Для объяснения особенностей водных растворов электролитов

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА №4
ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ
Теория
Для объяснения особенностей водных растворов электролитов шведским ученым
С.Аррениусом в 1887 г. была предложена теория электролитической диссоциации. В
дальнейшем она была развита многими учеными на основе учения о строении атомов и
химической связи. Современное содержание этой теории можно свести к следующим трем
положениям:
1. Электролиты при растворении в воде распадаются (диссоциируют) на ионы –
положительные и отрицательные.
Ионы находятся в более устойчивых электронных состояниях, чем атомы. Они могут
состоять из одного атома – это простые ионы (Na+, Mg2+, Аl3+ и т.д.) – или из нескольких
атомов – это сложные ионы (NО3-, SO2-4, РОЗ-4и т.д.).
2. Под действием электрического тока ионы приобретают направленное движение:
положительно заряженные ионы движутся к катоду, отрицательно заряженные – к аноду.
Поэтому первые называются катионами, вторые - анионами.
Направленное движение ионов происходит в результате притяжения их противоположно
заряженными электродами.
3. Диссоциация – обратимый процесс: параллельно с распадом молекул на ионы
(диссоциация) протекает процесс соединения ионов (ассоциация).
Поэтому в уравнениях электролитической диссоциации вместо знака равенства ставят
знак обратимости. Например, уравнение диссоциации молекулы электролита КA на
катион К+ и анион А- в общем виде записывается так:
КА
K+ + A-
Теория электролитической диссоциации является одной из основных теорий в
неорганической химии и полностью согласуется с атомно-молекулярным учением и
теорией строения атома.
Электролиты и неэлектролиты
Хорошо известно, что одни вещества в растворенном или расплавленном состоянии
проводят электрический ток, другие в тех же условиях ток не проводят.
Это можно наблюдать с помощью простого прибора (рис.1). Он состоит из угольных
стержней (электродов), присоединенных проводами к электрической сети.
В цепь включена электрическая лампочка, которая показывает присутствие или
отсутствие тока в цепи. Если опустить электроды в раствор сахара, то лампочка не
загорается. Но она ярко загорится, если их опустить в раствор хлорида натрия.
Рис.1 Прибор для определения электрической проводимости растворов.
1
Вещества, распадающиеся на ионы в растворах или расплавах и потому проводящие
электрический ток, называются электролитами. Вещества, которые в тех же условиях на
ионы не распадаются и электрический ток не проводят, называются неэлектролитами.
К электролитам относятся кислоты, основания и почти все соли, к неэлектролитам –
большинство органических соединений, а также вещества, в молекулах которых имеются
только ковалентные неполярные или малополярные связи.
Электролиты – проводники второго рода. В растворе или расплаве они распадаются на
ионы, благодаря чему и протекает ток. Очевидно, чем больше ионов в растворе, тем
лучше он проводит электрический ток. Чистая вода электрический ток проводит очень
плохо. Распад электролитов на ионы при растворении их в воде называется
элекролитической диссоциацией.
Так, хлорид натрия NaСl при растворении в воде полностью распадается на ионы натрия
Na+ и хлорид-ионы Cl-. Вода образует ионы водорода Н+ и гидроксид-ионы ОН- лишь в
очень незначительных количествах.
Различают сильные и слабые электролиты.
Слабые – при растворении в воде почти не диссоциируют на ионы.
Сильные – такие электролиты, которые при растворении в воде практически полностью
диссоциируют на ионы. У таких электролитов значение степени диссоциации стремиться
к единице.
Сильные электролиты при растворении в воде диссоциируют на ионы. К ним относятся:
 почти все соли;
 многие минеральные кислоты, например Н2SO4, HNO3, НСl, HBr, HI, НМnО4,
НСlО3, НСlО4;
 основания щелочных и щелочноземельных металлов.
Слабые электролиты при растворении в воде лишь частично диссоциируют на ионы.
К ним относятся:
 почти все органические кислоты;
 некоторые минеральные кислоты, например H2СО3, Н2S, НNO2, HClO, H2SiO3;
 многие основания металлов (кроме оснований щелочных и щелочноземельных
металлов), а также NH4OH, который можно изображать как гидрат аммиака
NH3∙H2O.
 вода.
Слабые электролиты не могут дать большой концентрации ионов в растворе.
Существенным является вопрос о механизме электролитической диссоциации.
Легче всего диссоциируют вещества с ионной связью. Как известно, эти вещества состоят
из ионов. При их растворении диполи воды ориентируются вокруг положительного и
отрицательного ионов. Между ионами и диполями воды возникают силы взаимного
притяжения. В результате связь между ионами ослабевает, происходит переход ионов из
кристалла в раствор. При этом образуются гидратированные ионы, т.е. ионы, химически
связанные с молекулами воды.
