменение реакции среды (при добавлении кислоты, щелочи или соли) может привести к усилению или ослаблению гидролиза. Например, при

введении в систему NH+4 + HOH ↔ NH4OH + H+ ионов ОH– равновесие

сместится вправо, так как связываются ионы H+, освободившиеся в результате гидролиза.

Опыт 4. Влияние природы слабого компонента на степень гидролиза соли

Выполнение опыта. В две пробирки внести по 5 - 6 капель 0,5 н. растворов: в одну - карбоната натрия, в другую - сульфита натрия. Определить рН растворов карбоната натрия и сульфита натрия с помощью универсального индикатора.

Написать уравнения гидролиза солей в ионном и молекулярном виде и на основании результатов наблюдений сделать вывод, в каком из двух растворов относительно больше: 1) степень гидролиза; 2) концентрация ионов ОН–; 3) значение рН.

Вычислить степень, константу гидролиза и рН в растворах обеих солей, учитывая, что гидролиз протекает преимущественно по первой ступени. Сравнить расчетные данные с полученными экспериментально.

PDF created with pdfFactory Pro trial version www.pdffactory.com

Опыт 5. Смещение равновесия гидролиза путем разбавления раствора и изменения реакции среды

Выполнение опыта. В пробирку внести 3 - 4 капли раствора хлорида сурьмы или висмута и добавить такой же объем воды. Отметить образование осадка. Добавить 1 - 2 капли концентрированной соляной кислоты, после чего вновь разбавить раствор водой. Записать результаты наблюдений.

Написать уравнения гидролиза хлорида сурьмы или висмута в молекулярном и ионном виде, учитывая, что гидролиз протекает по второй ступени и при этом образуется малорастворимый хлорид антимонила (стибила) SbOCl или висмутила BiOCl. Объяснить влияние разбавления раствора и добавления соляной кислоты.

Аналогичный опыт проделать с раствором хлорида олова (II). В этом случае образуется осадок основной соли SnOHCl.

Опыт 6. Влияние температуры на степень гидролиза солей

Выполнение опыта. В пробирку внести 5 - 6 капель раствора хлорида или сульфата алюминия и такой же объем раствора ацетата натрия. Содержимое пробирки нагреть, опустив ее в горячую воду, и отметить выпадение осадка малорастворимого ацетата дигидроксоалюминия.

Написать уравнения реакций гидролиза без нагревания и при нагревании.

Контрольные задания

Задание 1. Получить у преподавателя две пробирки с растворами солей сульфата алюминия и карбоната натрия. Имея в своем распоряжении только универсальный индикатор, определить, в какой из пробирок находится соль алюминия. Написать соответствующие уравнения реакций.

Слить растворы в одну пробирку, наблюдать образование осадка. Имея в своем распоряжении растворы кислоты и щелочи, определить состав осадка. Написать соответствующие уравнения реакций.

PDF created with pdfFactory Pro trial version www.pdffactory.com

Задание 2. Получить у преподавателя две пробирки с растворами солей сульфата алюминия и ацетата натрия. Имея в своем распоряжении только универсальный индикатор, определить, в какой из пробирок находится соль натрия. Написать соответствующие уравнения реакций.

Задание 3. Получить у преподавателя две пробирки с растворами солей хлорида аммония и карбоната натрия. Имея в своем распоряжении только универсальный индикатор, определить, в какой из пробирок находится соль аммония. Написать соответствующие уравнения реакций.

Задание 4. Получить у преподавателя две пробирки с растворами солей сульфата алюминия и сульфата натрия. Имея в своем распоряжении только универсальный индикатор, определить, в какой из пробирок находится соль алюминия. Написать соответствующие уравнения реакций.

Задание 5. Получить у преподавателя две пробирки с растворами солей нитрата свинца и карбоната натрия. Имея в своем распоряжении только универсальный индикатор, определить, в какой из пробирок находится соль свинца. Написать соответствующие уравнения реакций.

Задание 6. Получить у преподавателя две пробирки с растворами солей хлорида аммония и хлорида натрия. Имея в своем распоряжении только универсальный индикатор, определить, в какой из пробирок находится соль алюминия. Написать соответствующее уравнение реакции.

Задание 7. Получить у преподавателя две пробирки с растворами солей сульфата алюминия и сульфида натрия. Имея в своем распоряжении только универсальный индикатор, определить, в какой из пробирок находится соль алюминия. Написать соответствующие уравнения реакций.

Слить растворы в одну пробирку, наблюдать образование осадка. Имея в своем распоряжении растворы кислоты и щелочи, определить состав осадка. Написать соответствующие уравнения реакций.

Задание 8. Получить у преподавателя две пробирки с растворами солей ацетата натрия и нитрата свинца. Имея в своем распоряжении только универсальный индикатор, определить, в какой из пробирок находится соль натрия. Написать соответствующие уравнения реакций.

PDF created with pdfFactory Pro trial version www.pdffactory.com