ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 5

ЭЛЕКТРОЛИТЫ

Цель работы: закрепить теоретические знания, умения писать ионномолекулярные реакции обмена в растворах электролитов с учетом силы электролита и фазового состава химической системы.

Рабочее задание: с помощью эксперимента и теоретических знаний объяснить письменно и устно сущность происходящих реакций. Оформить и сдать отчет.

СВЕДЕНИЯ ИЗ ТЕОРИИ

Электролиты – это вещества, растворы которых проводят электрический ток.

В настоящей работе рассматриваются водные растворы электролитов. Электролиты являются проводниками второго рода. Переносчиками тока являются ионы, полученные в результате процесса электролитической диссоциации.

Электролитической диссоциацией называется процесс распада молекул кислот, оснований и солей на заряженные частицы – ионы - под воздействием полярных молекул воды.

Электролиты, которые полностью распадаются на ионы, называются сильными. Электролиты, которые частично распадаются на ионы, называются слабыми.

Об относительной силе электролитов (электролитической силе) можно

судить по степени диссоциации (α), по электропроводности их растворов, а также по химической активности в реакциях.

Процесс диссоциации для слабых электролитов является процессом обратимым, и поэтому к нему применим закон действия масс и принцип ЛеШателье. (Повторите тему: закон действия масс и химическое равновесие.)

Константа химического равновесия, примененная к процессу диссоциации слабого электролита, называется константой электролитической диссоциации. Константа диссоциации характеризует силу электролита. Чем больше величина константы, тем сильнее электролит.

Изменение концентрации ионов в растворе вызывает смещение равновесия. Для того, чтобы сместить равновесие в растворе слабого электролита в сторону недиссоциированных молекул, т.е. влево, следует добавить сильный электролит, образующий ион одноименный с ионом слабого электролита.

33

Уменьшение концентрации одного из ионов слабого электролита сместит равновесие в сторону образования этих ионов. Сформулируйте применение принципа Ле-Шателье в данном случае.

Реакции между электролитами в растворах являются реакциями обмена их ионами. Реакции обмена протекают в направлении образования слабых электролитов, трудно растворимых веществ или летучих соединений. При образовании слабых электролитов реакция обмена может протекать обратимо (см. опыт 3.3) вследствие обратимости диссоциации образующихся слабых электролитов.

Правила написания реакции обмена

1.Реакция пишется в молекулярной форме и уравнивается.

2.При написании уравнения реакции в полной ионной форме сильные электролиты пишутся в виде ионов, слабые электролиты, трудно растворимые и летучие вещества пишутся в виде молекул.

3.Одни и те же ионы в правой и левой частях уравнения, как не участвующие в реакции, сокращают, и еще раз переписывают уравнение в сокращенной ионной форме, раскрывающей механизм реакции.

При известном навыке реакцию в сокращенной ионной форме можно написать сразу.

ПРАКТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ

1. Различие в скорости химической реакции сильных и слабых электролитов

Опыт 1.

Задача опыта: путем наблюдения и умозаключения определить сильный и слабый электролит.

В две пробирки поместить одинаковое по объему количество (в ложечке) мелко истолченного мрамора и налить 1-2 мл разбавленных растворов кислот (0,1 Н): в одну – соляной (HCl), в другую – уксусной (CH3COOH). Наблюдать, одинаково ли быстро растворяется мрамор во взятых кислотах.

Написать реакции обмена в молекулярной и сокращенной ионной формах. В какой кислоте концентрация ионов водорода больше, почему? С помощью закона действия масс для сокращенной ионной формы объясните, какая кислота является более сильной.

Опыт 2.

В одну из двух пробирок налить 1-2 мл разбавленной соляной кислоты, во вторую – уксусной. Добавить в каждую пробирку по 2 капли

34

метилоранжа. Сравнить окраску обоих растворов. Поместить в каждую пробирку по кусочку цинка. Что наблюдается?

Сопоставить интенсивность действия растворов кислот на металл с изменением в нем окраски индикатора.

Описать наблюдаемое явление аналогично опыту 1.

Написать реакции взаимодействия кислот с цинком в сокращенной ионной форме. В чем различие механизмов реакции в опытах 1 и 2?

2. Смещение ионного равновесия в растворах слабых электролитов

Опыт 3.

Написать уравнения диссоциации уксусной кислоты и константы диссоциации.

Налить в пробирку 3-4 мл 0,1Н раствора уксусной кислоты и 2 капли метилоранжа. Какую окраску принимает раствор и почему?

Разлить раствор пополам и к одной части ложечкой или шпателем добавить несколько кристалликов ацетата натрия (CH3COONa), взболтать и сравнить окраску растворов в обеих пробирках. Объяснить изменение окраски. Сделать вывод о направлении сдвига химического равновесия, применив принцип Ле-Шателье и закон действия масс.

3. Ионно–молекулярные реакции обмена в растворах электролитов

Опыт 4.

Налить в две пробирки по 1-2 мл раствора ацетата свинца Pb(CH3COO) 2. Прилить в первую пробирку раствор хлористого натрия NaCl, во вторую – раствор хромата калия K2CrO4. Описать цвет осадка в каждой пробирке. Написать молекулярные и полные, сокращенные ионные уравнения реакции.

Опыт 5.

Подействовать раствором хлорида бария BaCl2 или нитрата бария Ba(NO3)2 на растворы различных солей серной кислоты (NiSO4, Na2SO4,

CuSO4).

Каков цвет полученных осадков? Написать молекулярные уравнения реакций и общее для всех реакций ионное уравнение.

Опыт 6.

Налить в пробирку 1-2 мл концентрированного раствора хлористого аммония NH4Cl и добавить раствор щелочи, тщательно взболтать. Установить по запаху выделяющееся летучее вещество.

Написать молекулярное и ионное уравнения.

35

Опыт 7.

Налить в пробирку 1-2 мл насыщенного раствора карбоната натрия Na2CO3 и прилить раствор разбавленной серной кислоты H2SO4.

Что при этом наблюдается?

Написать молекулярное и полное, сокращенное ионное уравнения реакции.

Опыт 8.

Получить в пробирке осадок Mg(OH)2, действуя разбавленной щелочью на небольшое количество раствора соответствующей соли.

Подействовать на осадок разбавленной соляной кислотой. Что при этом происходит?

Написать молекулярные, полные и сокращенные ионные уравнения проведенных реакций. Ответить на контрольные вопросы.

КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ

1.Какие вещества называются электролитами?

2.Какова сущность процесса электролитической диссоциации?

3.Как различаются сильные и слабые электролиты?

4.В чем отличие диссоциации сильных и слабых электролитов?

5.Что такое константа диссоциации слабых электролитов, и как применяется принцип Ле-Шателье к диссоциации слабых электролитов?

6.Что такое ионно-молекулярные реакции обмена в растворах электролитов и как они записываются?

БИБЛИОГРАФИЧЕСКИЙ СПИСОК

1.Глинка Н.Л. Общая химия. - Л.: Химия, 1985. – С. 231-246

2.Коровин Н.В. Курс общей химии. - М.: Высшая школа, 2001. –

С.204-218.

3.Глинка Н.Л. Общая химия – М.: Интеграл-Пресс, 2003. –728 с.

36