ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 6.

Электролитическая диссоциация.

1. 
   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 ионно-молекулярных формах. Влияние внешних факторов на процесс диссоциации. Произведение растворимости. Условия образования и растворения осадков.
2. 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⁺ + S^2- = Cu₂S↓; FeO + 2H⁺ =Fe²⁺ + Н₂О

Ba²⁺ + SO₄^2- = BaSO₄↓

3. Какие из приведенных ниже реакций протекают практически необратимо? Запишите уравнения в полной и сокращенной ионно-молекулярной формах. Укажите причину, определяющую практическую необратимость каждой реакции.

HCN + KOH →; CaCl₂+AgNO₃→;

Ba(OH)₂ + NaCl →; Cu(OH)₂ + H₂SO₄ →;

Ca(NO₃)₂ + HCl →; FeSO₄ + HCl →;

4. Определите, в какую сторону смещено равновесие в реакциях:

КCN + CH₃COOH D CH₃COOК + НCN

NH₄OH + HCl D NH₄Cl + H₂O ?

Кд(HCN) = 7,9∙10^-10 Кд(NH₄OH) = 1,8∙10^-5

Кд(CH₃COOH) = 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?

3.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 ионно-молекулярной 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 диссоциацию слабого электролита.

3. Реакции обмена в растворах электролитов.

а) Реакции, протекающие с образованием осадков.

В пробирку налейте раствор сульфата натрия и добавьте раствор нитрата серебра до выпадения осадка. Отметьте цвет образовавшегося осадка. Затем к содержимому пробирки добавьте раствор хромата калия. Перемешайте стеклянной палочкой содержимое пробирки. Отметьте изменение цвета осадка.

Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионно-молекулярной формах. Сформулируйте условие, при котором осадок может образоваться. Обоснуйте переход первого малорастворимого соединения в еще менее растворимое второе. Для этого запишите значения величин произведения растворимости получающихся осадков из данных табл. 2. данной работы.

б) Реакции, протекающие с образованием газообразных веществ.

В пробирку налейте раствор карбоната натрия и добавьте раствор соляной кислоты. Что наблюдается? Напишите уравнения реакций 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. Следует 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 гидроксида натрия до исчезновения осадков.

Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионно-молекулярной 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	Кд	Электролит	Кд
Азотистая кислота HNO2	4*104	Теллуроводород H2Te Кд1 Кд2	1*103 1*1011
Аммония гидроксид NH4OH	1,8*105	Угольная кислота H2CO3 Кд1 Кд2	4,5*107 4,7*1011
Борная кислота H3BO3 Кд1	5,8*1010	Уксусная кислота CH3COOH	1,8*105
Кремневая кислота H2SiO3 Кд1 Кд2	2,2*1010 1,6*1012	Хлорноватистая кислота HOCl	5*108
Муравьиная кислота HCOOH	1,8*104	Хлоруксусная кислота CH2ClCOOH	1,4*103
Селеноводород H2Se К1 К2	1,7*104 1*1011	Фосфорная кислота H3PO4 Кд1 Кд2 Кд3	7,5*103 6,3*108 1,3*1012
Серная кислота H2SO4 К2	1,2*102	Фтороводород HF	6,6*104
Сернистая кислота H2SO3 К1 К2	1,6*102 6,3*108	Циановодород HCN	7,9*1010
Сероводород H2S Кд1 Кд2	6*108 1*1014	Щавелевая кислота H2C2O4 К1 К2	5,4*102 5,4*105

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