Исследование реакций в растворах электролитов
Гидроксиды щелочных металлов, стронция и бария. Растворение малорастворимых оснований. Правила написания молекулярно-ионных уравнений реакций в растворах электролитов. Свойства амфотерных гидроксидов. Образование малодиссоциированных соединений и газов.
| Рубрика | Химия |
| Вид | лабораторная работа |
| Язык | русский |
| Дата добавления | 07.05.2013 |
| Размер файла | 26,6 K |
Отправить свою хорошую работу в базу знаний просто. Используйте форму, расположенную ниже
Студенты, аспиранты, молодые ученые, использующие базу знаний в своей учебе и работе, будут вам очень благодарны.
Размещено на http://www.allbest.ru/
Размещено на http://www.allbest.ru/
Министерство образования и науки Российской Федерации
Федеральное государственное бюджетное образовательное учреждение
высшего профессионального образования
Национальный минерально-сырьевой университет «Горный»
Отчет
по лабораторной работе
Тема: «Исследование реакций в растворах электролитов»
Выполнил: студент гр. НГШ-12
Кораблёв Е.М
Проверил: доцент
Карапетян К.Г.
Санкт-Петербург 2013 г.
Цель работы: ознакомиться с практическими выводами теории электролитической диссоциации, с реакциями в растворах электролитов и научиться составлять их уравнения.
Общие сведения:
Электролитической диссоциацией называется процесс распада молекул электролитов на ионы под действием полярных молекул растворителя.
Количественно способность электролита распадаться на ионы характеризуется степенью диссоциации
где n - число продиссоциированных молей, n- исходное число молей электролита.
Процесс диссоциации обратимый, он приводит к равновесию между недиссоциированными молекулами и ионами и, следовательно, должен подчиняться закону действующих масс. Вещество АВ при растворении в воде диссоциирует по уравнению
АВА + В
При постоянной температуре произведение концентраций конечных и исходных веществ постоянно и называется константой диссоциации
К=
где множители - концентрации ионов и молекул электролита в растворе, моль/л или моль/кг.
По степени и величине константы диссоциации все электролиты принято условно делить на сильные и слабые. Сильные электролиты в растворе диссоциируют практически полностью, слабые - частично. Закон действующих масс справедлив лишь для слабых электролитов.
К сильным относятся:
1. Кислоты: азотную HNO, серную HSO,соляную HCL, бромисто и йодистоводородную HBr и HJ,хлорную HCLO.
2. Гидроксиды щелочных металлов, стронция и бария.
3. Растворимые соли.
Остальные электролиты являются слабыми. Малодиссоциированными соединениями являются также комплексные ионы в растворе. Константы их диссоциации даны в справочниках.
Правила написания молекулярно-ионных уравнений реакций в растворах электролитов:
1. Сильные и хорошо растворимые электролиты записывают в диссоциированной форме, виде отдельных составляющих ионов.
2. Слабые электролиты, сложные ионы, в том числе и комплексные, а также малорастворимые соединения и газы записывают в молекулярной, недиссоциированной форме.
3. Одинаковые ионы в левой и правой частях уравнения сокращают, подобно алгебраическим уравнениям.
Отсюда вытекают условия протекания реакций в растворах электролитов:
1. Образование или растворение малорастворимого соединения, выпадающего в осадок. Растворимость соединений определяют по таблицам.
2. Образование или разрушение малодисоциированного соединения, иона или комплекса.
3. Выделение или растворения газа.
Пример написания уравнения реакции
а. CaCl+ 2AgNO2AgCl + Ca(NO)
Порядок выполнения работы:
Опыт 1. Образование малорастворимых оснований
FeCl + 2KOH = Fe(OH)3 + KCl
бурый осадок
Fe3+ + 3OH- = Fe(OH)3
CuSO4 + 2KOH = Cu(OH)2+ K2SO4
сине-голубой осадок
Cu2+ + 2OH- = Cu(OH)2
NiSO4 + 2KOH = Ni(OH)2+ K2SO4
светло-зелёый осадок
Ni2+ + 2OH- = Ni(OH)2
Вывод: реакция получилась, т.к. образовались малорастворимые основания и слабые электролиты.
