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.