Аналогично диссоциируют и электролиты, молекулы которых образованы по типу
полярной ковалентной связи (полярные молекулы). Вокруг каждой полярной молекулы
вещества также ориентируются диполи воды, которые своими отрицательными полюсами
притягиваются к положительному полюсу молекулы, а положительными полюсами – к
отрицательному полюсу. В результате этого взаимодействия связующее электронное
облако (электронная пара) полностью смещается к атому с большей
электроотрицательностью, полярная молекула превращается в ионную и затем легко
2
образуются гидратированные ионы. Диссоциация полярных молекул может быть полной
или частичной.
Таким образом, электролитами являются соединения с ионной или полярной связью соли, кислоты и основания. И диссоциировать на ионы они могут в полярных
растворителях.
Поскольку электролитическая диссоциация – процесс обратимый, то в растворах
электролитов наряду с их ионами присутствуют и молекулы. Поэтому растворы
электролитов характеризуются степенью диссоциации (обозначается греческой буквой
альфа α).
Степень диссоциации - это отношение числа распавшихся на ионы молекул N' к общему
числу растворенных молекул N.
Степень диссоциации электролита определяется опытным путем и выражается в долях
единицы или в процентах. Если α = 0, то диссоциация отсутствует, а если α = 1 или 100%,
то электролит полностью распадается на ионы. Если же α = 20%, то это означает, что из
100 молекул данного электролита 20 распалось на ионы.
Различные электролиты имеют различную степень диссоциации. Опыт показывает, что
она зависит от концентрации электролита и от температуры. С уменьшением
концентрации электролита, т.е. при разбавлении его водой, степень диссоциации всегда
увеличивается. Как правило, увеличивает степень диссоциации и повышение
температуры.
Рассмотрим смещение равновесия, устанавливающегося между недиссоциированными
молекулами и ионами при электролитической диссоциации слабого электролита –
уксусной кислоты:
СН3СООН
СНзСОO-+ Н+
При разбавлении раствора уксусной кислоты водой равновесие сместится в сторону
образования ионов, степень диссоциации кислоты возрастает. Наоборот, при упаривании
раствора равновесие смещается в сторону образования молекул кислоты – степень
диссоциации уменьшается.
Согласно теории электролитической диссоциации все реакции в водных растворах
электролитов являются реакциями между ионами. Они называются ионными реакциями, а
уравнения этих реакций - ионными уравнениями. Они проще уравнений реакций,
записанных в молекулярной форме, и имеют более общий характер.
При составлении ионных уравнений реакций следует руководствоваться тем, что
вещества малодиссоциированные, малорастворимые (выпадающие в осадок) и
газообразные записываются в молекулярной форме. Знак ↓, стоящий при формуле
вещества, обозначает, что это вещество уходит из сферы реакции в виде осадка, знак ↑
обозначает, что вещество удаляется из сферы реакции в виде газа. Сильные электролиты,
как полностью диссоциированные, записывают в виде ионов. Сумма электрических
зарядов левой части уравнения должна быть равна сумме электрических зарядов правой
части.
Для закрепления этих положений рассмотрим пример.
Пример. Напишите уравнения реакций между растворами хлорида железа (III) и
гидроксида натрия в молекулярной и ионной формах.
Разобьем решение задачи на четыре этапа.
3
1. Запишем уравнение реакции в молекулярной форме:
FeCl + 3NaOH = Fe(OH)3↓+ 3NaCl
2. Перепишем это уравнение, изобразив хорошо диссоциирующие вещества в виде
молекул:
FeЗ+ + 3Cl- + 3Nа+ + 3ОН- = Fе(ОН)3↓ + 3Nа+ + 3ClЭто ионное уравнение реакции.
3. Исключим из обеих частей ионного уравнения одинаковые ионы, т.е. ионы, не
участвующие в реакции (они подчеркнуты):
Fe3+ + 3Cl- + 3Na- + 3ОН- = Fе(ОН)3↓ + 3Na++ 3Cl4. Запишем уравнение реакции в окончательном виде:
Fe3+ + 3ОН- = Fe(OH)3↓
Это сокращенное ионное уравнение реакции. Как видно из этого уравнения, сущность
реакции сводится к взаимодействию ионов Fe3+ и ОН-, в результате чего образуется осадок
Fе(ОН)3. При этом вовсе не имеет значения, в состав каких электролитов входили эти
ионы до их взаимодействия.
