Электролитическая диссоциация

 

ОПЫТ 1. Электропроводность растворов.

 

 

Рис. 3.1. Прибор для сравнения электропроводности растворов

 

К сильным электролитам относятся растворы веществ:

 

__________________________________________________________________

 

Уравнения диссоциации сильных электролитов:

 

1.

 

2.

 

3.

 

К слабым электролитам относятся растворы веществ: _____________

 

 

Уравнения их диссоциации и выражения констант диссоциации:

 

1.

 

2.

 

3.

 

К_д(CH₃COOH) = –––––––––––––––––––––––––– = 1,86 × 10^–5,

 

 

К_д(H₂O) = –––––––––––––––––––––––––––––––– = 1,8 × 10^–16,

 

 

К_д(NH₄OH) = ––––––––––––––––––––––––––––– = 1,79 × 10^–5.

 

 

Вывод: чем меньше К_д, тем _________________ электролит распадается на ионы.

Гидроксид аммония и уксусная кислота при сливании образуют _________________ электролит.

 

Уравнение реакции: CH₃COOH + NH₄OH ®

 

ОПЫТ 2. Влияние разбавления раствора на степень электролитической диссоциации.

 

Уравнение диссоциации уксусной кислоты:

 

СН₃СООН =

 

Вывод: с разбавлением раствора уксусной кислоты электропроводность _______________________.Равновесие диссоциации смещается ________________________________________________________________.

 

ОПЫТ 3. Влияние одноименного иона на степень диссоциации слабого электролита.

 

I. а) CH₃COOH + метиловый-оранжевый. Цвет ____________________,

 

б) CH₃COOH + CH₃COONa + метиловый-оранжевый. Цвет ____________________________________.

 

II а) NH₄ОН + фенолфталеин. Цвет _______________________________,

 

б) NH₄ОН + NH₄Cl + фенолфталеин. Цвет _______________________.

 

Вывод: при добавлении одноименных ионов равновесие смещается ___________________________________________________________________________________________________________________________________.

 

ОПЫТ 4. Реакции, идущие с образованием слабого электролита.

 

Уравнения реакций в молекулярной (1), молекулярно-ионной (2) и сокращенной ионной (3) формах:

 

1. CH₃COONa + H₂SO₄ ®

 

2.

 

3.

 

При нагревании появляется слабый запах _________________________.

 

1. NH₄Cl + NaOH ®

 

2.

 

3.

 

При нагревании по запаху определяется___________________________.

 

ОПЫТ 5. Реакции нейтрализации.

 

Уравнения реакций в молекулярной (1), ионно-молекулярной (2) и в сокращенной ионной (3) формах:

 

1. NaOH + H₂SO₄ ®

 

2.

 

3.

1. NaOH + СH₃COOH ®

 

2.

 

3.

 

В I -й пробирке на нейтрализацию раствора NaOH пошло _______

капель H₂SO₄, а во II-й _________ капель CH₃COOH.

Вывод: обесцвечивание раствора щелочи наступило быстрее с H₂SO₄, так как ________________________________________________________.

 

ОПЫТ 6. Реакции, идущие с образованием газа.

 

Уравнения реакций в молекулярной (1), ионно-молекулярной (2) и в сокращенной ионной (3) формах:

 

1. Na₂CO₃ + H₂SO₄ ®

 

2.

 

3.

 

В ходе реакции выделяется __________________ газ.

 

ОПЫТ 7. Реакции, идущие с образованием осадка.

 

Уравнения реакций в молекулярной (1), ионно-молекулярной (2) и сокращенной ионной формах (3):

 

1. Pb(NO₃)₂ + KCl ®

 

2.

 

3.

 

Цвет выпавшего осадка PbCl₂ _________________________.

 

ПР (PbCl₂) = 2,4 × 10^–4.

 

1. Pb(NO₃)₂ + KI ®

 

2.

 

3.

 

Цвет выпавшего осадка PbJ₂ __________________________.

 

ПР (PbJ₂) = 8,7 × 10^–9

Вывод: сравнивая значения ПР для выпавших осадков_________

_______________________________________________________.

 

ОПЫТ 8. Условия растворения осадков.

 

Уравнения реакций в молекулярной (1), ионно-молекулярной (2) и в сокращенной ионной (3) формах:

 

1. FeSO₄ + (NH₄)₂S ®

 

2.

 

3.

