На степень электролитической диссоциации




Лабораторная работа

«Электролитическая диссоциация»

Цель работы: изучить факторы, влияющие на электролитическую диссоциацию веществ.

Основные положения теории электролитической диссоциации были сформулированы в 1887г. шведским ученым Сванте Аррениусом (лауреат Нобелевской премии по химии 1903г).

· При растворении в воде (или расплавлении) электролиты распадаются на положительно (катионы) и отрицательно (анионы) заряженные ионы.

· Электролитическая диссоциация веществ, идущая с образованием свободных ионов объясняет электрическую проводимость растворов. Под действием электрического тока катионы двигаются к катоду (-), а анионы – к аноду (+).

· Концентрации ионов в растворах слабых электролитов количественно характеризуются константой диссоциации (K) и степенью диссоциации (α). По способности к диссоциации различают с ильные электролиты (вещества, которые при растворении в воде практически полностью распадаются на ионы), слабые электролиты (в ещества, которые частично диссоциирующие на ионы) и неэлектролиты (в ещества, которые не диссоциирующие на ионы). Как правило, к сильным электролитам относятся вещества с ионными или сильно полярными ковалентными связями, а слабые электролиты и неэлектролиты содержат ковалентные неполярные или малополярные связи.

 

Опыт 1. Влияние природы вещества на электролитическую диссоциацию в водных растворах

Ход работы:

1. Ознакомьтесь с лабораторной установкой для измерения электропроводности и зарисуйте ее. Для измерения электропроводности погрузите электроды в раствор (или твердое вещество) и, не прикасаясь ни к каким частям установки, осторожно включите вилку в электрическую розетку. По яркости свечения электрической лампочки качественно охарактеризуйте электропроводность. При переходе от одного раствора к другому, необходимо ополаскивать электроды дистиллированной водой и, если требуется, протирать досуха фильтровальной бумагой. Измерьте электропроводность указанных в таблице растворов (твердых веществ) и заполните таблицу.

 

Вещество Электро-проводность Схема диссоциации; выражение для константы диссоциации
Вода (дист.)    
Хлорид натрия (крист.)    
Хлорид натрия (водн. раствор)    
Сахароза (крист.)    
Сахароза (водн. раствор)    
Серная кислота (водн. раствор)    
Уксусная кислота (водн. раствор)    
Гидроксид натрия (водн. раствор)    
Гидроксид аммония (водн. раствор)    
Этанол (водн. раствор)    
Йод (водн. раствор)    

 

2. Расположите изученные вещества в ряд по их способности к диссоциации (сильные электролиты, слабые электролиты, неэлектролиты). Опишите механизм диссоциации на примере хлорида натрия и уксусной кислоты. Как природа химической связи в веществе влияет на его способность к электролитической диссоциации? Сделайте выводы по работе.

Опыт 2. Влияние природы растворителя

На электролитическую диссоциацию

Ход работы:

1. Приготовьте два раствора (приблизительно равной концентрации) растворением безводной соли CuCl2 в воде и ацетоне. Отметьте окраску исходной соли и полученных растворов. С помощью установки для измерения электропроводности сравните электропроводность полученных растворов.

2. Какие свойства растворителя влияют на его способность вызывать диссоциацию растворенных веществ? Сделайте выводы по работе.

Опыт 3. Влияние концентрации электролита

на степень электролитической диссоциации

Ход работы:

1. С помощью установки для измерения электропроводности измерьте электропроводность 100% уксусной кислоты. Разбавьте кислоту водой (приблизительно в 2 раза) и снова измерьте электропроводность. Еще раз разбавьте полученный раствор (приблизительно в 2 раза) и снова измерьте электропроводность.

2. Подтверждается ли закон разбавления Оствальда в этом опыте? Сделайте выводы по работе.

 

Задачи для домашнего решения:

1. Пользуясь справочными данными по константам диссоциации, расположите следующие кислоты в порядке увеличения их силы: уксусная кислота, синильная (циановодородная) кислота, азотистая кислота, азотная кислота, фтористоводородная (плавиковая) кислота.

2. Чему равна степень диссоциации по первой ступени сероводородной кислоты в 0,01М растворе? Как изменится степень диссоциации, если этот раствор разбавить в 10 раз?

3. Напишите молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций между растворами: а) сульфата железа (III) и гидроксида калия; б) пищевой соды и азотной кислоты; в) гидроксида бария и хлорида аммония; г) уксусной кислоты и гидроксида аммония; д) медного купороса и сульфида калия; е) соляной кислоты и едкого натра.

 

Лабораторная работа

«Водородный показатель (рН). Гидролиз солей»

Цель работы: познакомиться с методами определения рН растворов и с реакцией среды в водных растворах различных солей.

 

Одно из важнейших свойств водных растворов – их кислотность (или щелочность), которая определяется концентрацией ионов Н+ и ОН. В водных растворах [H+][OH] = Кw = 10-14 (при 25оС). В абсолютно чистой воде концентрации ионов Н+ и ОН равны: [H+] = [OH] =10-7 М (раствор нейтрален). В других случаях эти концентрации не совпадают: в кислых растворах преобладают ионы Н+, в щелочных – ионы ОН. Кислотность растворов удобно выражать, используя водородный показатель рН, который по определению равен:

рН = –lg [Н+], [Н+]= 10-рН

Величина рН может изменяться в пределах от 0 до 14. Обозначение рН ввел в научный обиход в 1909 г. датский ученый С.П.Л.Сёренсен. При комнатной температуре в нейтральных растворах рН = 7, в кислых растворах рН < 7, а в щелочных рН > 7.

 



Поделиться:




Поиск по сайту

©2015-2024 poisk-ru.ru
Все права принадлежать их авторам. Данный сайт не претендует на авторства, а предоставляет бесплатное использование.
Дата создания страницы: 2017-11-19 Нарушение авторских прав и Нарушение персональных данных


Поиск по сайту: