Контрольные вопросы

1. Чем определяется концентрация раствора? Какие способы выражения концентрации раствора известны?

2. В каких единицах выражена нормальная концентрация? Молярная концентрация? Титр?

3. Сколько молей серной кислоты содержится в 1 л 2 н раствора H₂SO₄?

4. Чему равна нормальная концентрация 1М KOH?

5. Сколько граммов NaOHнужно взять для приготовления 100 мл 0,5 % раствора (принять равной 1 г/мл)?

6. Сколько эквивалентов H₃PO₄ содержится в 0,5 л 0,15 н раствора?

7. Что такое титрование? Как установить точку эквивалентности?

8. В 1 л раствора содержится 5,6 г KOH. Определите молярную концентрацию и титр раствора.

9. Что называется титрованным раствором?

10. Какие индикаторы могут быть использованы для установления точки эквивалентности при нейтрализации?

11. На титрование 20 мл KОН израсходовано 40 мл 0,1 н раствора H₂SO₄. Определите нормальную концентрацию раствора гидроксида калия.

12. Раствор азотной кислоты (= 1,200 г/см³) содержит 33 %HNO₃. Определите нормальную концентрацию данного раствора.

Лабораторная работа № 6

РЕАКЦИИ В РАСТВОРАХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

Цель работы:исследование зависимости степени диссоциации от природы электролита, проведение реакций ионного обмена, изучение влияния одноименных ионов на смещение равновесия.

Электролитаминазывают вещества, расплавы или растворы которых проводят электрический ток. Электропроводность растворов обусловлена тем, что при растворении в воде или других полярных растворителях электролиты распадаются на положительно и отрицательно заряженные ионы (катионы и анионы), т. е. подвергаютсяэлектролитической диссоциации.

К электролитам относятся кислоты, основания, соли. Процессы диссоциации описываются следующими уравнениями:

сернистая кислота	–	H2SO3 H^++HSO3^–; HSO3^– H^+ + SO3^2–;
гидроксид кальция	–	Ca(OH)2CaOH^++OH^–; CaOH^+Ca^2++OH^–;
сульфат меди	–	CuSO4  Cu^2++ SO4^2^–;
гидрофосфат калия	–	K2HPO4 2K^++HPO4^2–;
нитрат гидроксомеди	–	CuOHNO3CuOH^++NO3^–.

Электролитической диссоциации соответствует обратный процесс – образование молекул из ионов, называемый ассоциацией. Таким образом, в растворах электролитов устанавливается равновесие между молекулами и ионами. Константа равновесия для данного случая называетсяконстантой диссоциации. Например, константа диссоциации (К_Д) сернистой кислоты будет равна:

= 1,3 · 10^-2;= 6,3 · 10^-8.

Для характеристики электролита удобно пользоваться понятием степень диссоциации: = С₁ / С, гдеС₁– число молекул, распавшихся на ионы,С– общее число молекул электролита в растворе. Степень диссоциации определяется экспериментально и выражается в долях единицы или в процентах. Зависит от следующих факторов: природы электролита, его концентрации, присутствия в растворе одноименных ионов, температуры раствора. Связь между константой диссоциации иконцентрацией раствора для растворов электролитов, в которых  <<1, выражается соотношением

.

Если  > 30 %, то электролит относится к сильным. Это все растворимые соли и основания (за исключениемNH₄OH) и минеральные кислотыHCl,HNO₃,H₂SO₄,HClO₄и другие.

Для слабых электролитов  < 3 %. К ним относятсяH₂S,H₃PO₄,H₂CO₃,H₂SO₃,HCNи др.

Реакции в растворах электролитов являются необратимыми в том случае, когда при взаимодействии ионов образуются малорастворимые (осадки), малодиссоциирующие или газообразные вещества, комплексные соединения.

Сущность таких реакций наиболее полно выражается при записи их в форме ионно-молекулярных уравнений. В таких уравнениях слабые электролиты, малорастворимые и газообразные соединения записываются в молекулярной форме, сильные электролиты – в виде составляющих их ионов.

