68 оп 234 В соответствии с теорией С

Работа добавлена на сайт samzan.net:

Методические указания к оформлению и выполнению лабораторной работы №8“Электролитическая диссоциация”.    (З.Г.Васильева, А.А.Грановская, А.А.Таперова “Лабораторные работы по общей и неорганической химии”, Л.,Химия, 1986г., стр. 64-68 оп. 2.3,4).

 В соответствии с теорией С.Аррениуса электролитическая диссоциация – это процесс распада некоторых веществ на положительно и отрицательно заряженные ионы (катионы и анионы соответственно) при растворении этих веществ в воде. Растворы веществ тогда становятся проводниками электрического тока, т.к. катионы и анионы в электрическом поле приходят в направленное движение. Такие вещества, водные растворы или расплавы которых проводят электрический ток, принято называть электролитами.

 Электролитами могут быть только вещества с ионной и ковалентной полярной связями: соли, основания и кислоты. Поэтому с точки зрения теории электролитической диссоциации этим классам неорганических веществ дают следующие определения:

 кислоты – это сложные вещества, которые в водных растворах диссоциируют на катионы водорода (протоны Н+) и анионы кислотного остатка.

 основания – это сложные вещества, которые в водных растворах диссоциируют на катионы металла и анионы гидроксила ОН-.

 соли – это сложные вещества, которые в водных растворах диссоциируют на катионы металла и анионы кислотного остатка.

 По способности к диссоциации на ионы электролиты, как известно, делятся на сильные и слабые. Количественной мерой этой способности является степень электролитической диссоциации ά – отношение числа молекул, распавшихся на ионы, к  общему числу растворенных молекул. Степень электролитической диссоциации может иметь значение от 0 до 1 (в процентах от 0 до 100). К сильным электролитам,  как правило,  относят те соли, кислоты и основания, для которых ά> 0,3 (30%), а к слабым те, для которых ά<0,03 (3%). Можно ориентироваться на следующую таблицу:

Электролит	Кислоты	Основания (см. табл. растворимости)	Соли (см. табл. растворимости)
Сильные	HCl,  HBr,  HI,  HNO3, H2SO4,  HClO4,  HClO3,   H2CrO4,   H2Cr2O7, HMnO4,  H2MnO4, H3AsO4	“Р” LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH; Ba(OH)2, “М” Sr(OH)2, Ca(OH)2	“Н”
Слабые	HCOOH,  CH3COOH, HF,  HNO2,  HClO,  HCN, H2S,   H2SO3,  H2CO3, H2SiO3,   H3BO3,   H3PO4, H3AsO3	“Р” NH4OH (исключение)	“Н”

 

Сильные электролиты – это такие электролиты, которые в водных растворах (даже концентрированных) практически полностью диссоциируют на ионы, т.е. процесс их диссоциации  необратим. Графически это отображают стрелкой в одном направлении (→).

Слабые электролиты диссоциируют лишь частично, т.е в данном случае процесс является обратимым (↔), а следовательно его можно смещать в соответствии с принципом Ле Шателье.

 Свойства растворов электролитов определяются свойствами ионов, образующихся при их диссоциации.  Поэтому общие свойства кислот, такие, как кислый вкус, изменение окраски индикаторов и др., обусловлены наличием в их растворах катионов водорода Н+ (точнее ионов гидроксония Н3О+). Общие свойства оснований, такие, как мылкость на ощупь, изменение окраски индикаторов и др., связаны с присутствием в их растворах гидроксид-ионов ОН-, а общие свойства солей – с распадом их в растворе на катионы металла (или аммония) и анионы кислотных остатков.

 Как известно, большая скорость химических реакций в растворах электролитов объясняется тем, что они протекают не между молекулами, а между ионами.

 Реакции, протекающие между ионами в растворах электролитов, называют реакциями ионного обмена. 

 Реакции этого типа в водных растворах могут протекать: 1)  необратимо, до конца; 2) обратимо, т.е. протекать одновременно в двух противоположных направлениях.

 Реакции иного обмена в растворах протекают до конца или практически необратимы, когда ионы, соединяясь друг с другом, образуют вещества: а) нерастворимые, т е. выпадающие в осадок (↓);  б) газообразные (↑);  в)  малодиссоциирующие (слабые электролиты, в том числе вода и комплексные ионы).

 Реакции ионного обмена следует записывать в виде трех уравнений - молекулярного,    ионно-молекулярного  и  сокращенного ионного уравнения, которое, как раз, и выражает суть процесса.  

