Опыт 1. Образование слабодиссоциирующих веществ.
О Т Ч Е Т
Лабораторная работа
ДИСЦИПЛИНА: | "Химия " | |
ТЕМА: | "Растворы электролитов " | |
Выполнил: студент гр. ИСД.И-21 | Титов А.И. _________________ |
Проверил: | Максимов В.В. _________________ |
Дата сдачи (защиты) лабораторной работы: | ||
Результаты сдачи (защиты): Количество рейтинговых баллов | ||
Оценка | ||
Калуга, 2017 г.
Цель работы: ознакомиться с основными свойствами растворов электролитов.
Оборудование и реактивы: большие пробирки, пробиркодежатели, спички, спиртовки, индикаторная бумага, цветная шкала рH, пипетки.
Сухие реактивы: Zn(гранулированный), ZnSO4, CH3COONa, C2O4(NH4), Na2CO3, NaCl, NH4Cl.
Растворы:NaOH(0,1 н. раствор), HCl(0,1 н. раствор), CH3COOH(0,1 н. раствор), NH3 . H2O, NH4Cl.
Теоритическая часть.
Процесс распада вещества на ионы получил название электролитической диссоциации.Для слабых электролитов она протекает обратимо и выражается следующим примерным уравнением:
AB↔A++B-
К электролитам относятся вещества, в молекулах которых атомы связаны сильно полярной или ионной химической связью.
По современным представлениям электролитическая диссоциация в растворе происходит в результате сложного физико-химического взаимодействия молекул электролита с полярными молекулами растворителя.
Степень электролитической диссоциации α - это отношение числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу молекул растворенного вещества в растворе:
α может измеряться в долях от единицы или в процентах.
α = 0, если диссоциация отсутствует; α = 1 или α = 100 % при полной диссоциации электролита. Если α< 3%, то электролит слабый; если α> 30%, то электролит сильный; если α находится в следующих пределах: 3 < α< 30%, то электролит средней силы.
К процессу электролитической диссоциации, как к обратимому процессу, можно применять принцип Ле Шателье и выявить влияние внешних факторов на состояние равновесия, приводящее к изменению значения α.
Для смещения равновесия:
А+B-+xH2O↔A+(H2O)a+B-(H2O)b
слева направо, то есть в сторону диссоциации, необходимо увеличить массу растворителя.
Константой электролитической диссоциации К называется постоянная химического равновесия в растворе электролита:
,
где [А+], [B-] и [АВ] - концентрации в растворе ионов А+ и В- (в моль/л) и недиссоциированного соединения АВ (в моль/л).
Чем больше К, тем электролит лучше распадается на ионы. Для данного электролита значение К постоянно при определенной температуре и в отличие от α не зависит от концентрации.
Практическая часть
Опыт 1. Образование слабодиссоциирующих веществ.
Выполнение опыта: Налили в пробирку 1 мл раствора хлорида аммония и прибавили раствор гидроксида натрия. Содержимое пробирки перемешали определили по запаху, какой газ выделился.
Наблюдения: По запаху определили, что выделился аммиак.
NH4Cl + NaOH = NH4OH + NaCl
NH4OH=NH+ + OH-
Вывод: выделение газа произошло в результате распада гидроксида аммония на ионы.
Опыт 3. Смещение равновесия диссоциации слабых электролитов.
Выполнение работы: В 2 пробирки налили по 2 мл раствора гидроксида аммония и измерили pH. Одну пробирку оставили контрольной, а в другую добавили несколько кристаллов хлорида аммония. Сравнили pH-баланс.
Наблюдения: Сначала pHбыл равен 12. После добавления хлорида аммония, pHраствора стал равен 11.
Вывод:NH4OH=NH4+ + OH-
+
NH4Cl=NH4+ + Cl-
Так как понижается концентрация гидроксид-ионов, понижается и pH. Следовательно, равновесие сместится в сторону исходных веществ.
Опыт 5. Гидролиз различных солей.
Выполнение работы: В 5 пробирок налили по 1 мл воды, внесли туда по одному микрошпателю кристаллов следующих солей: ацетат натрия, сульфат цинка, карбонат натрия, щавелевокислого аммония, хлорида натрия. С помощью индикаторной бумаги определили pH каждого раствора.
Наблюдения:pH воды - 7;
рН ацетата натрия – 8;
рН сульфата цинка – 5,5;
рН карбоната натрия – 10;
рН щавелевокислого аммония – 8;
рН хлорида натрия – 7.
Вывод: 1)CH3COOHNa + H2O = CH3COOH + NaOH
Na – сильное основание
CH3COO – слабая кислота
CH3COONa + HOН = СН3СООН + NaОН
2) 2ZnSO4 + H2O = (ZnOH)2SO4 + H2SO4
Zn- Слабое основание
- сильная кислота
2ZnSO4 + 2HOH = (ZnOH)2SO4 + H2SO4
Zn2+ +H2O ⇄ ZnOH- + H+
3) Na2CO3+ H2O = NaHCO3+ NaOH
NaOH – сильное основание
H2CO3 – слабая кислота
Na2CO3 + H2O ↔ NaOH + NaHCO3
CO32- + H2O ↔ OH- + HCO3-
4)2(NH4)2C2O4+ 2H2O =H2C2O4 + (NH4OH)2C2O4
(NH4OH)2C2O4+ 2HOH = H2C2O4+ 2NH4OH
5) NaCl
Na – сильное основание
– сильная кислота
NaCl + H2O↛ гидролиз не протекает
Вывод по лабораторной работе: Мы ознакомились с основными свойствами растворов электролитов.
![]() | Министерство образования и науки Российской Федерации Калужский филиал федерального государственного бюджетного образовательного учреждения высшего профессионального образования «Московский государственный технический университет имени Н.Э. Баумана» (КФ МГТУ им. Н.Э. Баумана) |
ФАКУЛЬТЕТ | "Фундаментальные науки" |
КАФЕДРА | "Химия" |
О Т Ч Е Т
Лабораторная работа
ДИСЦИПЛИНА: | "Химия " | |
ТЕМА: | "Растворы" | |
Выполнил: студент гр. ИСД.И-21 | Титов А.И. _________________ |
Проверил: | Максимов В.В. _________________ |
Дата сдачи (защиты) лабораторной работы: | ||
Результаты сдачи (защиты): Количество рейтинговых баллов | ||
Оценка | ||
Калуга, 2017 г.
![]() | Министерство образования и науки Российской Федерации Калужский филиал федерального государственного бюджетного образовательного учреждения высшего профессионального образования «Московский государственный технический университет имени Н.Э. Баумана» (КФ МГТУ им. Н.Э. Баумана) |
ФАКУЛЬТЕТ | "Фундаментальные науки" |
КАФЕДРА | "Химия" |
О Т Ч Е Т
Домашняя работа
ДИСЦИПЛИНА: | "Химия " | |
ТЕМА: | " Химическая термодинамика, химическая кинетика, гидролиз солей, растворы, способы выражения состава растворов." | |
Выполнил: студент гр. ИСД.И-21 | Титов А.И. _________________ |
Проверил: | Максимов В.В. _________________ |
Дата сдачи (защиты) лабораторной работы: | ||
Результаты сдачи (защиты): Количество рейтинговых баллов | ||
Оценка | ||
Калуга, 2017 г.