Лабораторная работа № 3 Электролитическая диссоциация. Гидролиз растворов

Цель:

экспериментально изучить электропроводность некоторых веществ и растворов, зависимость реакционной способности от степени диссоциации электролитов, факторы, нарушающие равновесие в растворах электролитов.

Теоретические вопросы:

1. Электролиты. Сильные и слабые электролиты.

2. Электролитическая диссоциация. Основные положения теории Аррениуса.

3. Степень и константа диссоциации. Факторы, влияющие на степень диссоциации.

4. Равновесие в растворах электролитов.

5. Влияние одноименных ионов на диссоциацию слабых электролитов.

Электролиты – вещества, способные распадаться на ионы (положительные катионы и отрицательные анионы), их растворы проводят электрический ток.

Неэлектролиты – не распадаются на ионы, их растворы не проводят ток.

Электролитическая диссоциация – распад молекул электролита на ионы в растворе или расплаве.

Диссоциация классов соединений:

кислот HNO₃  H⁺ + NO₃^–

многоосновных кислот ступенчато, в основном по первой ступени:

H₂S  H⁺ + HS^– (первая ступень)

HS^–  H⁺ + S^2– (вторая ступень)

оснований NaOH  Na⁺ + OH^–

многокислотных оснований ступенчато, в основном по первой ступени

Mg(OH)₂  MgOH⁺ + OH^– (первая ступень)

MgOH⁺  Mg²⁺ + OH^– (вторая ступень)

амфотерных оснований возможна как кислот и как оснований:

2H⁺ + SnO₂^2–  H₂SnО₂ Sn(OH)₂ Sn²⁺ + 2OH^–

всех солей растворимых в воде – практически полностью, из них:

средних солей Al₂(SO₄)₃  2Al³⁺ + 2SO₄^2–

кислых солей ступенчато, в основном по 1 ступени

NaHCO₃  Na⁺ + HCO₃^– (первая ступень)

HCO₃^–  H⁺ + CO₃^2– (вторая ступень)

основных солей ступенчато, в основном по 1 ступени

CuOHCl  CuOH⁺ + Cl^– (первая ступень)

CuOH⁺  Cu⁺² + OH^– (вторая ступень)

двойных солей KAl(SO₄)₂  K⁺ + Al³⁺ + 2SO₄^2–.

комплексных солей Na₂[Zn(OH)₄]  2Na⁺ + [Zn(OH)₄)]^2–

О силе электролита можно судить по электропроводности его раствора и по химической активности в реакциях ионного обмена.

Степень диссоциации (α) – отношение числа молекул электролита распавшихся на ионы к общему числу его молекул в растворе. Понятие степени диссоциации неприменимо к сильным электролитам.

Сильные электролиты – вещества, диссоциирующие в растворах полностью:

сильные кислоты	HCl, HBr, HI, HNO3, H2SO4, HClO4, HMnO4
щелочи	NaOH, KOH, LiOH, RbOH, Ba(OH)2, Ca(OH)2
соли	Все растворимые в воде

Слабые электролиты – вещества, диссоциирующие частично, в их растворах устанавливается равновесие между молекулами и ионами.

<3% Н₂О, СН₃СООН, H₂C₂O₄;

=3÷30% – HNO₂, HCN, H₂S, H₂CO₃, NH₄OH, гидроксиды металлов, кроме щелочей.

Константа диссоциации (К_дис) – константа равновесия процесса диссоциации, количественная характеристика слабых электролитов, не зависит от концентрации раствора.

N H₄OH NH₄⁺+ OH^–

Закон разбавления Оствальда связывает константу и степень диссоциации:

, где , См - молярная концентрация

Если α значительно меньше 1, уравнение закона Оствальда упрощается:

, т.е. при разбавлении степень диссоциации вырастает.

Для бинарного электролита КАn (например НСlO, HCSN): [К⁺]=[Аn^–]= .

Показатель константы диссоциации: PК = – lg К_дис.

Изменение условий смещает динамическое равновесие процесса диссоциации:

Разбавление приводит к возрастанию степени диссоциации электролитов.

Добавка одноименного иона, т.е. увеличение концентрации одного из ионов ведет к снижению степени диссоциации электролита.

Гидролиз солей – взаимодействие ионов соли с ионами воды, приводящее к образованию слабого электролита и сопровождающееся изменением рН раствора.

Гидролизу подвергается ион слабого электролита, возможны 3 типа гидролиза.

1.Гидролиз по аниону Соль сильного основания и слабой кислоты СН₃СООNa.

