01.12.2008

Michał Szczepaniak I TM Bb

Kamil Kuklewski

Temat: Dysocjacja elektrolityczna

1. Część teoretyczna:

Dysocjacja elektrolityczna to proces rozpadu cząsteczek związków chemicznych na jony pod wpływem rozpuszczalnika. Dysocjacja może też przebiegać w fazie gazowej pod wpływem wyładowań elektrycznych, lub bezpośredniego bombardowania gazu elektronami. Zdysocjowany roztwór związku chemicznego nazywa się elektrolitem.

W roztworach dysocjacja jest zawsze procesem odwracalnym. Między formą niezdysocjowaną i zdysocjowaną związku występuje w tych warunkach równowaga.

Dysocjacji elektrolitycznej w wodzie ulegają prawie wszystkie rozpuszczalne sole, wszystkie kwasy i wodorotlenki. Logarytm stałej dysocjacji jest miarą ich mocy chemicznej.

Stała dysocjacji (obecnie często zwana po prostu stałą jonizacji) to stała równowagi reakcji dysocjacji czyli rozpadu związków chemicznych na poszczególne jony, pod wpływem rozpuszczalnika, lub pod wpływem np. działania silnego pola elektrycznego. Przykładowo dla kwasu HA, ulegającemu reakcji dysocjacji w wodzie:

stała dysocjacji ma postać:

Stopień dysocjacji to stosunek liczby moli cząsteczek danego związku chemicznego, które uległy rozpadowi na jony do łącznej liczby cząsteczek tego związku, znajdującego się w roztworze, fazie gazowej lub stopie, w którym zaszło zjawisko dysocjacji elektrolitycznej.

Stopień dysocjacji dotyczy słabych elektrolitów i zależy od:

• struktury związku, dla którego ten stopień jest ustalany

• rodzaju rozpuszczalnika

• obecności w roztworze innych związków zdolnych do dysocjacji

• stężenia roztworu (na ogół wzrasta w miarę rozcieńczania roztworu)

• temperatury (na ogół nieco wzrasta wraz ze wzrostem temperatury)

Prawo rozcieńczeń Ostwalda to przybliżona zależność stopnia dysocjacji słabego elektrolitu od jego stężenia:

gdzie:

α – stopień dysocjacji,

C – stężenie elektrolitu,

K – stała dysocjacji.

1. Część doświadczalna:

Przyrządy i odczynniki: statyw z probówkami, cylinder miarowy o poj. 50 cm³, mikrołopatka,

Roztwory:

• 1 M chlorek miedzi(II) CuCI₂,

• aceton CH₃COCH₃,

• 1 M chlorek kobaltu(II) CoCl₂,

• stężony kwas solny HCI,

• O,1 M siarczan(VI) że­laza(III) Fe₂(SO₄)₃,

• 0,3 M tiocyjanian potasu KSCN,

• 0,2 M azotan(V) ołowiu(II) Pb(NO₃)₂,

• 0,2 M octan ołowiu(II) (CH₃COO)₂Pb,

• 0,2 M chlorek ołowiu(II) PbCI₂,

• 2 M kwas siarkowy(VI) H₂SO₄,

• 1 M siarczan(VI) potasu K₂SO₄,

• 1 M siarczan(VI) amonu (NH₄)₂SO₄,

• 1 M kwas octowy CH₃COOH,

• 2 M wodorotlenek amonu NH₄OH,

• 1 M siarczan(VI) sodu Na₂SO₄,

Substancje stałe: chlorek amonu NH₄Cl, octan sodu CH₃COONa,

Wskaźniki: O,1% roztwór oranżu metylowego, O,1% alkoholowy roztwór fenoloftaleiny.

Doświadczenie I:

Do dwóch probówek wprowadzić po 2 cm³ (około 1/5 objętości) roztworu chlorku miedzi(II). Do jednej z nich dodawać aceton do zmiany barwy, do drugiej - 1 cm³ wody destylowanej. Zanotować barwę roztworów. Następnie do probówki z acetonem dodać wody destylowanej - do zmiany barwy. Porównać barwy roztworów w obu probówkach.

Wyniki i wnioski:

CuCl₂ Cu²⁺ + 2 Cl^-

Zielony Niebieski

W probówce pierwszej po dodaniu acetonu, chlorek miedzi(II) zmienia barwę z niebieskiego na zielony. Początkowo niezdysocjowany roztwór chlorku miedzi(II) koloru zielonego, po zdysocjowaniu go na jony zmienił barwę na kolor niebieski. Barwa niebieska pochodzi od jonów miedzi(II).

