Если у вас возникли сложности с курсовой, контрольной, дипломной, рефератом, отчетом по практике, научно-исследовательской и любой другой работой - мы готовы помочь.
Предоплата всего
Подписываем
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 основный 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 основные 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-основные свойства.
Чтобы объяснить наблюдения с теоретической точки зрения и установить, от каких факторов зависит характер диссоциации веществ, следует:
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 основный 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:
Оставить место для наблюдений.
Оставить место для наблюдений и их объяснений. После выполнения опыта ответить на все поставленные в методике вопросы.