Сдам Сам

ПОЛЕЗНОЕ


КАТЕГОРИИ







Электролитическая диссоциация. Гидролиз растворов





Цель:

экспериментально изучить электропроводность некоторых веществ и растворов, зависимость реакционной способности от степени диссоциации электролитов, факторы, нарушающие равновесие в растворах электролитов.

Теоретические вопросы:

1. Электролиты. Сильные и слабые электролиты.

2. Электролитическая диссоциация. Основные положения теории Аррениуса.

3. Степень и константа диссоциации. Факторы, влияющие на степень диссоциации.

4. Равновесие в растворах электролитов.

5. Влияние одноименных ионов на диссоциацию слабых электролитов.

Электролиты – вещества, способные распадаться на ионы (положительные катионы и отрицательные анионы), их растворы проводят электрический ток.

Неэлектролиты– не распадаются на ионы, их растворы не проводят ток.

Электролитическая диссоциация – распад молекул электролита на ионы в растворе или расплаве.

Диссоциация классов соединений:

кислот HNO3 « H+ + NO3

многоосновных кислот ступенчато, в основном по первой ступени:

H2S « H+ + HS (первая ступень)

HS « H+ + S2– (вторая ступень)

оснований NaOH ® Na+ + OH

многокислотных оснований ступенчато, в основном по первой ступени

Mg(OH)2 « MgOH+ + OH (первая ступень)

MgOH+ « Mg2+ + OH (вторая ступень)

амфотерных оснований возможна как кислот и как оснований:

2H+ + SnO22– « H2SnО2« Sn(OH)2« Sn2+ + 2OH

всех солей растворимых в воде – практически полностью, из них:

средних солей Al2(SO4)3 « 2Al3+ + 2SO42–

кислых солей ступенчато, в основном по 1 ступени

NaHCO3 « Na+ + HCO3 (первая ступень)

HCO3 « H+ + CO32– (вторая ступень)

основных солей ступенчато, в основном по 1 ступени

CuOHCl « CuOH+ + Cl (первая ступень)

CuOH+ « Cu+2 + OH (вторая ступень)

двойных солей KAl(SO4)2 « K+ + Al3+ + 2SO42–.

комплексных солей Na2[Zn(OH)4] « 2Na+ + [Zn(OH)4)]2–

О силе электролита можно судить по электропроводности его раствора и по химической активности в реакциях ионного обмена.

Степень диссоциации (α) – отношение числа молекул электролита распавшихся на ионы к общему числу его молекул в растворе. Понятие степени диссоциации неприменимо к сильным электролитам.

Сильные электролиты – вещества, диссоциирующие в растворах полностью:

сильные кислоты HCl, HBr, HI, HNO3, H2SO4, HClO4, HMnO4
щелочи NaOH, KOH, LiOH, RbOH, Ba(OH)2, Ca(OH)2
соли Все растворимые в воде

Слабые электролиты – вещества, диссоциирующие частично, в их растворах устанавливается равновесие между молекулами и ионами.

a<3% Н2О, СН3СООН, H2C2O4;

a=3÷30% – HNO2, HCN, H2S, H2CO3, NH4OH, гидроксиды металлов, кроме щелочей.

Константа диссоциациидис) – константа равновесия процесса диссоциации, количественная характеристика слабых электролитов, не зависит от концентрации раствора.

NH4OH NH4++ OH

Закон разбавления Оствальда связывает константу и степень диссоциации:

, где , См - молярная концентрация

Если α значительно меньше 1, уравнение закона Оствальда упрощается:



, т.е. при разбавлении степень диссоциации вырастает.

Для бинарного электролита КАn (например НСlO, HCSN): [К+]=[Аn]= .

Показатель константы диссоциации: PК = – lg Кдис.

Изменение условий смещает динамическое равновесие процесса диссоциации:

Разбавление приводит к возрастанию степени диссоциации электролитов.

Добавка одноименного иона, т.е. увеличение концентрации одного из ионов ведет к снижению степени диссоциации электролита.

Гидролиз солей – взаимодействие ионов соли с ионами воды, приводящее к образованию слабого электролита и сопровождающееся изменением рН раствора.

Гидролизу подвергается ион слабого электролита, возможны 3 типа гидролиза.

1.Гидролиз по аниону Соль сильного основания и слабой кислоты СН3СООNa.