Po dodaniu wody do probówki drugiej, również z chlorkiem miedzi(II), roztwór nie zmienił barwy pozostając koloru niebieskiego.

Następnie po dodaniu wody destylowanej do pierwszej probówki z acetonem, barwa roztworu z powrotem uzyskała kolor niebieski, jednak tylko częściowo (w górnej części probówki utrzymywał się kolor zielony, a w dolnej niebieski). Aceton cofnął więc dysocjacje tylko częściowo.

Stała dielektryczna wody destylowanej: E=78%

Stała dielektryczna acetonu: E=21%

E do 20% - dysocjacja nie zachodzi,

E od 20 do 40% - dysocjacja zachodzi częściowo,

E powyżej 40% - dysocjacja zachodzi całkowicie.

Doświadczenie II:

Do probówki wprowadzić 2 cm³ (około 1/5 objętości) roztworu chlorku kob­altu(II). Zaobserwować barwę roztworu. Następnie dodawać kroplami (do zmiany barwy) stężony kwas solny. Ponownie rozcieńczyć roztwór wodą desty­lowaną i jeszcze raz obserwować zmianę barwy.

Wyniki i wnioski:

CoCl₂ Co²⁺ + 2 Cl^-

Niebieski Róż

Początkowo niebieskiej barwy chlorku kobaltu(II) po zdysocjowaniu zmienił barwę na różową. Dodany stopniowo kwas solny spowodował zmianę barwy roztworu chlorku kobaltu(II) na niebieską. Zaszła reakcja egzotermiczna (reakcji towarzyszy wydzielanie się ciepła).

Stała dielektryczna wody destylowanej: E=78%

Stała dielektryczna kwasu solnego: E=4%

Kwas solny cofa dysocjację.

HCl H⁺ + Cl^-

HCl H₃O⁺ + Cl^-

Wspólny jon chlorkowy (Cl^-) pozwolił cofnąć dysocjacje.

Następnie, gdy dodano do roztworu wodę destylowaną, z powrotem uzyskał barwę różową.

Doświadczenie III:

W zlewce o pojemności 100 cm³ zmieszać 2÷3 krople roztworu siarczanu (VI) żelaza(III) z taką samą ilością tiocyjanianu potasowego. Dodać około 5 cm³ wody destylowanej, wymieszać i postawić zlewkę na kartce białego papieru. Za­obserwować barwę roztworu. Następnie rozcieńczyć roztwór wodą destylowaną aż do zaniku krwistoczerwonego zabarwienia. Powstały żółty roztwór podzielić na dwie części. Do jednej części roztworu dodawać kroplami roztwór siarcza­nu (VI) żelaza(III), do drugiej - roztwór tiocyjanianu potasowego. Obserwować w obu zlewkach barwy roztworów na białym tle.

Wyniki i wnioski:

Fe(KSCN)₃ Fe³⁺ + 3 KSCN^-

Krwista czerwień Żółty

Mieszając roztwór siarczanu(VI) żelaza(III) z tiocyjanianem potasu otrzymano roztwór barwy krwistoczerwonej (Fe(KSCN)₃). Następnie dodając wodę destylowaną otrzymamy roztwór zdysocjowany barwy żółtej.

Dzielimy roztwór na dwie części:

-Do pierwszej części dodajemy kroplami roztwór siarczanu(VI) żelaza(III):

Fe₂(SO₄)₃ 2Fe³⁺+3SO₄^2-

-Do drugiej części dodajemy kroplami roztwór tiocyjaniany potasowego:

KSCN K⁺+SCN^-

W tym wypadku barwa stała się bardziej intensywniejsza niż w zlewce z Fe₂(SO₄)₃.

Doświadczenie IV:

1. Do trzech probówek wprowadzić po 2 cm³ roztworów:

1. do pierwszej azotanu(V) ołowiu(II),

2. do drugiej octanu ołowiu(II)

3. do trzeciej chlorku ołowiu(II)

Następnie do każdej dodać po 2 krople kwasu siarkowego(VI).

1. Do trzech innych probówek wprowadzić po 3cm³ roztworów:

1. do pierwszej siarczanu(VI) sodowego,

2. do drugiej siarczanu(VI) potasowego,

3. do trzeciej siarczanu(VI) amonowego.

