Реакции в растворах электролитов

Размещено на http://www.allbest.ru/

ИрГТУ

Кафедра химии и пищевой технологии им. проф. В.В. Тутуриной

Отчет по лабораторной работе

Реакции в растворах электролитов

Выполнила:

студентка группы ИНб-13-1

Тыкшеева Е.Б.

Проверил: профессор

Яковлева А.А.

Иркутск 2013

Цель работы: изучить понятия «электролиты», «электролитическая диссоциация», рассмотреть кислоты, основания, амфотерные электролиты, соли с точки зрения теории электролитической диссоциации, отличать сильные и слабые электролиты, научиться составлять ионно-молекулярные уравнения.

Задание: провести реакции обмена в растворах электролитов, выполнить требования к результатам опытов и оформить отчет, решить задачу.

Теоретическое введение.

Электролиты. Известно, что существуют две основные причины прохождения электрического тока через проводники: либо за счет движения электронов в электрическом поле, либо за счет движения ионов. Электронная проводимость присуща, прежде всего, металлам. Ионная проводимость присуща многим химическим соединениям, обладающим ионным строением, например солям в твердом или расплавленном состояниях, а также многим водным и неводным растворам. В связи с этим все вещества принято условно делить по их поведению в растворах на две категории: а) вещества, растворы которых обладают ионной проводимостью (электролиты); б) вещества, растворы которых не обладают ионной проводимостью (неэлектролиты). К электролитам относится большинство неорганических кислот, оснований и солей. К неэлектролитам относятся многие органические соединения, например спирты, углеводы.

Электролитическая диссоциация. Кроме хорошей электропроводности, растворы электролитов обладают более низкими значениями давления пара растворителя и температуры плавления и более высокими температурами кипения по сравнению с соответствующими значениями для чистого растворителя или для раствора неэлектролита в этом же растворителе. Для объяснения этих свойств шведский ученый С. Аррениус в 1887 г. предложил теорию электролитической диссоциации.

Под электролитической диссоциацией понимается распад молекул электролита в растворе с образованием положительно и отрицательно заряженных ионов -- катионов и анионов. Процесс диссоциации во всех случаях является обратимым, поэтому при написании уравнений реакции диссоциации необходимо применять знак обратимости. «Различные электролиты», согласно теории Аррениуса, диссоциируют на ионы в различной степени. Полнота распада зависит от природы электролита, его концентрации, природы растворителя, температуры.

Степень диссоциации. Одним из важнейших понятий теории электролитической диссоциации Аррениуса является понятие о степени диссоциации.

Степенью диссоциации а называется отношение числа молекул, распавшихся на ионы (n'), к общему числу растворенных молекул (п). Степень диссоциации часто выражают в процентах.

Сильные и слабые электролиты. В зависимости от степени диссоциации различают электролиты сильные и слабые. Электролиты со степенью диссоциации больше 30% обычно называют сильными, со степенью диссоциации от 3 до 30% -- средними, менее 3% -- слабыми электролитами. К сильным электролитам относятся почти все соли, некоторые кислоты (НСl, HBr, HI, НNО3, НсlO4, Н2SO4(разб.)) и некоторые основания (LiОН, NaOH, КОН, Са(ОН)2, Sr(OH)2, Ва(ОН)2). К слабым электролитам относится большинство кислот (особенно органических) и оснований.

Степень диссоциации как сильных, так и слабых электролитов зависит от концентрации раствора (степень диссоциации тем выше, чем более разбавлен раствор).

Константа диссоциации. Более точной характеристикой диссоциации электролита является константа диссоциации, которая от концентрации раствора не зависит. Поскольку диссоциация является обратимым равновесным процессом, то к этой реакции применим закон действующих масс, и можно определить константу равновесия, которая зависит от температуры и природы электролита и растворителя, но не зависит от концентрации электролита.

Произведение растворимости. Константы диссоциации малорастворимых солей и гидроксидов металлов называются произведением растворимости соответствующих веществ (обозначается ПР).

Опыт 1. Сравнение химической активности кислот

В одну пробирку наливаем 1-2 мл раствора уксусной кислоты (CH3COOH), в другую - столько же раствора соляной кислоты (HCl).

Берем 2 одинаковых по величине кусочка мрамора и бросаем по одному в каждую пробирку.

Наблюдаем выделение газа. В пробирке с CH3COOH процесс идет более энергично, чем в пробирке с HCl.

Молекулярные и ионные уравнения реакций взаимодействия мрамора (СаСО3) с уксусной и соляной кислотой:

1) CH₃COOH + CaCO₃ = Ca(CH3COO)2 + H2O + CO2

2CH3COOЇ +2H(+) + Ca(2+) + CO3(2-) = 2CH3COOЇ + Ca(2+) + CO2 + H2O - полное ионное

2H + CO3 = CO2 + H2O - сокращенное ионное

2) HCL + CaCO3 = CaCL+ CO2+H2O

CaCO3 + 2H(+) + 2Cl(-) = Ca(2+) + 2Cl(-) + CO2 + H2O - полное ионное

CaCO3 + 2H(+) = Ca(2+) + CO2 + H2O - сокращённое ионное

2. Вывод: скорость выделения газа зависит от концентрации ионов сильных электролитов. В растворе соляной кислоты концентрация этих ионов больше.