 

Цвет осадка FeS __________________. ПР (FeS) = 3,7 × 10^–19.

 

1. CuSO₄ + (NH₄)₂S ®

 

2.

 

3.

 

Цвет осадка CuS _________________. ПР(CuS) = 8,5 × 10^–45.

 

Уравнения реакций взаимодействия осадков с соляной кислотой.

 

FeS + HCl ®

 

CuS + HCl ®

 

Осадок ____________ растворяется. Это можно объяснить ____________

_____________________________________________________________.

 

Дата выполнения работы _________________________________

 

Подпись преподавателя ___________________________________

 

 

Лабораторная работа № 4

ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ

 

ОПЫТ 1. Определение реакции среды различных солей с помощью универсального индикатора.

 

Результаты опытов по определению реакции среды растворов солей.

 

Таблица 4.1

№ п/п	Испытуемая соль	Реакция среды (написать: кислая, щелочная или нейтральная)	рН раствора (написать рН > 7 или рН < 7)
1.	Na2CO3
2.	Al2(SO4)3
3.	(NH4)2CO3
4.	CH3COONa
5.	KСl

 

Уравнения реакций гидролиза солей в молекулярной (1) и ионной (2) формах:

 

1.а) Na₂CO₃ + H₂O =

 

б)

 

2.а) Al₂(SO₄)₃ + H₂O =

 

б)

 

3.а) (NH₄)₂CO₃ + H₂O =

 

б)

 

4.а) CH₃COONa + H₂O =

 

б)

 

Вывод: раствор соли KCl гидролизу ____________________________,

так как эта соль образована _________________________________________.

 

При гидролизе карбоната натрия углекислый газ не выделяется, так как _________________________________________________________________.

 

ОПЫТ 2. Влияние температуры на степень гидролиза.

 

А.а) CH₃COONa + фенолфталеин. Цвет раствора ___________________.

 

б) CH₃COONa + фенолфталеин + нагрев. Цвет раствора____________.

 

Уравнение реакции гидролиза в молекулярной (1) и ионной (2) формах:

 

1) CH₃COONa + H₂O =

 

2)

 

Вывод: при нагревании раствора интенсивность окраски _____________, так как_________________________________________________.

 

Б. Уравнение реакции в молекулярной форме:

 

Al₂(SO₄)₃ + CH₃COONa =

 

Уравнения реакции гидролиза образующейся соли в молекулярной (1) и ионной (2) формах:

 

1)

 

2)

 

Вывод: появление осадка ___________, обусловлено __________ _________________________________________________________________.

 

ОПЫТ 3. Влияние разбавление раствора на степень гидролиза.

 

Уравнения реакций в молекулярной (1) и ионной (2) формах:

 

1.SnCl₂ + H₂O =

 

2.

 

Выпадает осадок ____________.

 

1. SnOHCl + HСl_(к) =

 

2.

 

При подкислении концентрированной HCl осадок растворяется.

 

Вывод: согласно принципу Ле Шателье при разбавлении раствора и добавлении концентрированной HСl гидролиз _________________________.

 

ОПЫТ 4. Влияние силы кислоты и основания, образующих соль на степень ее гидролиза.

 

I пробирка: Na₂SO₃ + фенолфталеин. Цвет _________________________.

 

II пробирка: Na₂CO₃ + фенолфталеин. Цвет ________________________.

 

К_д (H₂CO₃) по I ступени = 4,5 × 10^–7

 

К_д(H₂SO₃) по I cтупени = 1,7 × 10^–2.

 

Вывод: интенсивность окраски в I-й пробирке ________________,чем во II-й. Это можно объяснить __________________________________________.

 

Уравнения гидролиза в молекулярной (1) и ионной (2) формах:

 

1. Na₂SO₃ + H₂O =

 

2.

 

ОПЫТ 5. Полный (необратимый) гидролиз.

 

Реакция взаимодействия солей в молекулярной форме:

 

Al₂(SO₃)₃ + Na₂CO₃ =

 

 

Уравнения гидролиза соли, которая подвергается полному гидролизу в молекулярной (1) и ионной (2) формах:

 

1.

 

2.

 

Выделяется ____________________ газ и выпадает осадок ___________.

 

Вывод: при реакции не образуется карбонат алюминия, так как. __________________________________________________________________________________________________________________________________.

 

Дата выполнения работы _________________________________

 

Подпись преподавателя ___________________________________

 

 

Лабораторная работа № 5