Лабораторные работы по "Неорганической химии"

Министерство образования Российской Федерации

Владимирский Государственный Университет

Кафедра Химии

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 Лабораторная работа по химии №11

"Направление обменных ионных процессов"

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Выполнил

Студент гр. Хб-108

Листвина А.А.

 

Проверил:

Проф. Орлин Н.А.

 

 

 

 

 

 

 

 

Владимир 2008

Теоретическая часть

 

Электролиты - это вещества, в процессе растворения диссоциирующие  на ионы. Процесс диссоциации с количественной точки зрения характеризуется степенью диссоциации [a] - она показывает, какая часть молекул в процессе растворения распалось на ионы.

 

N_дисс - число диссоциированных молекул

N_раств - число растворённых молекул

По величине степени диссоциации электролиты делятся на три группы:

1. Сильные электролиты (NaOH, H₂SO₄, NaCl) a > 0,33
2. Средние электролиты (HNO₃, H₃PO₄) 0,03 < a < 0,33
3. Слабые электролиты  (H₂S, HCN, NH₄OH)   a < 0,33

Равновесие в растворах электролитов, как и всякое химическое равновесие, сохраняется неизменным, пока определяющие его условия не меняются; изменение условий влечет за собой нарушение равновесия.

Равновесие нарушается при изменении концентрации одного из участвующих в этом равновесии ионов: при ее увеличении происходит процесс, в ходе которого эти ионы связываются.

Введение в раствор слабого электролита одноименных ионов (т. е. ионов, одинаковых с одним из ионов электролита) уменьшает степень диссоциации этого электролита. Наоборот, уменьшение концентрации одного из ионов вызывает диссоциацию нового количества молекул.

Растворимость электролита уменьшается от введения в раствор одноименных ионов. Исключением являются те случаи, когда происходит связывание одного из находящихся в растворе ионов с вводимыми ионами в комплексные ионы.

По теории электролитической диссоциации взаимодействие между веществами в растворах электролитов происходит путем взаимодействия  между их ионами.

Взаимодействие между  ионами в растворах электролитов с образованием конечных продуктов возможно в следующих случаях:

1. образование осадка труднорастворимого соединения;

Если в результате  реакции  образуются несколько труднорастворимых соединений, то в первую очередь выпадает в осадок наименее растворимое соединение.

2. образование газообразного вещества;

3. образование слабодиссоциируемого соединения;

4. образование комплексов

 

 

Выполнение работы

Приборы и реактивы. Штатив с пробирками. Растворы: соляной кислоты - 2н. и 1н., серной кислоты  - 2н., 4н. и 1:1, уксусной кислоты - 2н. и 1н., гидроксида натрия - 2н. и 4н., гидроксида аммония - 2н., сульфата меди(II) - 0,5н., хлорида бария - 0,5н., силиката натрия - 0,5н., ацетата натрия - 2н., хлорида аммония - 0,5н., карбоната натрия - 0,5н., Хлорида железа(III) - 0,5н.

 

Опыт №1. Образование малорастворимых веществ.

В три пробирки нальем по 3 капли следующих растворов: в первую - хлорида железа (III), во вторую - силиката натрия, в третью - разбавленной серной кислоты. Добавим в них по 3 капли растворов: в первую - гидроксида калия, во вторую - соляной кислоты, в третью - хлорида бария. Наблюдаем выпадение осадков во всех трех растворах.

 

1. FeCl₃ + 3KOH → Fe(OH)₃↓ + 3KCl

                      Осадок темного цвета

 

Fe⁺³ + 3Cl^- + 3K⁺ + 3OH^- → Fe(OH)₃↓ + 3K⁺ + 3Cl^-

Fe⁺³ + 3OH^- → Fe(OH)₃↓

 

2. Na₂SiO₃ + 2HCl → H₂SiO₃↓ + 2NaCl

                      Осадок белого цвета

 

2Na⁺ + SiO₃^2- + 2H⁺ + 2Cl^- → H₂SiO₃↓ + 2Na⁺ + 2Cl^-

SiO₃^2- + 2H^{+ -} → H₂SiO₃↓

 

3. H₂SO₄ + BaCl₂ → BaSO₄↓ + 2HCl

                       Осадок белого цвета

 

2H⁺ + SO₄^2- + Ba²⁺ + 2Cl^- → BaSO₄↓ + 2H⁺ + 2Cl^-

SO₄^2- + Ba²⁺ → BaSO₄↓

 

Взаимодействие между веществами электролитов в растворах происходит по принципу взаимодействия между ионами.

