Лабораторная работа 4 электролитическая диссоциация, произведение растворимости

Растворы кислот, оснований и солей имеют ионную проводимость, иначе говоря, являются электролитами.

Проводимость G – величина, обратная электрическому сопротивлению R: G=1/R; [G]= 1/Ом= Сименс (См). Единица измерения (размерность) выделяется квадратными скобками.

R и G зависят не только от свойств раствора, но и от площади электродов S и расстояния между ними L. Поэтому пользуются удельным сопротивлением =R·S/L; []=Ом·м и удельной проводимостью = 1/ = G·L/S; []= 1/(Ом·м)= См/м.

Типичная удельная проводимость для сильных электролитов: 100 См/м, для слабых: 1 См/м.

ОПЫТ 1. Электролиты и неэлектролиты

Для качественной оценки проводимости используют ламповый реостат, в котором последовательно раствору включена лампа накаливания. Слабый накал лампы указывает на низкую проводимость раствора, яркое свечение – на высокую.

Проверьте исправность реостата замыканием электродов.

Если имеется мост переменного тока, проводимость можно точно измерить.

Перед каждым новым измерением нужно тщательно промывать стакан и электроды дистиллированной водой.

Изучите электропроводность следующих веществ или водных растворов: а) дистиллированной воды; б) водопроводной воды; в) этилового спирта C₂H₅OH; г) раствора глицерина или сахара; д) 1 М уксусной кислоты CH₃COOH; е) 1 М раствора аммиака (NH₃ или “NH₄OH”); ж) 1 М раствора NaOH; з) 1 М раствора HCl.

Сделайте выводы о силе электролитов. Запишите уравнения диссоциации всех электролитов в опыте. Стрелкой укажите смещение равновесия.

ОПЫТ 2. Диссоциация солей

Слейте равное количество 1 М NaOH и HСl и проверьте проводимость полученного раствора соли. Аналогично поступите с растворами уксусной кислоты и аммиака. Проверьте также проводимость растворов других солей: сульфата меди CuSO₄, сульфата калия K₂SO₄.

Прокипятите в пробирке около 1 г карбоната кальция CaCO₃ или сульфата кальция CaSO₄. Охладите полученный раствор и проверьте его электропроводность.

Сделайте вывод об электропроводности растворов солей. Запишите уравнения диссоциации всех солей в опыте, стрелкой укажите смещение равновесия.

ОПЫТ 3. Сильные и слабые кислоты

Налейте в одну пробирку 3 мл 2 М уксусной кислоты, в другую – столько же 2 M соляной кислоты. Бросьте в каждую из пробирок по одинаковому кусочку цинка. Спустя две-три минуты сравните процессы в пробирках. Какой газ выделяется? В какой из пробирок этот процесс идёт более энергично?

Запишите уравнения диссоциации кислот, укажите смещение равновесия.

Запишите молекулярные и ионные уравнения взаимодействия цинка с кислотами.

Сравните концентрацию ионов водорода (C_H⁺) в исходных растворах. В случае соляной кислоты диссоциацию считайте полной. В случае уксусной кислоты рассчитайте C_H⁺ , пользуясь константой диссоциации (Приложение Г).

ОПЫТ 4. Смещение равновесия диссоциации

а) Налейте в 2 пробирки по 2 мл 0,1 М раствора уксусной кислоты. Добавьте в каждую по одной капле универсального индикатора. Одну пробирку оставьте в качестве контрольной, в другую насыпьте 2–3 ложечки сухого ацетата натрия CH₃COONa. Отметьте изменение цвета индикатора.

Запишите диссоциацию кислоты и соли. Объясните, как влияет на диссоциацию уксусной кислоты добавление ионов ацетата из соли.

б) Налейте в 2 пробирки по 2 мл 0,1 М раствора аммиака. Добавьте в каждую по одной капле универсального индикатора. Одну пробирку оставьте в качестве контрольной, в другую насыпьте 2–3 ложечки сухого хлорида аммония NH₄Cl. Отметьте изменение цвета индикатора.

Запишите уравнение диссоциации “гидроксида аммония” (водного раствора аммиака) и хлорида аммония. Объясните, как смещается равновесие диссоциации водного аммиака при добавлении ионов аммония из соли.

Сделайте общий вывод по опытам 4а, 4б, как изменяется степень диссоциации слабых электролитов при добавлении одноимённых ионов.

ОПЫТ 5. Вытеснение летучих кислот и оснований

В одну пробирку налейте 2 мл раствора ацетата натрия, в другую – 2 мл раствора хлорида аммония.

В первую пробирку налейте 1 мл 50% H₂SO₄ (осторожно!) и подогрейте. Определите по запаху образование уксусной кислоты. Во вторую пробирку налейте 1 мл 20% KOH и подогрейте. Определите по запаху образование аммиака.

Запишите полные и ионные уравнения реакции, объясните смещение равновесия.

ОПЫТ 6. Сравнение растворимости солей

В одной пробирке получите осадок сульфата свинца, взяв по 1 мл 0,25 М растворов нитрата свинца Pb(NO₃)₂ и сульфата натрия Na₂SO₄. В другой пробирке получите осадок хромата свинца, взяв по 1 мл 0,25 М растворов нитрата свинца и хромата калия K₂CrO₄. Отметьте внешний вид осадков. Запишите полные и ионные уравнения реакций.

Найдите в таблице (Приложение Д) произведения растворимости (ПР) полученных солей свинца, запишите их выражения через концентрации ионов.

В третьей пробирке смешайте 1 мл растворов сульфата натрия и хромата калия. Прибавьте 1 мл раствора нитрата свинца. Какая соль выпадает в осадок? Объясните результат, пользуясь значениями ПР сульфата и хромата свинца.

ОПЫТ 7. Условия выпадения осадка

В 2 пробирки налейте по 1 мл 0,005 М раствора нитрата свинца. В одну из них добавьте такой же объём 0,05 М раствора хлорида калия KCl, в другую – 0,05 М раствора иодида калия KI. В какой из пробирок выпадает осадок? Составьте молекулярные и ионные уравнения реакций. Выразите произведения растворимости PbI₂ и PbCl₂ через равновесные концентрации ионов (без чисел).

Рассчитайте концентрации ионов Pb²⁺, Cl^–, I^– сразу после сливания растворов (по формуле С=С₀·V₀ / V_).

Вычислите для этого момента произведение концентраций ионов (ПИ) PbI₂ и PbCl₂. Сравните ПИ с табличными значениями ПР для PbI₂ и PbCl₂ (Приложение Д). Объясните результат.