Podstawy Chemii Nieorganicznej kod kursu:

CHC012001 l

Sprawozdanie

RÓWNOWAGI W ROZTWORACH ELEKTROLITÓW

Nazwisko

Imię i nazwisko:

Nr indeksu:

Ocena

prowadzącego kurs:

Doświadczenie 1. Sprawdzanie odczynu roztworów papierkami wskaźnikowymi Reakcje dysocjacji elektrolitycznej i hydrolizy odpowiednich jonów (↔ - w zapisie ręcznym byłby to 2 osobne strzałki /jedna w lewo, druga w prawo/ oznaczające reakcję równowagową): Substancja

Dysocjacja

Hydroliza

HCl

HCl → H+ + Cl-

-

CH3COOH

CH3COOH ↔ CH3COO- + H+

-

NaCl

NaCl → Na+ + Cl-

-

H2O

H2O ↔ H+ + OH-

-

NH

+

3∙H2O

NH3∙H2O ↔ NH4 + OH-

-

NaOH

NaOH → Na+ + OH-

-

NH

+

+

4Cl

NH4Cl → NH4 + Cl-

NH4 + H2O ↔ NH3∙H2O + H+

CH3COONa

CH3COONa → CH3COO- + H+

CH3COO- + H2O ↔ CH3COOH + OH-CO 2- + H

- + OH-

K

2-

3

2O ↔ HCO3

2CO3

K2CO3 → 2K+ + CO3

HCO -3 + H2O ↔ H2CO3 + OH-

Wartość pH

Wartość pH

Stężenia jonów i cząsteczek Roztwór

odczytana ze skali

obliczona

niezdysocjowanych obecnych w papierka

roztworze

wskaźnikowego

[mol/dm3]

[H+]=0,1

0,10 M HCl

1

1

[Cl-]=0,1

[HCl]=0

[H+]=1,265∙10-3

0,10 M CH3COOH

4

2,9

[CH3COO-]=1,265∙10-3

[CH3COOH]=0,0987

[Na+]=0,1

0,10 M NaCl

6,8

7

[Cl-]=0,1

[NaCl]=0

[H+]=1∙10-7

H2O(destylowana)

6,8

7

[OH-]=1∙10-7

[H2O]=55,56

[NH +

4 ]=1,325∙10-3

0,10 M NH3∙H2O

9,0

11,12

[OH-]=1,325∙10-3

[NH3∙H2O]=0,987

[Na+]=0,1

0,10 M NaOH

12,5

13

[OH-]=0,1

[NaOH]=0

[NH +

4 ]=0,09999

0,10 M NH4Cl

5,6

5,12

[Cl-]=0,1

[H+]=7,5∙10-6

[Na+]=0,1

0,10 M CH3COONa

9

8,89

[CH3COO-]=0,09999

[OH-]=7,852∙10-6

[K+]=0,1

[CO 2-]=0,0959

0,10 M K

3

2CO3

10

11,65

[OH-]=4,47∙10-3

[HCO -3]= 4,47∙10-3

Doświadczenie 2. Dysocjacja elektrolitów słabych w obecności mocnych kwasów lub zasad a) Reakcje zachodzące w roztworach (zapis jonowy): NH

+

3∙H2O ↔ NH4 + OH-

NH3∙H2O + HCl → NH4Cl + H2O

NH

+

3∙H2O ↔ NH4 + OH-

NaOH → Na+ + OH-

Próbka

Stężenia reagentów

Wartość pH

Stopień dysocjacji

po zmieszaniu

NH3∙H2O

Papierek

Obliczona

(mol/dm3)

wskaźnikowy

NH3∙H2O

0,0667

11

11,03

1,62%

NH3∙H2O + HCl

NH3∙H2O = 0,0333

9,25

0,053%

9

NH4Cl = 0,0333

NH3∙H2O + NaOH

NH3∙H2O

12,52

0,053%

13

NaOH

b)Reakcje zachodzące w roztworach (zapis jonowy): CH3COOH ↔ H+ + CH3COO-CH3COOH + NaOH → CH3COONa + H2O

CH3COOH ↔ H+ + CH3COO-

HCl→ H+ + Cl-

Próbka

Stężenia reagentów

Wartość pH

Stopień dysocjacji

po zmieszaniu

CH3COOH

Papierek

Obliczona

(mol/dm3)

wskaźnikowy

CH3COOH

0,0667

4

2,99

1,54

CH3COOH + HCl

CH3COOH = 0,0667

1

1,48

0,049

HCl = 0,0333

CH3COOH + NaOH CH3COOH = 0,0333

6

4,79

0,049

CH3COONa = 0,0333

Doświadczenie 3. Hydroliza z wydzieleniem osadu Reakcje hydrolizy jonu Bi3+

Bi3+ + H2O ↔ Bi(OH)2+ + H+

Bi(OH)2+ + H

+

2O ↔ Bi(OH)2 + H+

Bi(OH) +

2 + Cl- → BiOCl + H2O

Reakcje wytrąconego osadu z HCl: BiOCl + HCl ↔ BiCl3 + H2O

BiOCl + 2H+ ↔ Bi3+ + Cl- + H2O

Wnioski:

Po dodaniu do roztworu Bi(NO3)2 chlorku sodowego wyrąca się osad, ponieważ „przeważa” reakcja hydrolizy.

Dodanie kwasu solnego (jonów wodorowych) powoduje cofnięcie się reakcji hydrolizy.

4. Hydroliza jonów NO -2 w obecności jonów Al3+

Próbka

Obserwacje

Reakcje

KNO

-

2

Lekko żółty

KNO2 → K+ + NO2

NO -2 + H2O ↔ HNO2 + OH-

Odczyn roztworu: zasadowy (8) AlCl3

bezbarwny

AlCl3 → Al3+ + 3Cl-

Al3+ + H2O ↔ Al(OH)2+ + H+

Al(OH)2+ + H

+

2O ↔ Al(OH)2 + H+

Al(OH) +

2 + H2O ↔ Al(OH)3 + H+

Odczyn roztworu: kwaśny (2) KNO2 + H2SO4

Pieni się, wydziela się brunatny 2KNO2 + H2SO4 → K2SO4 + 2HNO2

gaz.

3HNO2 (T)→ HNO3 + 2NO↑ + H2O

NO -2 + H2O ↔ HNO2 + OH-

NO + 1/2 O2 → NO2

KNO

-

2 + AlCl3

Bezbarwny, po ogrzaniu wydziela 2Al3+ + 6NO2 + 3H2O → 2Al(OH)3↓ + 3NO + 3NO2

się brunatny gaz i galaretowaty osad.

5. Wnioski

Wykonane podczas tego ćwiczenia doświadczenia dobrze pokazują, jak duży wpływ na Ph roztworów słabych elektrolitów mają reakcje hydrolizy oraz reakcje zachodzące w buforach.Mogliśmy się przekonać że rozcieńczając roztwór słabego elektrolitu podwyższamy jego stopień dysocjacji.Dodatkowo więdząc jakie reakcje zachodzą w roztworze możemy odpowiednio nimi manipulować.Dzięki temu możemy np. roztworzyć osad, który wytrącił się w roztworze. Dowiedzieliśmy się też, że niektóre jony mogą zachowywać się inaczej „w towarzystwie” drugiego jonu.