Молекулярное уравнение: CH3COONa + H2O « CH3COOH + NaOH

Ионно-молекулярное уравнение: СН3СОО + НОН « СН3СООН + ОН

Образующиеся при диссоциации анионы СН3СОО связываются в слабый электролит СН3СООН. Ионы ОН накапливаются, создавая в растворе щелочную среду (рН>7). Гидролиз тем сильнее, чем меньше Кдисс образующейся слабой кислоты.

Гидролиз солей многоосновных кислот протекает по стадиям, преимущественно по первой стадии.

1 стадия: K2S + H2O « KHS + KOH

S2– + HOH « HS + OH

2 стадия: KHS + H2O « H2S + KOH

HS-– + HOH « H2S + OH

2. Гидролиз по катиону. Соль слабого основания и сильной кислоты CuSO4 Гидролиз идет по катиону Cu2+ и протекает в две стадии с образованием преимущественно основной соли.

Реакция среды кислая (рН<7), в растворе накапливаются ионы водорода Н+. Гидролиз тем сильнее, чем меньше Кдисс образующегося основания.

1 стадия: Cu2+ + H2O « CuOH+ + H+

2CuSO4 + 2H2O « (CuOH)2SO4 + H2SO4

2 стадия: CuOH+ + HOH « Cu(OH)2 + H+

(CuOH)2SO4 + 2H2O « 2Cu(OH)2 + H2SO4

3. Гидролиз по катиону и аниону. Соль слабого основания и слабой кислоты CH3COONH4.

NH4+ + CH3COO + HOH « NH4OH + CH3COOH

Среда раствора нейтральная, слабокислая или слабощелочная в зависимости от Кдисс образующихся слабых электролитов.

Усиление гидролиза, совместный гиролиз солей слабого основания CrCl3 и слабой кислоты Na2S приводит к необратимому гидролизу каждой из солей до конца с образованием слабого основания и слабой кислоты.

Гидролиз соли CrCl3 идет по катиону: Cr3+ + HOH « CrOH2+ + H+

Гидролиз соли Na2S идет по аниону: S2– + HOH « HS + OH

Гидролиз усиливается, т.к. образуется слабый электролит Н2О: H++OH2О

Молекулярное уравнение: 2CrCl3+3Na2S+6H2O=2Cr(OH)3+3H2S+6NaCl Ионно-молекулярное уравнение: 2Cr3+ + 3S2– + 6H2O = 2Cr(OH)3¯ + 3H2

Соли сильных оснований и сильных кислот гидролизу не подвергаются, т.к. ни один из ионов соли не образует с ионами Н+ и ОН воды слабых электролитов. Водные растворы таких солей имеют нейтральную среду.

 

 

Практическое задание:

1. Степень диссоциации СНзСООН в 0,1М растворе равна 1,32∙10-5 Кдис и рК кислоты.

2. Кдис HCN равна 7.9∙10-10. Найти степень диссоциации HCN в 0,001 М растворе.

3. Вычислить концентрацию ионов водорода в 0,1 М растворе НСlO ( Кдис=5·10-8)

4. Во сколько раз уменьшится [H+] в 0,2 М растворе НСООН (Кдис=0,8·10-4), если к 1л этого раствора добавить 0,1моль соли НСООNа (соль диссоциирует полностью)?

5. Написать ионное уравнение реакции: Мg(ОН)2 + 2НС1 = МgС12 + Н2О

6. Написать уравнения ступенчатой диссоциации фосфорной кислоты в водном растворе. Вычислите Кдис Н3РО4 по 1-й ступени, если в 0,1 н растворе α=36 %.

7. Какое значение рН имеет раствор уксусной кислоты с массовой долей ω=0,6%?

8. Будет ли одинаковой электрическая проводимость водных и спиртовых растворов одного и того же вещества при одной и той же концентрации?

9. Объясните.

Опыт 1.Сравнение электропроводности растворов некоторых веществ

1. Угольные электроды, укрепленные на деревянной дощечке и последовательно соединенные с лампой, включить в электрическую сеть

2. Соблюдая меры предосторожности поочередно опускать электроды в стаканы с веществами и растворами, указанными в таблице, каждый раз промывая электроды в стакане с дистиллированной водой.

3. Наблюдать загорание электрической лампы

4. Внести данные в Таблицу 1, записать уравнения реакции

5. Объяснить разницу в степени накала лампочки в растворах.

6. Вделать вывод о силе электролитов по силе накала лампы.









Не нашли то, что искали? Воспользуйтесь поиском гугл на сайте:


©2015- 2018 zdamsam.ru Размещенные материалы защищены законодательством РФ.