Смещение ионных равновесий в растворах электролитов возможно в следующих четырех случаях: образование осадка, образование газообразных веществ, образование труднодиссоциирующих соединений, образование комплекса.

 

Вывод: реакции растворов электролитов проходят до конца потому, что в результате их протекания образуются не растворимые в воде вещества.

Опыт №2.Образование слабых кислот и оснований.

 

В первую пробирку налили 7 капель ацетата натрия (CH₃COONa), затем добавили серной кислоты в соотношении 1:1. Содержимое пробирки перемешали стеклянной палочкой и слегка нагрели.

 

2CH₃COONa+H₂SO₄=Na₂SO₄+2CH₃COOH

2CH₃COO^-+2Na⁺+2H⁺+SO₄^2-=2Na⁺+SO₄^2-+2CH₃COO^-+H⁺

2CH₃COO^-+2H⁺=2CH₃COOH

 

В результате реакции образовалась слабая уксусная кислота, о чем свидетельствует запах уксуса.

 

Во вторую пробирку налили хлорид аммония (NH₄Cl) и добавили несколько капель раствора гидроксида натрия. Содержимое пробирки нагрели.

 

NH₄Cl+KOH=KCl+NH₄OH

NH₄⁺+Cl^-+K⁺+ OH^-=K⁺+Cl^-+NH₄⁺+OH^-

NH₄⁺+ OH^-= NH₄OH

 

В результате реакции образовалось слабое основание гидроксида аммония, о чем свидетельствует запах аммиака.

В дальнейшем гидроксид аммония разлагается на аммиак и воду.

 

NH₄OH=NH₃+H₂O

 

Вывод: Мы наблюдали смещение ионного  равновесия вследствие образования слабых электролитов.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Опыт№3.Реакции нейтрализации.

 

В 2 пробирки было налито по 6 капель раствора гидроксида калия. Также было добавлено по капле фенолфталеина. Растворы окрасились в малиново-красный цвет под влиянием гидроксид-ионов.

 

В первую пробирку была добавлена соляная кислота, во вторую - уксусная. Через некоторый промежуток времени растворы щелочи обесцветились. Однако, в первой пробирке этот процесс произошел быстрее.

 

KOH + HCl → H₂O + KCl

K⁺ + OH^- + H⁺ + Cl^- → H₂O + K⁺ + Cl^-

OH^- + H⁺ → H₂O

 

KOH + CH₃COOH → CH₃COOK + H₂O

K⁺ + OH^- + CH3COO^- + H⁺ → H₂O + K⁺ + CH3COO^-

OH^- + H⁺ → H₂O

 

Исчезновение окраски объясняется тем, что ионы OH^- уходят из раствора, соединяясь с ионами Н⁺ и образуя воду. При наличии в левой части малодиссоциированных молекул уксусной кислоты равновесие смещается в сторону образования воды, так как вода диссоциирует еще хуже, чем уксусная кислота.

 

   Вывод: Реакции ионного обмена идут до конца, если в результате их протекания образуется малодиссоциируемое вещество, такое как вода.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Опыт №4. Образование летучих продуктов реакции.

 

В две пробирки было налито по 6 капель раствора карбоната натрия.

В первую был так же добавлен хлорид кальция, во вторую - серная кислота.

 

2Na⁺ + CO₃^2- + Ca²⁺ + 2Cl^- → 2Na⁺ + 2Cl^- + CaCO₃Ї

Выпал белый осадок - карбонат кальция.

 

2Na⁺ + CO₃^2- + 2H⁺ + SO₄^2- → 2Na⁺ + SO₄^2- + H₂O + CO₂­

Произошло бурное выделение газа - СО₂

 

При дальнейшем добавлении во вторую пробирку хлорида кальция выпадения осадка - карбоната кальция не происходит по причине отсутствия необходимых для его образования ионов CO₃^2- , которые ушли из раствора, провзаимодействовав с ионами Н⁺ и образовав воду - малодиссоциируемое соединение и углекислый газ, выделение которого наблюдалось в процессе реакции.

 

   Вывод: Реакции ионного обмена идут до конца, если в результате их протекания выделяется газ.

 

Опыт№5. Образование комплексного соединения.

В пробирку налить 3 капли раствора сульфата меди(II) и добавить по каплям раствор аммиака до растворения выпавшего сначала осадка гидроксида меди и образования комплекса - сульфата тетраамминмеди(II).

 

CuSO₄ + NH₄OH = [Cu(NH₃)₄]SO₄