ОПЫТ 1. Направление обменных ионных процессов в растворах электролитах
1.1. Образование малорастворимых веществ
Реактивы:
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
FeCl3, раствор,
Na2SiO3, раствор,
H2SO4, раствор,
NaOH, раствор,
HCl, раствор,
BaCl2, раствор,
дистиллированная вода.
Посуда и принадлежности:
1. штатив с пробирками,
2. стеклянная палочка.
В три пробирки внесите по 2-3 капли следующих растворов: в первую – раствор хлорида
железа (III) FeCl3, во вторую – раствор силиката натрия Na2SiO3, в третью – разбавленной
серной кислоты H2SO4. Добавьте в них по такому же количеству растворов: в первую
пробирку – раствор гидроксида натрия NaOH, во вторую – раствор соляной кислоты HCl,
в третью – раствор хлорида бария BaCl2. Наблюдайте и опишите происходящие явления.
Напишите в молекулярном и ионном виде (полном и сокращенном) уравнения
протекающих реакций. Заполните таблицу 1.
Таблица 1.
Пробирка
Раствор 1
FeCl3
Раствор 2
NaOH
Наблюдаемые
явления
Уравнения реакций
4
№1
Пробирка
№2
Na2SiO3
HCl
Пробирка
№3
H2So4
BaCl2
1.2 Образование слабых кислот и оснований
Реактивы:
1.
2.
3.
4.
CH3COONa, раствор,
NH4Cl, раствор,
H2SO4, 1:1 раствор,
NaOH, 6M раствор
Посуда и принадлежности:
1.
2.
3.
4.
штатив с пробирками
стеклянная палочка
держатель для пробирок
горелка
В две пробирки внесите по 5-7 капель: в первую – раствора ацетата натрия CH3COONa, во
вторую – раствора хлорида аммония NH4Cl. Добавьте в первую пробирку несколько
капель серной кислоты (1:1), перемешайте раствор стеклянной палочкой и слегка
подогрейте.
Осторожно
понюхайте.
Определите
по
запаху
образование
5
малодиссоциирующей уксусной кислоты. Во вторую пробирку добавьте несколько капель
6М раствора гидроксида натрия и слегка подогрейте раствор. Определите по запаху
выделение аммиака. Напишите в молекулярном и ионном виде (полном и сокращенном)
уравнения протекающих реакций. Заполните таблицу 2.
Таблица 2
Раствор 1
Раствор 2
Пробирка
№1
CH3COONa
H2SO4
Пробирка
№2
NH4Cl
NaOH
Наблюдаемые
явления
Уравнения реакций
1.3. Реакции нейтрализации
Реактивы:
1.
2.
3.
4.
NaOH, 2M pаствоp,
HCl, 2M pаствоp,
CH3COOH, 2M pаствор,
фенолфталеин, раствор
Посуда и принадлежности:
1. штатив с пробирками.
Внесите в две пробирки по 5-7 капель 2М раствора гидроксида натрия и добавьте по
одной капле фенолфталеина. Наблюдайте, опишите и объясните происходящие явления. В
одну пробирку добавляйте по каплям 2М раствор соляной кислоты, во вторую – 2М
раствор уксусной кислоты до обесцвечивания раствора. В каком случае обесцвечивание
раствора наступило быстрее? Чем объясняется исчезновение окраски? Напишите в
молекулярном и ионном виде (полном и сокращенном) уравнения протекающих реакций.
Почему равновесие ионного процесса смещается в сторону образования воды при наличии
в левой части равенства малодиссоциированных молекул уксусной кислоты? Заполните
таблицу 3.
6
Таблица 3.
Раствор 1
Раствор 2
Пробирка
№1
NaOH+
фенолфталеин
HCl
Пробирка
№2
NaOH+
фенолфталеин
CH3COOH
Наблюдаемые
явления
Уравнения реакций
1.4. Образование летучих продуктов реакции
Реактивы:
1. Na2CO3, раствор,
2. CaCl2, раствор,
3. H2SO4, 1:1 pаствоp.
Посуда и принадлежности:
1. штатив с пробирками,
2. держатель пробирок.
Поместите в две пробирки по 5-7 капель раствора карбоната натрия Na2CO3. Проверьте
наличие в растворе иона CO32-, для чего в одну пробирку добавьте несколько капель
раствора хлорида кальция CaCl2. Что наблюдается? Напишите в молекулярном и ионном
виде (полном и сокращенном) уравнение протекающей реакции.