Молекулярное уравнение: CH₃COONa + H₂O  CH₃COOH + NaOH

Ионно-молекулярное уравнение: СН₃СОО^– + НОН  СН₃СООН + ОН^–

Образующиеся при диссоциации анионы СН₃СОО^– связываются в слабый электролит СН₃СООН. Ионы ОН^– накапливаются, создавая в растворе щелочную среду (рН>7). Гидролиз тем сильнее, чем меньше К_дисс образующейся слабой кислоты.

Гидролиз солей многоосновных кислот протекает по стадиям, преимущественно по первой стадии.

1 стадия: K₂S + H₂O  KHS + KOH

S^2– + HOH  HS^– + OH^–

2 стадия: KHS + H₂O  H₂S + KOH

HS^-– + HOH  H₂S + OH^–

2. Гидролиз по катиону. Соль слабого основания и сильной кислоты CuSO₄ Гидролиз идет по катиону Cu²⁺ и протекает в две стадии с образованием преимущественно основной соли.

Реакция среды кислая (рН<7), в растворе накапливаются ионы водорода Н⁺. Гидролиз тем сильнее, чем меньше К_дисс образующегося основания.

1 стадия: Cu²⁺ + H₂O  CuOH⁺ + H⁺

2CuSO₄ + 2H₂O  (CuOH)₂SO₄ + H₂SO₄

2 стадия: CuOH⁺ + HOH  Cu(OH)₂ + H⁺

(CuOH)₂SO₄ + 2H₂O  2Cu(OH)₂ + H₂SO₄

3. Гидролиз по катиону и аниону. Соль слабого основания и слабой кислоты CH₃COONH₄.

NH₄⁺ + CH₃COO^– + HOH  NH₄OH + CH₃COOH

Среда раствора нейтральная, слабокислая или слабощелочная в зависимости от К_дисс образующихся слабых электролитов.

Усиление гидролиза, совместный гиролиз солей слабого основания CrCl₃ и слабой кислоты Na₂S приводит к необратимому гидролизу каждой из солей до конца с образованием слабого основания и слабой кислоты.

Гидролиз соли CrCl₃ идет по катиону: Cr³⁺ + HOH  CrOH²⁺ + H⁺

Гидролиз соли Na₂S идет по аниону: S^2– + HOH  HS^– + OH^–

Гидролиз усиливается, т.к. образуется слабый электролит Н₂О: H⁺+OH^–=Н₂О

Молекулярное уравнение: 2CrCl₃+3Na₂S+6H₂O=2Cr(OH)₃+3H₂S+6NaCl Ионно-молекулярное уравнение: 2Cr³⁺ + 3S^2– + 6H₂O = 2Cr(OH)₃ + 3H₂S

Соли сильных оснований и сильных кислот гидролизу не подвергаются, т.к. ни один из ионов соли не образует с ионами Н⁺ и ОН^– воды слабых электролитов. Водные растворы таких солей имеют нейтральную среду.

Практическое задание:

1. Степень диссоциации СНзСООН в 0,1М растворе равна 1,32∙10^-5 К_дис и рК кислоты.

2. Кдис HCN равна 7.9∙10^-10. Найти степень диссоциации HCN в 0,001 М растворе.

3. Вычислить концентрацию ионов водорода в 0,1 М растворе НСlO ( К_дис=5·10^-8)

4. Во сколько раз уменьшится [H⁺] в 0,2 М растворе НСООН (К_дис=0,8·10^-4), если к 1л этого раствора добавить 0,1моль соли НСООNа (соль диссоциирует полностью)?

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

6. Написать уравнения ступенчатой диссоциации фосфорной кислоты в водном растворе. Вычислите К_дис Н₃РО₄ по 1-й ступени, если в 0,1 н растворе α=36 %.

7. Какое значение рН имеет раствор уксусной кислоты с массовой долей ω=0,6%?

8. Будет ли одинаковой электрическая проводимость водных и спиртовых растворов одного и того же вещества при одной и той же концентрации?

9. Объясните.

Опыт 1.Сравнение электропроводности растворов некоторых веществ

1. Угольные электроды, укрепленные на деревянной дощечке и последовательно соединенные с лампой, включить в электрическую сеть

2. Соблюдая меры предосторожности поочередно опускать электроды в стаканы с веществами и растворами, указанными в таблице, каждый раз промывая электроды в стакане с дистиллированной водой.

