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
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.