Лабораторная работа № 5 «Электролитическая диссоциация» — КиберПедия 

Своеобразие русской архитектуры: Основной материал – дерево – быстрота постройки, но недолговечность и необходимость деления...

Эмиссия газов от очистных сооружений канализации: В последние годы внимание мирового сообщества сосредоточено на экологических проблемах...

Лабораторная работа № 5 «Электролитическая диссоциация»

2017-11-17 791
Лабораторная работа № 5 «Электролитическая диссоциация» 0.00 из 5.00 0 оценок
Заказать работу

Теоретическое введение

По способности проводить электрический ток в водном растворе или расплаве вещества делятся на электролиты и неэлектролиты. Электролитами называют вещества, растворы или расплавы которых проводят электрический ток.

Процесс распада молекул электролитов на ионы в растворе или расплаве называется электролитической диссоциацией.

Ионы – это атомы или группы атомов, несущие положительный или отрицательный заряд.

Диссоциация процесс обратимый и равновесный. Это значит, что одновременно идут два противоположных процесса: распад молекул на ионы – диссоциация и объединение ионов в молекулы – ассоциация. В растворе сильных электролитов преобладает процесс диссоциации и равновесие сильно смещено вправо, а в растворе слабых электролитов равновесие смещено влево, т.к. преобладает процесс ассоциации:

HNO3 ↔H+ + NO3- HNO2 ↔ H+ + NO2-

В водных растворах одни электролиты полностью распадаются на ионы, другие - частично, т.е. часть молекул электролита остается в растворе в недиссоциированном виде.

Число (α), показывающее какая часть молекул растворенного вещества распалась на ионы, называется степенью электролитической диссоциации.

α = (n/N) ·100 %,

где n – число молекул электролита, распавшихся на ионы; N – общее число молекул электролита.

В зависимости от степени диссоциации электролиты делятся на сильные, слабые и средние.

Сильные электролиты – это электролиты, степень диссоциации которых в 0,1 М водном растворе больше 30 %.

Слабые электролиты – это электролиты, степень диссоциации которых в 0,1 М водном растворе меньше 3 %.

Электролиты, степень диссоциации которых лежит в пределах 3 – 30 % являются электролитами средней силы.

Для характеристики слабых электролитов применяют величину, называемую константой диссоциации.

В растворах слабых электролитов устанавливается динамическое равновесие между недиссоциированными молекулами и ионами, например:

СН3СООН ↔ Н+ + СН3СОО-

Применив закон действия масс для этого равновесия, получим:

К = [Н+] ·[ СН3СОО-] / [СН3СООН]

Константу равновесия (К) в этом случае называют константой диссоциации. Константа диссоциации характеризует способность электролита диссоциировать на ионы: чем больше значение константы диссоциации, тем легче электролит распадается на ионы, тем больше ионов в его растворе и тем сильнее электролит.

Закон разбавления Оствальда осуществляет связь между степенью и константой диссоциации:

К = α2См /(1- α),

где См – молярная концентрация электролита, моль/л

Если степень диссоциации значительно меньше единицы, то при приближенных вычислениях можно принять, что 1 – α ~ 1. Тогда выражение закона разбавления упрощается:

К = α2См, откуда α = √ К/См

В растворах многоосновных кислот, а также оснований, содержащих несколько гидроксильных групп, устанавливаются ступенчатые равновесия, отвечающие последовательным стадиям диссоциации. Так, диссоциация ортофосфорной кислоты протекает в три ступени

Н3РО4 ↔ Н+ + Н2РО4- (K1 = 7,5∙10-5)

H2PO4- ↔ Н+ + НРО42- (K2 = 6,3∙10-8)

НРО42- ↔ Н+ + РО43- (K3 = 1,3∙10-12)

каждой из которых отвечает определенное значение ступенчатой константы диссоциации. Поскольку К1>> К2 >>К3, то в наибольшей степени протекает диссоциация по первой ступени, а при переходе к каждой последующей ступени степень диссоциации резко уменьшается. Это объясняется тем, что энергия, которая необходима для отрыва иона Н+ или ОН- от нейтральной молекулы кислоты или основания, минимальна. При диссоциации по следующей ступени энергия увеличивается, т.к. отрыв ионов происходит от противоположно заряженных частиц.

Реакции в растворах электролитов, при которых не происходит изменение заряда ионов, называются ионообменными реакциями. Обменные реакции в растворах электролитов протекают в направлении связывания ионов, приводящего к образованию малорастворимых или летучих веществ, молекул слабых электролитов. Сущность протекающих процессов наиболее полно выражается при записи их в форме ионно-молекулярных уравнений. В таких уравнениях сильные электролиты записываются в виде ионов, а слабые электролиты, малорастворимые вещества и соединения в газообразном состоянии записываются в молекулярной форме.

Например, BaCl2 + H2SO4 = BaSO4+ 2HCl (молекулярное уравнение)

Ba2+ + SO42- = BaSO4 (ионно-молекулярное уравнение)

 

HCl + NaOH = NaCl + H2O

H+ +OH - = H2O

 

Экспериментальная часть

Общие требования. Написать в молекулярной и ионно-молекулярной форме уравнения реакций. Указать изменения окраски индикаторов при смещении равновесия диссоциации слабого электролита (в опыте 1).


Поделиться с друзьями:

Двойное оплодотворение у цветковых растений: Оплодотворение - это процесс слияния мужской и женской половых клеток с образованием зиготы...

Эмиссия газов от очистных сооружений канализации: В последние годы внимание мирового сообщества сосредоточено на экологических проблемах...

История развития пистолетов-пулеметов: Предпосылкой для возникновения пистолетов-пулеметов послужила давняя тенденция тяготения винтовок...

Механическое удерживание земляных масс: Механическое удерживание земляных масс на склоне обеспечивают контрфорсными сооружениями различных конструкций...



© cyberpedia.su 2017-2024 - Не является автором материалов. Исключительное право сохранено за автором текста.
Если вы не хотите, чтобы данный материал был у нас на сайте, перейдите по ссылке: Нарушение авторских прав. Мы поможем в написании вашей работы!

0.008 с.