 Например:                       а) BaCl2 + Na2SO4 → BaSO4↓+ 2NaCl;    

Ba2+ + 2Cl- + 2Na+ + SO42- → BaSO4↓+ 2Na+ +2Cl-;            Ba2+  + SO42-→ BaSO4↓

          Реакция необратима,  потому что один из ее продуктов уходит из сферы реакции в виде нерастворимого вещества.

                              б)  HNO3 + KOH → KNO3 + H2O;

          H+  + NO3- + K+ + OH-  → K+ + NO3- + H2O;            H+ + OH- → H2O  

 Реакция нейтрализации необратима, так как образуется молодиссоциирующее вещество – вода.

                                       в)  СaCO3  +  2HCl  →  CaCl2 + CO2↑ + H2O;

 CaCO3 + 2H+ + 2Cl- → Ca2+ + 2Cl- + CO2 + H2O;      CaCO3 + 2H+ → CO2 + H2O   

 Реакция также необратима, так как образуется газ (уходит из сферы реакции) и малодиссоциирующее вещество – вода.

 Если среди исходных веществ и среди продуктов реакции имеются слабые электролиты или малораствориме вещества, то такие реакции являются обратимыми, то есть до конца не протекают. В обратимых реакциях равновесие смещается в сторону наименее растворимых  или наименее дисоциированных веществ.

 Например:       СH3COOH + KOH ↔  CH3COOK + H2O;

                              СH3COOH + OH- ↔  CH3COO- +  H2O

 Данная реакция смещается в сторону образования более слабого электролита – воды. Однако до конца такая реакция протекать не будет:   в растворе остаются недиссоциированные молекулы уксусной кислоты и гидроксид-ионы.

 Если исходные вещества – сильные электролиты, которые при взаимодействии не могут образовать ни осадка, ни газа, ни малодиссоциирующего вещества, то такие реакции протекать не могут: при смешивании растворов образуется смесь ионов.

 В данной лабораторной работе в опыте №2, который называется “Характер диссоциации гидроксидов”,  следует с помощью реакций ионного обмена сначала получить ряд нерастворимых  гидроксидов  общей формулы   Эn+ (OH)n  (где Эn+ = Mg2+, Al3+, Si4+, Ni2+, Zn2+),  используя в качестве исходных веществ сильные электролиты – хорошо растворимые в воде соответствующие соли и щелочи (либо кислоты).  

Затем следует установить химические, а точнее кислотно-основные, свойства полученных гидроксидов,  т.е. характер их диссоциации в водном растворе.

“Гидроксиды” –  общее название кислот и оснований.

 Известно, что гидроксиды,  могут  иметь  основный  или кислотный характер. Тогда в первом случае они должны  диссоциировать в растворе по типу оснований - с отщеплением гидроксильных групп ОН-,  а во втором случае – по типу кислот с отщеплением протонов Н+. Первые соединения - типичные основания, а вторые –  типичные кислоты.  Отличить кислоту от основания можно и с помощью  индикаторов, в присутствии которых растворы кислот и оснований меняют окраску. Однако установить, каковы их химические свойства,  можно только на оснований наблюдений при проведении соответствующих реакций.

Типичные основания могут взаимодействовать в растворе только с кислотами, но не реагировать со щелочами (тоже типичными основаниями). Типичные кислоты, наоборот, могут реагировать только со щелочами, но не реагировать с кислотами. По этим экспериментальным фактам и можно отнести гидроксид  либо к типичным основаниям, либо к типичным кислотам и написать соответствующее уравнение его диссоциации.

 Однако существуют гидроксиды, которые способны проявлять как кислотные, так и основные свойства в зависимости от среды раствора. Одно и то же вещество в среде с высоким содержанием ионов водорода может проявлять основные свойства, а в среде с высоким содержанием гидроксид-ионов – кислотные. Такие вещества (в частности, гидроксиды) называют амфолитами, а само явление – амфотерностью.

 В таком случае полученные в опыте 2 гидроксиды  амфотерных элементов  должны растворяться как в кислоте, так и в щелочи.  Следовательно в кислой среде эти гидроксиды  диссоциируют по типу оснований, а в щелочной среде – по типу кислот (см. стр 67).

 Таким образом, на основании наблюдений при проведении реакций полученных гидроксилов с кислотами и щелочами, можно установить их характер - основанием, кислотой или амфолитом является данный гидроксид, а также сравнить их кислотно-основные свойства.