Опыт 2. Растворение малорастворимых оснований
Fe(OH)3 + 3HCl = FeCl+ 3H2O
желтоватый раствор
Fe(OH)3 + 3H+ = Fe3+ + 3H2O
Cu(OH)2 + 2HCl = CuCl2 + 2 H2O
светло-голубой раствор
Cu(OH)2+ 2H+ = Сu2+ + 2 H2O
Ni(OH)2 + 2HCl = NiCl2 + 2H2O
прозрачный раствор
Ni(OH)2 + 2H+ = Ni2+ + 2H2O
Вывод: растворились в кислоте потому, что образовался ещё более слабый электролит.
Опыт 3.Oбразование малорастворимых солей
Pb(NO3)2 + 2KJ = PbJ2 + 2KNO3
жёлтый осадок
Pb2+ + 2J- = PbJ2
3Pb(NO3)2 + 2FeCl= 3PbCl2 + 2Fe(NO3)3
белый осадок
Pb2+ + 2Cl- = 3PbCl2
Вывод: реакции идут, т.к. образуются малорастворимые в воде вещества.
гидроксид электролит стронций газ
Опыт 4. Изучение свойств амфотерных гидроксидов
Cr2(SO4)3 + NaOH = 2Cr(OH)3+3Na2SO4
Добавляем по каплям до образования осадка
Cr3+ + 3OH- = Cr(OH)3
a) Cr(OH)3 +3HCl = CrCl3 +3H2O
светло-синий раствор
Cr(OH)3 + 3H+ = Cr3+ 3H2O
б) Cr(OH)3 + NaOH(избыток) = Na+[Cr3+(OH)4-]
Вывод: в кислой среде реагирует как основание, а в щелочной как кислота.
Опыт 5.Образование малодиссоциированных соединений
NH4Cl + NaOH = NH4OH + NaCl
Бесцветный раствор с запахом аммиака
NH4+ + OH- = NH4OH NH3 + H2O
Вывод: реакция идёт, т.к. образуется вода и выделяется газ- аммиак в результате разложения гидроксида аммония.
Опыт 6. Образование комплексов
CuSO4 + NH3 = [Cu(NH3)]SO4
ярко-синий раствор
[Cu(NH3)4] + SO42- [ Cu(NH3)4]SO4
Опыт 7. Образование газов
Na2CO3 + H2SO4 = Na2SO4 + H2O + CO2
Бесцветный раствор, активное выделение газа
CO32-+2H+ = CO2 + H2O
Na2S + H2SO4 = H2S + Na2SO4
появился неприятный запах
S2+ + 2H- = H2S
Вывод: образуется слабый электролит.
Вывод: В ходе лабораторной работы ознакомились с практическими выводами теории электролитической диссоциации, с реакциями в растворах малорастворимых оснований, изучили свойства амфотерных гидроксидов, образование малодиссоциированных соединений, комплексных соединений и газов.
Размещено на Allbest.ru
...Подобные документы
Практические выводы теории электролитической диссоциации. Характеристика основных реакций, которые протекают в растворах электролитов. Анализ свойств амфотерных гидроксидов, образование малодиссоциированных соединений, комплексных соединений и газов.
лабораторная работа [27,6 K], добавлен 17.12.2014Реакции, протекающие между ионами в растворах. Порядок составления ионных уравнений реакций. Формулы в ионных уравнениях. Обратимые и необратимые реакции обмена в водных растворах электролитов. Реакции с образованием малодиссоциирующих веществ.
презентация [1,6 M], добавлен 28.02.2012Составление уравнения ступенчатой диссоциации заданных веществ. Уравнения реакций кислот, оснований и амфотерных гидроксидов. Получение солей, уравнения их диссоциации. Виды концентраций вещества. Изменение энтропии при проведении химической реакции.
контрольная работа [158,6 K], добавлен 17.05.2014Взаимная связь парциальных катодных и анодных реакций на медном электроде в растворах с бескислородным окислителем при знакопеременной поляризации. Анодное растворение меди в хлоридных и сульфатных средах. Растворение в подкисленных сульфатных средах.
дипломная работа [2,5 M], добавлен 13.12.2015Определение молярной массы эквивалентов цинка. Определение концентрации раствора кислоты. Окислительно-восстановительные реакции. Химические свойства металлов. Реакции в растворах электролитов. Количественное определение железа в растворе его соли.
методичка [659,5 K], добавлен 13.02.2014Простейшая молекулярная модель жидкостей. Особенности и закономерности протекания реакций в растворах. Классификация органических реакций жидкостей по конечному результату, а также механизму разрыва связей, их разновидности и главные этапы реализации.