Następnie dodać do każdej probówki po 2 krople azotanu(V) ołowiu(II). Otrzy­mane osady porównać na ciemnym tle.

Wyniki i wnioski:

1. W każdej probówce nastąpiło wytrącenie się osadu (PbSO₄).

1. Pb(NO₃)₂+H₂SO₄ →PbSO₄↓+2HNO₃

Pb²⁺2NO₃^-+2H⁺+SO₄^2-→PbSO₄↓+2H⁺+2NO₃^-

Pb²⁺+SO₄^2-→PbSO₄↓

1. Pb(CH₃COO)₂+H₂SO₄→PbSO₄↓+2CH₃COOH

Pb²⁺+2CH₃COO^-+2H⁺+SO₄^2-→ PbSO₄↓+2CH₃COO^-+2H⁺

Pb²⁺+SO₄^2-→ PbSO₄↓

1. PbCl₂+H₂SO₄→ PbSO₄↓+2HCl

Pb²⁺+2Cl^-+2H⁺+ SO₄^2-→ PbSO₄↓+2H⁺⁺+2Cl^-

Pb²⁺+SO₄^2-→ PbSO₄↓

Wszystkie roztwory po zmieszaniu z H₂SO₄ charakteryzują się białym zabarwieniem.

1. W każdej probówce nastąpiło wytrącenie się osadu (PbSO₄).

1. Na₂SO₄+Pb(NO₃)₂→ PbSO₄↓+2NaNO₃

2Na+ SO₄^2-+ Pb²⁺+2NO₃^-→ PbSO₄↓+2Na⁺+2NO₃^-

SO₄^2-+ Pb²⁺→ PbSO₄↓

1. K₂SO₄+Pb(NO₃)₂→ PbSO₄↓+2KNO₃

2K⁺+ SO₄^2-+ Pb²⁺+2NO₃^-→ PbSO₄↓+2K⁺+2NO₃^-

SO₄^2-+ Pb²⁺→ PbSO₄↓

1. (NH₄)₂SO₄+Pb(NO₃)₂→ PbSO₄↓+2NH₄NO₃

2NH₄⁺+ SO₄^2-+ Pb²⁺+2NO₃^-→ PbSO₄↓+2NH₄⁺+2NO₃^-

SO₄^2-+ Pb²⁺→ PbSO₄↓

Wszystkie roztwory po zmieszaniu z Pb(NO₃)₂ charakteryzują się białym zabarwieniem.

Doświadczenie V:

Do dwóch probówek wlać do l/5 objętości kwas octowy. Następnie do każ­dej probówki dodać po dwie krople roztworu oranżu metylowego. Jedną pro­bówkę z kwasem octowym pozostawić jako próbkę kontrolną, do drugiej wsy­pać l mikrołopatkę octanu sodowego i zamieszać. Porównać zabarwienia otrzy­manego roztworu z zabarwieniem roztworu w próbce kontrolnej. Do dwóch na­stępnych probówek wprowadzić około 1/5 objętości roztworu wodorotlenku amonowego. Do każdej z nich dodać po jednej kropli roztworu fenoloftaleiny. Jedną probówkę z wodorotlenkiem amonowym zostawić jako próbkę kontrolną, do drugiej wsypać 1 mikrołopatkę chlorku amonowego i zamieszać roztwór. Po­równać zabarwienia otrzymanego roztworu z zabarwieniem próbki kontrolnej.

Wyniki i wnioski:

Dodanie oranżu metylowego do kwasu octowego spowodowało zmianę barwy roztworu na czerwoną (roztwór kwaśnieje w zależności od stężenia jonów wodorowych, gdyż dużo H⁺ to środowisko kwaśne). Następnie po dodaniu octanu sodowego barwa roztworu zmieniła się na pomarańczowy. Nastąpiło cofnięcie dysocjacji.

CH₃COOH CH₃COO^- + H⁺

Pomarańczowy Czerwony

CH₃COONa CH₃COO^- + Na⁺

Dodanie fenoloftaleiny do wodorotlenku amonowego spowodowało zabarwienie się roztworu na kolor czerwony (nastąpiła dysocjacja). Jedną probówkę pozostawiamy jako wzorcową. Do następnej probówki dodajemy chlorek amonowy – dysocjacja cofa się (roztwór staje się bezbarwny).

NH₄OH NH₄⁺+OH^-

NH₄Cl NH₄⁺+Cl^-