 Чтобы объяснить  наблюдения с теоретической точки зрения и установить, от каких факторов зависит характер диссоциации веществ, следует:

1.  обратиться к периодической системе элементов Д.И.Менделеева и посмотреть, какое место в ней занимает тот или  иной элемент (Э) – типичным металлам соответствуют типичные основания, типичным неметаллам – кислоты, а амфотерные элементы образуют соответственно амфотерные гидроксиды;
2.  воспользоваться упрощенной схемой Косселя,  которая изображает группировку атомов Эn+−О−Н+. Диссоциация гидроксида, содержащего эту группировку,  зависит от относительной прочности связей Э−О и О−Н. Связь Э−О тем прочнее, чем больше заряд и меньше радиус иона элемента Эn+. С другой стороны, увеличение заряда и уменьшение радиуса иона элемента ослабляет связь О−Н, поскольку протон тогда сильнее отталкивается от иона элемента. Поэтому увеличение степени окисления элемента и уменьшение радиуса  иона элемента приводят к усилению кислотного характера соединения. Наоборот, уменьшение степени окисления и увеличение радиуса иона усиливают основные свойства вещества. Следовательно,  сильные основания образуют элементы главных подгрупп, расположенные в левой нижней части периодической системы.

Если воспользоваься этой схемой, то можно объяснить характер диссоциации тех гидроксидов, в которых ионы элементов имеют одинаковую электронную конфигурацию, но разные заряды и радиусы (см. табл. 1).

В том случае, когда ионы элементов имеют одинаковые заряды и близкие радиусы ( см. табл. 2),  характер диссоциации гидроксидов  определяется структурой внешней электронной оболочки ионов и их поляризующим действием. В соответствии с правилами Фаянса, наибольшим поляризующим действием обладают ионы с 18-электронной оболочкой,  меньшим – ионы с недостроенной 18-электронной оболочкой, и еще меньшей – ионы с 8-электронной внешней оболочкой. В этом же ряду должен усиливаться основный характер соответствующих гидроксидов, поскольку поляризующее действие иона способствует перекрыванию электронных оболочек и упрочнению связи Э−О по сравнению со связью О−Н.

 При оформлении и выполнении данной лабораторной работы требуется следующее:

1.  Сформулировать цель лабораторной работы в целом.
2.  Записать названия опытов. Все реакции  ионного обмена в оп. 2 и 3  написать заранее в виде трех  (или двух) уравнений, указывая причину их необратимости.

Оставить место для наблюдений.

1.  Наблюдения при выполнении опытов записывать непосредственно под уравнениями, сразу же давая им объяснение.
2.  Подготовить две таблички в оп.2. Данные в таблицы внести после выполнения экспериментов. В конце опыта дать обобщенный вывод о влиянии заряда, радиуса и внешней электронной оболочки ионов на характер диссоциации гидрокидов.
3.  В оп 4а,б написать по два уравнения реакций диссоциации взятого слабого электролита – а) в отсутствии сильного электролита; б) в присутствии сильного электролита (учесть, что химического взаимодействия между ними не происходит).

Оставить место для наблюдений и их объяснений. После выполнения опыта ответить на все поставленные в методике вопросы.

1. На этом месте гетман Хмельницкий с войском запорожским взяли приступом польскую крепость Кодак 24 апреля 1648
2. Кабеля для компьютерной сети
3. Принципы управления социальной работой и их содержание
4. коммерция 2.городское хозяйство 2
5. процессуального права.
6. 4000 Roskilde Denmrkhttp---hjem
7. Данте
8. История русской этик
9. Все имена персонажи места действия и описываемые эпизоды целиком и полностью являются плодом авторского в
10. Особливості фітоценозів Корецького лісництва Рівненського лісгосп
11. Развитие туризма в городе Сызрани
12. Введение2
13. Князь СМВолконский как мыслитель
14. тема денежного обращения Китая стр
15. Пусть функция непрерывна на отрезке в концах отрезка достаточно односторонней непрерывности и при1
16. Наличие развитой туристической инфраструктуры сети железных и автомобильных дорог в сочетании с живописно
17. Реферат- Патогенные простейшие
18. на тему- Институт подкупа в электоральном поведении украинцев в оценке курсантов второго курса факультет
19. Башкирский государственный педагогический университет им
20. плана Состав и содержание бизнесплана; оценка его эффективности Инвестиционный план предприятия

Материалы собраны группой SamZan и находятся в свободном доступе