Рассмотрим процесс, протекающий с образованием осадка:

– молекулярное уравнение

Fe₂(SO₄)₃ + 6NaOH = 2Fe(OH)₃ + 3Na₂SO₄;

– полное ионно-молекулярное уравнение

2Fe³⁺ + 3SO₄^2– + 6Na⁺ + 6OH^– = 2Fe(OH)₃ + 6Na⁺ + 3SO₄^2–;

– краткое ионно-молекулярное уравнение:

2Fe³⁺ + 6OH^– = 2Fe(OH)₃.

Растворимость осадков характеризуется произведением растворимости(ПР), которое равно произведению концентраций ионов электролита в насыщенном растворе и является постоянной при данной температуре величиной:

ПР(Fe(OH)₃)= 1,8 · 10^-38.

Чем меньше произведение растворимости, тем менее растворимо вещество. При введении одноименных ионов в раствор малорастворимого электролита растворимость его уменьшается. И наоборот, если связывать один из ионов малорастворимого электролита, то происходит растворение осадка.

Экспериментальная часть

Опыт 1. Сравнение электропроводности растворов (выполняется группой).

Выполнение работы

П

Рис. 2. Схема установки для сравнения электропроводности растворов

ользуясь установкой, схема которой показана на рис. 2, сравните электропроводности растворов. Для этого в четыре стаканчика налейте по 20-30 мл 0,1 н растворов: в первый – соляной кислоты, во второй – гидроксида натрия, в третий – уксусной кислоты, в четвертый – гидроксида аммония. Опустите в каждый из стаканчиков угольные электроды. Каждый раз перед опусканием электродов в раствор, их следует тщательно промывать дистиллированной водой.

Во время опыта следите за накалом лампочки, и сделайте качественный вывод о силе исследуемых кислот и оснований по степени ее накала. Запишите уравнения электролитической диссоциации, степени и константы диссоциации (табл. 10) исследуемых электролитов.

Опыт 2. Зависимость степени диссоциации от природы растворителя (выполняется группой).

Выполнение работы

Опыт выполняется на той же установке. В стаканчик поместите на кончике шпателя хлорид кобальта и добавьте 20 мл ацетона. Опустите в стаканчик тщательно промытые угольные электроды отметьте накал лампы. Затем добавьте 10 мл дистиллированной воды. Что наблюдаете? Опишите результаты наблюдений и объясните их.

Опыт 3. Реакции в растворах электролитов, идущие с образованием труднорастворимого вещества.

Выполнение работы

В две пробирки внесите по 6-8 капель следующих растворов: в первую – раствора хлорида железа (III), во вторую – хлорида бария. Добавьте в них по такому же количеству растворов: в первую пробирку гидроксида натрия, во вторую – разбавленной серной кислоты.

Напишите уравнения реакции в молекулярном и ионно-молекулярном виде. Отметьте образование осадков, определите по таблице величины ПР.

Опыт 4. Реакции, идущие с образованием слабых электролитов

Выполнение работы

В одну пробирку внесите 5-7 капель раствора ацетата натрия (или несколько кристалликовсухогоCH₃COONa), в другую – 5-7 капель раствора хлорида аммония. Добавьте в первую пробирку несколько капель серной кислоты (1:1), во вторую – концентрированного раствора гидроксида натрия. Осторожно подогрейте, по запаху определите, какие вещества образовались в пробирках. Напишите молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций. Определите по таблице степени и константы диссоциации слабых электролитов.

Опыт 5. Смещение химического равновесия в растворах электролитов.

Выполнение работы

В две пробирки налейте 4-5 капель раствора уксусной кислоты и по 1 капле метилового оранжевого. Добавьте в одну пробирку 2-3 кристалла ацетата натрия. Хорошо перемешайте. Сравните цвет растворов в пробирках.

Почему изменился цвет раствора? Объясните исходя из закона действующих масс.