3. Для опыта взяты растворы соляной и уксусной кислот одинаковой концентрации, к сильным электролитам относится соляная кислота, к слабым - уксусная.

Опыт 2. Реакции, идущие с образованием осадка.

Наливаем в три пробирки по 1-2 мл сульфата магния, хлорида железа (III), сульфата меди (II).

Прибавляем в каждую по такому же количеству щелочи.

Наблюдаем образование осадков, отмечаем цвет. Пробирка с прозрачным веществом сульфата магния помутнела, во второй пробирке темно-оранжевое вещество с хлоридом железа (III) загустело и потемнел, а третья пробирка с голубым веществом загустела и выдала белый осадок. Осадки сохраняем для следующего опыта.

Молекулярные и ионные уравнения реакций образования осадков гидроксидов магния, железа (III) и меди (II):

MgSO4+2NAOH = Mg(OH)2v + Na2SO4

Полная форма:

Mg2+ + SO42? + 2Na+ + 2OH? = Mg(OH)2v + 2Na+ + SO42?

Краткая форма:

Mg2+ + 2OH? = Mg(OH)2v

FeCl2 + 2NaOH(разб.) = Fe(OH)2v + 2NaCl

Полная форма:

Fe+2Cl+2Na+2OH=Fe(OH)2+2Na+2Cl

Краткая форма:

Fe+2OH=Fe(OH)2

CuSO4 + 2NaOH=Cu(OH)2 осад + Na2SO4

Cu(2+) + SO4(2-) + 2Na(+1) +2OH(-1) = Cu(OH)2 осад + 2Na(+) + SO4(2-)

Cu(2+) + 2OH(-) = Cu(OH)2 осад

Опыт 3. Реакции, идущие с образованием слабого электролита

К полученным в предыдущем опыте осадкам гидроксидов магния, железа, и меди приливаем раствор соляной кислоты до полного их растворения.

Наблюдаем за реакцией. Первая пробирка стала прозрачной, вторая - прозрачной с желтоватым оттенком, третья стала прозрачной с голубым осадком.

Молекулярные и ионные уравнения реакций растворения осадков гидроксидов магния, железа (III) и меди (II).

1) Mg(OH)2v + HCL = MgCl2+2H2O.

Полная ионная форма:

Mg(OH)2 + 2H+ + 2Cl? = Mg2+ +2Cl? + H2O

Краткая ионная форма:

Mg(OH)2 + 2H+ = Mg2+ + H2O

2) Fe(OH)3 + 3HCl > FeCl3 + 3H2O

Полная форма:

Fe(OH)3 + 3H+ + 3Cl? = Fe3+ + 3Cl? + 3H2O

Краткая форма:

Fe(OH)3 + 3H+ = Fe3+ + 3H2O

Cu(OH)2+ HCL= CuCl2 + 2H2O

Полная форма:

Cu(2+)+2OH(-)+2H(+)+2CL(-)=Cu(2+)+2CL(-)+2H2O

2OH(+)+2H(+)=2H2O

Вывод: т.к. с одной стороны имеется малорастворимое соединение, а с другой - слабый электролит, то такие реакции протекают обратимо, причем равновесие смещается в сторону наименее диссоциированных веществ. В данном опыте смещение вправо, в сторону малодиссоциированных молекул воды.

Опыт 4. Реакции, идущие с образованием газа

Наливаем в пробирку 1-2 мл раствора карбоната натрия.

Приливаем в нее раствор соляной кислоты.

Наблюдаем бурное выделение газа.

Требование к результатам опыта

Составить молекулярное и ионные уравнения реакции взаимодействия Na2CO3 с HCl.

Na2CO3 + 2HCl > 2NaCl + H2O + CO2^

полное ионное:

2Na(+) + CO3(2-) + 2H(+) + 2Cl(-) > 2Na(+) + 2Cl(-) + H2O + CO2^

сокращенное ионное: CO3(2-) + 2H(+) > H2O + CO2^

Опыт 5. Амфотерные электролиты

В одну пробирку наливаем 2-3 мл раствора хлорида цинка, другую - столько же сульфата хрома (III).

Затем в каждую пробирку добавляем разбавленный раствор щелочи до выпадения осадков гидроксидов.

В каждом случае осадки разделяем на две пробирки.

В одну из пробирок приливаем раствор соляной кислоты, а в другую - раствор щелочи до растворения осадков.

Требования к результатам опыта

Составить молекулярные и ионные уравнения реакций образования осадков Zn(OH)2 и Cr(OH)3.

Молекулярное:

Zn(OH)2+2NaOH => Na2[Zn(OH)4](2-)

Полное ионное:

2Na(+) +2OH(-) + Zn(OH)2 => 2Na(+) + [Zn(OH)4](2-)

Краткое ионное:

2OH(-) + Zn(OH)2 => [Zn(OH)4](2-)

2. Cr(OH)3 + 3HCl = CrCl3 + 3H2O

Cr(OH)3 + 3H(+) + 3Cl(-) = Cr(3+) + 3Cl(-) + 3H2O

Cr(OH)3 + 3H+ = Cr3+ + 3H2O

3. Записать уравнения диссоциации полученных гидроксидов по типу кислот и по типу оснований.

электролит проводник диссоциация гидроксид

Размещено на Allbest.ru