3. Наблюдать загорание электрической лампы

4. Внести данные в Таблицу 1, записать уравнения реакции

5. Объяснить разницу в степени накала лампочки в растворах.

6. Вделать вывод о силе электролитов по силе накала лампы.

Опыт 2. Сравнение химической активности кислот. Взаимодействие соляной и уксусной кислот с мрамором.

1. В одну пробирку внести 3-4 капли 2н раствора уксусной кислоты СН₃СООН ,

2. В другую 3-4 капли 2н раствора соляной кислоты НСl .

3. Выбрать два одинаковых по величине кусочка мрамора СаСО₃

4. Бросить по одному кусочку в каждую пробирку.

5. Наблюдать выделение газа и отметить в какой из из пробирок более активно.

6. Написать молекулярные и ионные уравнения реакции.

7. Вделать вывод, какой газ выделяется.

8. Оценить силу кислот по скорости протекания реакции.

9. Сделать вывод от концентрации каких ионов зависит скорость выделения газа и в растворе какой из кислот их больше?

Опыт 3. Сравнение химической активности кислот. Взаимодействие соляной и уксусной кислот с цинком

10. В одну пробирку внести 3-4 капли 2н раствора уксусной кислоты СН₃СООН ,

11. В другую 3-4 капли 2н раствора соляной кислоты НСl .

12. Бросить по одному кусочку цинка Zn в каждую пробирку.

13. Наблюдать выделение газа и отметить в какой из пробирок более активно.

14. Написать молекулярные и ионные уравнения реакции.

15. Вделать вывод, какой газ выделяется.

16.Оценить силу кислот по скорости протекания реакции.

17. Сделать вывод от концентрации каких ионов зависит скорость выделения газа и в растворе какой из кислот их больше?

Опыт 4. Равновесие в растворах слабых электролитов. Влияние соли слабой кислоты на диссоциацию этой кислоты

1. В 2 пробирки налить по 5-7 капель 0,1н раствора уксусной кислоты и по 1 капле индикатора метилового оранжевого.

2. В одну из пробирок внести 3-4 микрошпателя ацетата натрия и перемешать.

3. Отметить изменение интенсивности окраски во 2-й пробирке.

4. Объяснить как изменяются степень диссоциации уксусной кислоты и концентрация ионов Н⁺? Объяснить, как смещается равновесие диссоциации кислоты при добавлении к ней ацетата натрия.

5. Написать уравнение диссоциации уксусной кислоты и выражение концентрации диссоциации.

Таблица 1

№ п/п	Вещество или раствор	Формула	Электро- проводность	Виды частиц в стакане			Уравнение диссоциации (если диссоциирует)
				молекулы	катионы	анионы
1	Соль сухая измельченная	NaCl
2	Сахар сухой измельченный	С12Н11О5
3	Раствор соли	NaCl
4	Вода дистилированная	Н2О
5	Раствор сахара	С12Н11О5
6	Соляная кислота (0,1Н)	НСl
7	Раствор едкого натра (0,1Н)	NаОН
8	Раствор уксусной кислоты (0,1Н)	СН3СООН
9	Раствор аммиака (0,1Н)	NH4OН
10	Растворы уксусной кислоты и аммиака	СН3СООН и NH4OН

Опыт 5. Влияние соли слабого основания на диссоциацию этого основания

1. В 2 пробирки налить 5-7 капель 0,1 н раствора аммиака и 1 каплю индикатора фенолфталеина.

2. В одну из пробирок внести 3-4 микрошпателя хлорида аммония и перемешать.

3. Сравнить окраску полученного раствора с окраской контрольного раствора.

4. Объяснить изменение окраски раствора при введении хлорида аммония.

5. Написать уравнение диссоциации и К_дис гидроксида аммония.

6. Дать общий вывод о смещении равновесия в растворах слабых электролитов.

Опыт 6. Определение реакции среды растворов солей при гидролизе

1. В пробирки в водой внести по одному микрошпателю кристаллов солей, указанных в таблице:

2. Определить РН раствора в каждой пробирке индикаторной бумагой.

3. Сравнить окраску индикатора в растворах солей и в воде.

4. Зполнить Таблицу 2.

Таблица 2

№ пробирки	Название соли	Формула соли	Соль образована		Окраска индикаторной бумаги	РН раст-вора	Реакция среды	Уравнение гидролиза
			Сила кислоты	Сила основания
1	ацетат натрия
2	хлорид алюминия
3	карбонат натрия
4	карбонат аммония
5	хлорид калия
6	ацетат аммония
7	дистиллированная вода