7
Во вторую пробирку добавьте несколько капель серной кислоты (1:1) и наблюдайте
выделение газа. Подогрейте слегка пробирку, дождитесь конца выделения газа и добавьте
несколько капель раствора хлорида кальция CaCl2. Наблюдается ли выпадение осадка?
Напишите в молекулярном и ионном виде (полном и сокращенном) уравнение реакции
взаимодействие взаимодействия карбоната натрия с серной кислотой. Заполните таблицу
4.
Таблица 4.
Раствор 1
Раствор 2
Пробирка
№1
Na2CO3
CaCl2
Пробирка
№2
Na2CO3
H2SO4
Наблюдаемые
явления
Уравнения реакций
ОПЫТ 2. Зависимость последовательности выпадения осадков малорастворимых
веществ от величины их произведения растворимости
Реактивы:
1. Na2SO4, раствор,
2. Pb(NO3)2, раствор,
3. K2CrO4, раствор.
Посуда и принадлежности:
1. штатив с пробирками.
В одной пробирке получите осадок сульфата свинца PbSO4, взяв 2-3 капли раствора
сульфата натрия Na2SO4 и добавив к ним столько же раствора нитрата свинца Pb(NO3)2.
В другой пробирке получите осадок хромата свинца PbCrO4, взяв 2-3 капли раствора
хромата калия K2CrO4 и добавив к ним столько же раствора нитрата свинца Pb(NO3)2.
Заметьте цвет выпавших осадков.
8
В третью пробирку внесите по 3 капли тех же растворов сульфата натрия и хромата калия,
перемешайте раствор и добавьте 2 капли нитрата свинца. Определите по цвету какое
вещество выпало в осадок в первую очередь. Объясните последовательность выпадения
исследуемых вами солей свинца. Напишите в молекулярном и ионном виде (полном и
ионном) уравнения протекающих реакций. Заполните таблицу 5.
Таблица 5.
Раствор 1
Раствор 2
Пробирка
№1
Na2SO4
Pb(NO3)2
Пробирка
№2
K2CrO4
Pb(NO3)2
Пробирка
№3
Na2SO4 +
K2CrO4
Pb(NO3)2
Наблюдаемые
явления
Уравнения реакций
ОПЫТ 3. Влияние реакции среды на равновесие диссоциации амфотерного
электролита.
Реактивы:
9
1.
2.
3.
4.
ZnSO4, раствор,
NaOH, 2M раствор,
HCl, 2M pаствоp,
NaOH, 6M pаствоp.
Посуда и принадлежности:
1. штатив с пробирками.
Налейте в две пробирки по 3-5 капель раствора сульфата цинка ZnSO4 и по каплям
прибавляйте к нему 2М раствор гидроксида натрия NaOH. Образуется осадок. В одну
пробирку с осадком добавьте избыток 2М соляной кислоты HCl, в другую – избыток
концентрированного 6М раствора гидроксида натрия
Наблюдайте и опишите происходящие явления. Составьте уравнения реакций
молекулярном и ионном виде (полном и сокращенном).
Чем объясняется растворение осадка гидроксида цинка и в кислоте и в щёлочи? Заполните
таблицу 6.
Таблица 6.
Раствор 1
Раствор 2
Пробирка
№1
ZnSO4
NaOH
Пробирка
№2
ZnSO4
NaOH
Осадок
Пробирка
из
№1
пробирки
№1
Наблюдаемые
явления
Уравнения реакций
HCl
10
Осадок
Пробирка
из
№2
пробирки
№1
NaOH
ОПЫТ 4. Смещение ионного равновесия
Реактивы:
1. CoCl2·6H2O, кристаллический,
2. HCl, конц.
Посуда и принадлежности:
1. штатив с пробирками
2. промывалка с дистиллированной водой.
Налейте в пробирку 1-2 мл воды и растворите в ней несколько кристаллов хлорида
кобальта СоCl2. Наблюдайте и опишите происходящие явления. К полученному раствору
по каплям добавляйте концентрированный раствор соляной кислоты HCl. Что
наблюдаете? Затем добавляйте в пробирку по каплям дистиллированную воду. Как
меняется окраска? Объясните наблюдаемые явления. Напишите уравнение реакции.
11
Контрольные вопросы:
1. Какой процесс называется электролитической диссоциацией?
2. Что называется степенью диссоциации?
3. Какие вещества называются электролитами?
4. Какие электролиты относятся к сильным?
5. Назовите основные положения теории электролитической диссоциации.
Студент:
…………………………………
фамилия, имя
Работа выполнена:
……………….
дата
Работа защищена:
…………………………………………………………….
Подпись преподавателя, дата
Преподаватель:
………………
подпись
12