курсовая работа [446,0 K], добавлен 20.11.2013Сущность и виды окисления - химических реакций присоединения кислорода или отнятия водорода. Ознакомление с методами восстановления металлов в водных и соляных растворах. Изучение основных положений теории окислительно-восстановительных реакций.
реферат [130,1 K], добавлен 03.10.2011Равновесие в насыщенных растворах малорастворимых соединений. Расчет растворимости осадков с учетом одновременного влияния различных факторов. Влияние комплексообразования на растворимость солей и определение ее зависимость от ионной силы раствора.
контрольная работа [1,2 M], добавлен 10.11.2014Расчетные методы определения рН. Примеры уравнений реакций гидролиза солей. Понятие и формулы расчета константы и степени гидролиза. Cмещение равновесия (вправо, влево) гидролиза. Диссоциация малорастворимых веществ и константа равновесия этого процесса.
лекция [21,7 K], добавлен 22.04.2013Общая характеристика катионов III аналитической группы катионов. Гидроксиды бария, кальция, стронция. Действие группового реагента (водного раствора серной кислоты). Действие окислителей и восстановителей. Применение солей кальция и бария в медицине.
реферат [52,2 K], добавлен 13.03.2017Нитратокомплексы рутения, выделенные в виде кристаллических фаз. Синтез исходных рутенийсодержащих соединений и исследование их превращений. Поведение [RuNO(NO2)4OH]2- в азотнокислых растворах. Исследование нитратсодержащих комплексов нитрозорутения.
дипломная работа [780,5 K], добавлен 06.09.2012Кислотно-основные свойства оксидов и гидроксидов и их изменение. Восстановительные и окислительные свойства d-элементов. Ряд напряжения металлов. Химические свойства металлов. Общая характеристика d-элементов. Образование комплексных соединений.
презентация [541,6 K], добавлен 11.08.2013Особенности получения наночастиц серебра методом химического восстановления в растворах. Принцип радиационно-химического восстановления ионов металлов в водных растворах. Образование золей металла. Изучение влияния рН на величину плазмонного пика.
курсовая работа [270,7 K], добавлен 11.12.2008Растворы как твердые или жидкие гомогенные системы переменного состава, состоящие из двух или более компонентов, их классификация и типы, способы выражения концентрации. Термодинамика процессов растворения. Коллигативные свойства растворов электролитов.
контрольная работа [54,4 K], добавлен 19.02.2011Общая характеристика щелочных металлов и их соединений, применение в промышленности. Формы металлов, встречающиеся в природе, и способы их получения. Химические свойства щелочных металлов и их взаимодействие с водой, с кислородом, с другими веществами.
презентация [3,9 M], добавлен 22.09.2015Ионная проводимость электролитов. Свойства кислот, оснований и солей с точки зрения теории электролитической диссоциации. Ионно-молекулярные уравнения. Диссоциация воды, водородный показатель. Смещение ионных равновесий. Константа и степень диссоциации.
курсовая работа [139,5 K], добавлен 18.11.2010Изучение комплексов водорастворимых полимеров с различными классами соединений. Свойства растворов катионных полимеров, особенности амфотерных полиэлектролитов. Проведение вискозиметрического исследования комплексообразования ЭЭАКК/АК с ионом стронция.
курсовая работа [79,9 K], добавлен 24.07.2010Изучение свойств неорганических соединений, составление уравнений реакции. Получение и свойства основных и кислотных оксидов. Процесс взаимодействия амфотерных оксидов с кислотами и щелочами. Способы получения и свойства оснований и основных солей.
лабораторная работа [15,5 K], добавлен 17.09.2013Общие свойства солей бария и стронция. Глубина выгорания ядерного топлива и накопление продуктов деления. Осадкообразование на стадии упаривания высокоактивного рафината Пурекс–процесса. Осадкообразование на стадии кристаллизации уранилнитрата.
дипломная работа [1,4 M], добавлен 12.04.2012Классическая теория электролитической диссоциации. Ион-дипольное и ион-ионное взаимодействие в растворах электролитов, неравновесные явления в них. Понятие и основные факторы, влияющие на подвижность ионов. Электрические потенциалы на фазовых границах.
курс лекций [1,4 M], добавлен 25.06.2015
